Estequiometria.

U4 Química.

En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, metrón, 'medida') es

el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una

reacción química.

Ley de la conservación de la masa:

La masa no se crea ni se destruye en una reacción química.Ley de las proporciones definidas:

Los elementos que se combinan para formar un compuesto siempre lo hacen en proporciones de masa definida y en relaciones sencillas.

ó

«Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes»

Bases de la estequiometria.

Reacciones químicas.

• Síntesis:

• Descomposición:

• Sustitución simple:

• Sustitución doble:

El mol y masa molar.

“Una mol es la cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de partículas que el número de átomos que hay en 12g de carbono 12”.

Mediante experimentos y tomando como medida patrón 12.0000g del isótopo carbono 12, los químicos han determinado que en esta cantidad hay átomos de carbono. Así, ellos han definido al mol como la cantidad de una sustancia que contiene unidades elementales.

El valor se conoce como Número de Avogadro y se designa con la letra

Tomando de base esta definición,1 mol de carbono debe ser igual a 12g. Puesto que la asa molecular de cualquier sustancia se basa en el carbono 12 como patrón, entonces:

Una mol es la masa en gramos numéricamente igual a la masa molecular de una sustancia.

La razón del número de moléculas N al número de moles n debe ser igual al número de Avogadro . Sombolicamente:

𝑵  𝑨=𝑵𝒏

=𝟔 .𝟎𝟐𝟐×𝟏𝟎𝟐𝟑𝑴𝒐𝒍 é 𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔 𝒑𝒐𝒓𝒎𝒐𝒍

La forma más sencilla de determinar el número de moles n contenidas en un gas es dividiendo su masa m en gramos entre su masa molecular M por mol. Por lo tanto:

Volumen molar.El volumen molar es el volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones de temperatura y presión normales (TPN).

Se considera como valores normales una temperatura de 273k (grados Kelvin) y 1 atm (una atmósfera) de presión.

Los datos experimentales han revelado que en condiciones TPN, el volumen de un mol de cualquier gas es de 22.4L (litros).

Masa fórmula.

La masa formula es la suma de las masas atómicas expresada en unidades de masa atómica de los elementos indicados en la fórmula.

Ejemplo: determinar la masa molecular del octano ().

Conversiones masa-mol-volumen molar.

Para facilitar las conversiones molares se utiliza un factor de conversión que es una relación que se deduce de la igualdad entre las unidades. Se usa dela siguiente manera:

Ejemplo:

• Determinar la masa molar de amoniaco.

Masa molar =17.031g/mol

• Convierte la masa molar a moles:

Calcule el volumen que ocupan los moles determinados:

Ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos.

Los cálculos estequiométricos se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durantes la producción de todas las sustancias químicas que utiliza la industria o se venen a los consumidores.

Pasos para resolver problemas de estequiometria partir de una ecuación química.

1. Escribir la ecuación química balanceada con las fórmulas o los símbolos correctos de los reactivos productor.

2. Determinar las masas molares de las sustancias que intervienen en el cálculo.

3. Convertir a moles la cantidad de sustancia A.

4. Convertir los moles determinados de la sustancia A a moles de la sustancia desconocida B. Hacer uso de la relación estequuiométrica correcta, tomada de la ecuación balanceada.

5. Convertir los moles determinados de la sustancia B a las unidades solicitadas.

El butano () es un gas combustible de uso común que se utiliza para cocinar y en la calefacción de las casas. ¿Qué masa de oxígeno se consume en la reacción de 1g de butano? La reacción de combustión sin balancear es:

Paso 1.- Escribe la ecuación balanceada:

Paso 2.-Determina la masa molar de as sustancias mencionadas en el problema:

Paso 3.- convierte a moles la masa de la sustancia A, es este caso 1g de .

Paso 4.- Convierte los moles de la sustancia conocida A a moles de la sustancia desconocida B ( en este caso, la sustancia desconocida es el ). Para esto considera la relación estequiométrica obtenida a partir de la ecuación balanceada.

Paso 5.- Convierte los moles determinados dela sustancia B a gramos, que es la unidad de masa:

Resultado:

La masa del oxígeno que se consume al quemar 1 g de butano es igual a 3.5g

Composición porcentual.

El porcentaje en masa de un elemento presente en un compuesto en particular equivale al número de gramos del elemento presente en 100g del compuesto.

Cuando se conoce la formula del compuesto que se analiza, la masa de cada elemento presente en el compuesto se puede expresar en términos e porcentaje.

Pasos a seguir:

1. Determinar la masa de un mol de la sustancia (masa molar).

2. Dividir l masa del elemento presente en un mol de la sustancia entre la masa molar de la sustancia.

3. Multiplicar el cociente por 100.

Ejemplo: Calcula los porcentajes en masa de hidrógeno y oxígeno presentes en la molécula de agua.

Se determina la asa de un mol de la sustancia.

Porcentaje en masa del hidrógeno:

Porcentaje en masa del oxígeno:

Reactivo limitante.

Al reactivo que se agota en su totalidad e una reacción química se le llama reactivo limitante, por que la cantidad de este reactivo limita la cantidad de un nuevo producto que se puede formar.

Considere la reacción de formación del amoniaco:

Si para la reacción se cuenta con 4 moles de y 14 moles de . Con base en la relación estequiométrica de la ecuación química, 1 mol de reacciona con 3 moles de para formar 2 moles de . Entonces, el número de moles de que se requiere para reaccionar con 4 moles de es:

Respuesta:

Para reaccionar con los 4 moles de , se requieren 12 moles de ; pero, como para la reacción de tienen 14 moles de , entonces se tiene un sobrantes de 2 moles de . En este caso el reactivo que se consume en su totalidad (reactivo limitante) es el nitrógeno.