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domingo, 29 de julio de 2012

ESTEQUIOMETRIA


Estudia las relaciones cuantitativas que se presentan en la reacción química. La estequiometria se fundamenta en la ecuación química balanceada.

La cantidad de una sustancia se puede expresar en dos unidades: gramos y moles.
Mol: Es la cantidad en gramos numéricamente igual a la masa de un átomo de una molécula; este es un término colectivo y tiene una equivalencia de 6.02 x 1023 unidades (numero de Avogrado).
Ej: 1 mol de Carbono equivale a 12 gramos del mismo, pues el carbono pesa 12 u.m.a y esta 
cantidad contiene 6.02 x 1023 átomos de Carbono.  

Leyes Ponderales

Son las que rigen el comportamiento de la materia, en cuanto a peso de las sustancias que intervienen en una reacción. Estas son descritas a continuación:

1.     Ley de Conservación de la Materia: La cantidad en masa de los reactivos debe ser igual  a la cantidad en masa de los productos. Para que se cumpla esta ley es necesario balancear la ecuación química. Esto quiere decir que si en un proceso químico cualquiera se pone a reaccionar dos compuestos con un peso determinado, al momento de obtener el producto de la reacción debe conservarse el mismo peso para dichas sustancias.

2.    Ley de las Proporciones Definidas: En toda reacción química, los reactivos se combinan en una proporción fija de pesos. Lo importante de esta ley radica en comprender que cada vez que dos elemento reaccionen para dar un compuesto el peso de cada uno siempre será constante, es decir si se tiene esta reacción química:

2H2 + O2 2H2O
Podemos observar que dos moles de hidrogeno (4 g) reaccionan con un mol de oxigeno (32 g). Siempre que estos elementos vallan a reaccionar para formar agua lo harán en 
esta misma proporción: 4/32.

3.    Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, si la masa de uno permanece constante, la masa del otro varía en una relación de números sencillos. Por ejemplo con los elementos Hidrogeno y Oxigeno podemos formar agua y también Peróxido de Hidrogeno,  tal como lo podemos ver en las reacciones siguientes:

2H2 + O2 2H2O     O = 16 u.m.a

H2 + O2 H2O2   H = 1 u.m.a
En ambas reacciones la masa de oxigeno permanece constante (32 gramos). En cambio la mas del hidrogeno en la primera es de 4 gramos y en la segunda es de 2 gramos,  varia en una relación de números enteros sencillos (2/1).

Cálculos Estequiometricos

o   Mol – Mol: Para un ejercicio de este tipo primero se debe balancear la ecuación, luego se identifican las sustancias implicadas en el problema y posteriormente se realiza un regla de tres y se efectúa el cálculo.

Ej: Cuantas moles de HCl se necesitan para obtener 0.6 moles de Cl2 en la ecuación:
HCl + O2 Cl2 +H2O
En este ejercicio no están relacionando las moles de dos sustancias, por lo que puede afirmarse que debemos hacer un cálculo mol-mol. Primero que todo balanceamos la ecuación:
4HCl + O2 → 2Cl2 +2H2O
Las sustancias problemas son el HCl y el Cl2. Estableciendo una relación entre ellas tenemos:
4 moles de HCl 2 moles de Cl2
                 X 0.6 moles de Cl2
Resolviendo regla de tres obtenemos que:

X = (0.6 moles de Cl2 * 4 moles de HCl) /2 moles de Cl2

X = 1.2 moles de HCl

o   Masa – Masa: Para resolver estos ejercicios las moles se deben llevar a gramos, debido a que la ecuación esta en términos de moles.

Ej: El Oxigeno se obtiene por descomposición del clorato de Potasio como se muestra en la siguiente reacción balanceada:

2KClO3 2KCl + 3O2
¿Cuántos gramos de Oxigeno se obtienen a partir de 61.27 g de Clorato?

Primero que todo hallamos los pesos moleculares de la sustancia problema:
K = 39.1; Cl = 35.5; H = 1; O = 16

Pm. KClO3 = 122.55 g x 2 = 245.10 g
Pm. O2 = 32 g x 3 = 96 g

Ahora planteamos la regla de tres:
245.10 g KClO3 96 g O2
   61.27 g KClO3 X

Despejamos:

X = (96 g O2 * 61.27 g KClO3) / 245.10 g KClO3
X = 23 g de O2.

o   Mol – Masa: Una de las sustancias problema está dada en gramos y la otra en moles. Al momento de establecer la relación estequiometrica debemos expresar las sustancias implicadas en las mismas unidades.

Ej: ¿Cuántos moles de cloruro de sodio, se necesitan para producir 355 g de cloro? Según la ecuación química:
NaCl Na + Cl 2
Primero balanceamos la ecuación
2NaCl 2Na + Cl 2
Ahora calculamos el número de moles de Cl2
n = (355 g) / (71 g/mol) = 5 mol Cl2
Se plantea la regla de tres:
2 moles de NaCl 1 mol Cl2
                     X 5 mol Cl2
X = (2 moles de NaCl * 5 mol Cl2) / 1 mol Cl2
x = 10 moles de NaCl

Reactivo Limite: Se define como la sustancia que se consume totalmente en el curso de una reacción química. En los ejercicios que se presentan las cantidades de masa de un reactivo es necesario determinar cual corresponde al reactivo límite, ya que es este quien determina la cantidad real de producto formado.

Reactivo en Exceso: Reactivo que sobra en una reacción química.
Para entender lo descrito anteriormente analicemos el siguiente ejemplo:

¿Qué masa de CO2 se producirá al reaccionar 8 g de CH4 con 48 g de O2 en la combustión del metano?
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Para obtener los gramos de CO2 que se forman, debemos saber cuál es el reactivo limite, ya que es partir de este del que haremos los cálculos posteriores.  

Con el fin de conocer que sustancia se consume primero, obtenemos el número de moles de cada reactivo y comparamos la proporción con la que se establecen en la ecuación:
n de CH4 = (8g / 17 g/mol) = 0.47 mol
n de O2 = (48 g / 32 g/mol) = 1.5 mol

La ecuación nos indica la proporción 1 mol de CH4 reacciona con 2 moles de O2. Con los valores dados: 0.47 mol CH4 reaccionan exactamente con 0.47 g de O2, como se dispone de  1.5 g O2 quedara en exceso de O2 (1.03 g) indicando que el reactivo limite es el CH4 cuyas moles se consumen por completo.

Una vez tenemos el reactivo límite procedemos a realizar el ejercicio con este reactivo:
 8 g de CH4 16 g CH4
               X 44 g CO2

X = (8 g CH4 * 44 g CO2) /16 g CH4
x = 22 g CO2

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