Estequiometria Estudia las relaciones de las masas de las sustancias

I.- ESTEQUIOMETRÍA

E

studia las relaciones de las masas de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Se basa en las unidades químicas de masa y en las leyes ponderales.

        I.         Leyes Ponderales

Son un conjunto de leyes que se descubrieron por la vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos.

1. LEY DE LAVOISIER O DE LA  CONSERVACIÓN DE LA MASA .- "La masa de un sistema permanece invariable, cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro  de el "

             A + B ⇒ C + D

             mA + mB → mC + mD

        Ejemplo :                2H2        +   O2                →                2H2O

                                        4g H2   +        32g O2        →                2(18 g) H2O

                                                                                                ↓[pic 3]

                                                36 g                        =                    36 g

2. LEY DE PROUST O DE  LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O CONSTANTES .- "Cuando dos o más elementos  se  combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en relación de pesos invariables ".

        Ejemplo :                2Ca         +  O2        →        2 Ca O

                                        2(40g Ca)    +   2 (16 g O)        →        2 (56 g CaO)

                                          40g Ca            +            16 g O                 →        56 g Ca

        Siempre                  40 g Ca                        consumirán          16 g O

• En ciertas reacciones químicas es necesario considerar:

REACTIVO  LIMITANTE

• Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en menor proporción y al agotarse limita la cantidad máxima del producto(s) obtenido(s).

  REACTIVO EN EXCESO

• Es aquella sustancia que está en mayor proporción por lo tanto queda como sobrante al finalizar la reacción.
• Una regla práctica para determinar el reactivo limitante y el reactivo en exceso para cada reactante es:  

[pic 4]

                             [pic 5]

        Ejemplo :                N2                +        3H2                        →                2 NH3

                                1 mol N2                +        3 mol H2                →                2 mol NH3

        Si hubieron :

                                2 mol N2                +        3 mol H2                →                ?  NH3        

        Debemos ubicar el reactivo limitante

        Entonces :

                                        Si          1 mol N2                →                3 mol H2

                                                2mol  N2                →                      x

                                                      x  =  6 mol H2        y solo hay 3 mol H2

• El hidrógeno se consume primero lo que lo convierte en el reactivo limitante y al N2 en el reactivo en exceso.                 

Luego :         Las 3 mol H2         producirán  solo  2 mol NH3

3. LEY DE DALTON O DE  LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES .- "Cuando dos elementos  se combinan para formar dos o más compuestos, el peso de una de ellos permanece constante y el peso del otro varia en razón de números enteros pequeños."

                                                                      SO        →        32 g S        +    16 g O[pic 6]

                                                                                                                                  x2

        Ejemplo :   S + O2                              SO2        →        32 g S        +        32 g O          x3

                                                                     SO3        →        32 g S        +        48 g O

4. LEY DE  WENZELL - RITCHER O DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS .- "Cuando dos elementos se combinan separadamente con el peso fijo de un  tercero, los  pesos de estos son los  mismos que se combinan entre sí o son múltiplos de  estos"

Ejemplo :                10 g A        +        30 g B        →        Productos

                                                10 g A        +        20 g C        →        Productos

                ⇒                                30 g B        consumieron   20 g C

RENDIMIENTO .-  El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se espera, calculada a partir de unas cantidades dadas de los reactivos. La cantidad de producto que realmente se obtiene se llama rendimiento real.

[pic 7]

% de rendimiento = [pic 8]

1. Relación Volumen – Cantidad : Ley de Avogadro “A presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente”.

Ejm:

                        3 H2 (g)        +        N2 (g)        →        2 NH3  (g)

                        3 mol                1 mol                2 mol

                        3 volúmenes         1 volumen         2 volúmenes

1. Volumen Molar de un Gas a CN : CN (Temperatura y presión a condiciones normales)

T                =        0º C         = 273 K

                                                                                  P                 =         1 atm.         = 760 mm Hg

A estas condiciones una mol de cualquier gas ocupa un volumen de         22,4 litros.

...