Estequiometria

• Estequiometria

Es la parte de la química que trata sobre cálculos de cantidades, como moles, número de moléculas, gramos, litros, etc. que acompañan a las reacciones químicas. Antes de desarrollar el problema, estas tienen que estar perfectamente balanceadas. De lo contrario todo cálculo aunque se encare correctamente desde el punto de vista matemático, dará resultados erróneos.

Antes de encarar los problemas veamos algunos conceptos teóricos necesarios para solucionarlos.

Mol: El mol es el peso molecular de un compuesto expresado en gramos. Por ejemplo la molécula de agua tiene un peso molecular de 18, o sea que el mol del agua es de 18 gramos.

El peso molecular del hidróxido de sodio (NaOH) es de 40 es decir que su mol es de 40 gramos.

Ley de Avogadro: Avogadro sostiene que cada mol de cualquier compuesto tiene siempre la misma cantidad de moléculas. Este número constante tiene un valor de 6.022×10^23 (elevado a la 23) moléculas. Obviamente es aplicable a aquellas sustancias que existen en estado monoatómico como los metales. En estos casos decimos que tiene esa cantidad de átomos en vez de moléculas.

Avogadro también dice que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa el mismo volumen bajo condiciones normales de presión y temperatura (C.N.P.T.). Este volumen es de 22,4 litros.

Es muy común utilizar las reglas de tres simple para plantear los problemas de estequiometria.

También daremos algunos ejemplos de como calcular la fórmula mínima y fórmula molecular de ciertos compuestos.

 ejemplos

1) Calcula el peso molecular del Hidróxido de Calcio.

La fórmula de este compuesto es Ca(OH)2.

Según Tabla Periódica:

Ca: 40, O: 16, H: 1

Sumamos Ca: 40grs.

O: 16grs. x 2 = 32grs.

H: 1grs. x 2 = 2grs.

P.M (Ca(OH)2) = 74grs.

2) Cuantos gramos hay en 5 moles de ácido nítrico.

De tabla periódica sacamos los pesos atómicos y calculamos el peso molecular del ácido nítrico (HNO3).

P.M: 63. O sea que un mol tiene 63 grs. por lo tanto en 5 moles habrán:

315 grs.

3) ¿Cuantos átomos de nitrógeno habrán en 68 gramos de NH3?

El mol de NH3 vale 17 grs. En estos 17 grs habrán 6.023.1023 moléculas. Por cada molécula tenemos un átomo de nitrógeno. Por lo tanto, sabiendo la cantidad de moléculas totales tendremos la cantidad total de átomos de nitrógeno.

68 grs x 6.023.1023 moléculas / 17 grs. = 24,08 x 1023

4) ¿Qué cantidad de moléculas de oxigeno habrá en 6 litros de este gas?.

Podemos en estos casos usar los factores de conversión para ir transformando unidades de distinta magnitud e ir cancelando algunas de ellas hasta quedarnos con la unidad que nos piden, en este caso número de moléculas.

6lts. x 1mol/22.4lts x 6.023.1023 moléculas/mol

Aquí podemos observar que los litros se cancelan por aparecer en el numerador y denominador al igual que los moles quedando solamente las moléculas.

El resultado da 1.613.1023 moléculas.

5) Cuantos átomos habrán en 46 gramos de Nitrógeno?.

Procederemos de manera similar al problema anterior. Partiremos de 46 gramos. Tengamos en cuenta también que una molécula de este gas está constituida por 2 átomos (biatómica). Peso molecular del nitrógeno: 28 grs.

46grs. x 1mol/28grs. x 6,022.1023moléculas/1mol x 2 átomos/1molecula =

El resultado es: 19,8.1023 átomos.

• Ley de la conservación de la materia

Se le llama materia a todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. En la mayoría de los casos, la materia se puede percibir o medir mediantes distintos métodos.

La descripción de materia dada por la física moderna, incluye cualquier entidad, campo o discontinuidad que se traduce en un fenómeno perceptible que tiene continuidad a través del espacio tiempo, su velocidad es igual o menor a la velocidad de la luz, y se le puede asociar una cierta energía.

Hoy en día se conoce que todas las materias tienen energía, pero no todas tienen masa.

La materia másica está formada por moléculas, átomos y partículas subatómicas.

Ejemplos de materia no másica serían los fotones que forman la luz, la radiación electromagnética, entre otros.

En el año 1745, Mijaíl Lomonosov enunció la ley de de conservación de la materia de la siguiente manera: En una reacción química ordinaria donde la masa permanece invariable, es decir, la masa presente en los reactivos es igual a la masa presente en los productos. En el mismo año, y de manera independiente, el químico Antoine Lavoisier propone que ” la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Es por esto que muchas veces la ley de conservación de la materia es conocida como ley de Lavoisier-Lomonosov.

ejemplos

• La combustión: Si se queman 10 gramos de papel se obtiene .1 gramos de cenizas y 9.9 gramos de gases productos de la combustión que son liberados. La ebullición: Si se hierve un Kilogramo de agua en estado líquido durante el tiempo suficiente para que se consuma, se obtendrá un Kilogramo de vapor. Una reacción química: Si se tiene un Kilogramo de Hidrógeno y se combina con un Kilogramo de Oxígeno mediante una descarga eléctrica se obtendrá un kilogramo y medio de agua y medio kilogramo de Oxígeno, lo que se expresa en la siguiente reacción: H2 + O2 àH20 + O Si a un automóvil se le carga con 20 Kilogramos de combustible, después de haber encendido el motor durante un tiempo y de que se haya consumido todo el combustible, el auto pesará 20 Kilogramos menos, pero en la atmósfera habrá 20 Kilogramos más de gases producto de la combustión.

ley de las preposiciones constantes

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiometrias, según la cual cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas. Fue enunciada por el farmacéutico y químico francés Louis Proust en 1795, basándose en experimentos que llevó a cabo siendo profesor del Real Colegio de Artillería de Segovia de Segovia, por lo tanto también se conoce como Ley de Proust.

Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula molecular, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos puede variar

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