Todo sobre la Estequiometria

Origen de la Estequiometria

Del griego στοιχειον, (stoicheion), letra o elemento básico constitutivo y μετρον (métron), medida.

Hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se puede definir como: "la parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas".

Para entender mejor a esta rama de la química, es necesario establecer algunos conceptos básicos, que si bien pueden ser un poco trillados, son indispensables para su estudio.

De Wikipedia

Concepto de Estequiometria

Estequiometria, estudio de las proporciones pondérales o volumétricas en una reacción química. La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán Jeremias B. Richter para designar la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que descubrió que las masas de los elementos y las cantidades en que se combinan se hallan en una relación constante. En la actualidad, el término estequiometría se utiliza relativo al estudio de la información cuantitativa que se deduce a partir de los símbolos y las fórmulas en las ecuaciones químicas.

Una ecuación química es esencialmente una relación que muestra las cantidades relativas de reactivos y productos involucrados en una reacción química. Los cálculos estequiométricos son aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se va a obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos o, por el contrario, las cantidades de reactivo que se han de utilizar para obtener una determinada cantidad de producto. La expresión “cantidad estequiométrica” indica la cantidad exacta que se necesita de una sustancia de acuerdo con una ecuación química.

Para efectuar los cálculos estequiométricos se siguen una serie de etapas. Primero se escribe la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es utilizar relaciones de moles como base de cálculo, la segunda etapa consiste en transformar en moles la información suministrada. En la tercera etapa se examinan las relaciones molares en la ecuación química para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa hay que tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivo limitante, que es aquel reactivo que está presente en la cantidad estequiométrica más pequeña de manera que determina la cantidad máxima de producto que se puede obtener.

De rincondelvago

Todo sobre la Estequiometria

Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometría vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.

 COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y MOLAR

La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo.

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.

Composición porcentual de un elemento =

Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:

La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos.

Ejemplo:

El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.

Solución:

La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es:

La suma de los porcentajes es 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos.

 NOMENCLATURA

Es la forma de darle nombre a los compuestos. Durante mucho tiempo, los químicos nombraban los compuestos a voluntad propia, lo que hacía más difícil el control de los mismos. Hasta que en 1921 la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) estableció reglas para poder nombrar cada uno de los compuestos de acuerdo a su fórmula. El elemento más positivo se escribe primero y se menciona después, el elemento más negativo se escribe al final y se menciona primero.

Para el estudio de la nomenclatura de los compuestos, estos se dividirán en:

· Binarios

· Ternarios

· Cuaternarios

 Compuestos Binarios

Son los que están formados por dos elementos. Los elementos más importantes en estos compuestos son el hidrógeno y el oxígeno. Entre los compuestos binarios podemos mencionar a los hidrogenados, oxigenados, las sales, las aleaciones.

· Compuestos Hidrogenados: Los compuestos hidrogenados son los que llevan hidrógeno como principal elemento, combinados con un metal o un no metal. Entre éstos están:

o Hidruros: Hidrógeno + metal.

Ejemplos:

- NaH = Hidruro de sodio.

- HgH = Hidruro de mercurio.

- = Hidruro de calcio.

- = Hidruro de aluminio.

- = Hidruro de hierro.

- = Hidruro de cobre.

· Hidrácidos: Hidrógeno + no metal.

Ejemplos:

- = Ácido Clorhídrico.

- = Ácido Selenhídrico.

- HF = Ácido Yodhídrico.

- = Ácido Telurhídrico.

- = Ácido Sulfhídrico.

- = Ácido Borhídrico.

· Compuestos Oxigenados: Los compuestos oxigenados llevan oxígeno como elemento principal y éstos están combinados con elementos metálicos y no metálicos según sea el caso. Entre éstos están:

o Óxidos: Oxígeno + metal

Ejemplos:

- Cr2O3 = Trióxido de dicromo.

- Rb2O = Óxido de dirubidio.

- Al2O3 = Trióxido de dialuminio.

- Ca2O2 = Dióxido de dicalcio.

- Li2O = Óxido de dilitio.

- Fe2O3 = Trióxido de dihierro.

· Anhídridos: Oxígeno + no metal

Ejemplos:

- = Anhídrido perclórico.

- = Anhídrido boroso.

- = Anhídrido yódico.

- = Anhídrido bromoso.

- = Anhídrido nitrogenoso.

- = Anhídrido fosforoso.

· Sales: Las sales son las compuestas de la combinación de dos no metales, o un metal más un no metal. Entre estos están:

· Sales Básicas: Metal + no metal

Ejemplos:

- NaCl = Cloruro de sodio.

- KI = Yoduro de potasio.

- = Cloruro de magnesio.

- = Cloruro de cobalto.

- = Cloruro de calcio.

- = Boruro de sodio.

· Sales ácidas: No metal + no metal

Ejemplos:

- = Bromuro de selenio.

- BrF = Fluoruro de bromo.

- = Nitruro de yodo.

- = Cloruruo de rsenio.

- = Fosfuro de silicio.

- = Yoduro de telerio.

· Aleaciones: Las aleaciones se forman de la combinación de un metal más otro metal. La aleación de dos metales es de gran importancia ya que es una de las principales formas de modificar las propiedades de los elementos metálicos puros.

Ejemplos:

o AgFe = Aleación de hierro y plata

o HgRb = Aleación de rubidio y mercurio

o MnCr = Aleación de cromo y manganeso

o Compuestos Ternarios

Un compuesto ternario es el que está formado por tres elementos. Entre estos encontramos a los hidróxidos, oxácidos, sales dobles, sales ácidas, oxisales.

§ Hidróxidos: Se forman de la unión del hidrógeno con el oxígeno acompañados de un metal. En los hidróxidos el grupo OH es indispensable.

Ejemplos:

- NaOH = Hidróxido de sodio.

- AuOH = Hidróxido de oro.

- CaOH = Hidróxido de calcio.

- AlOH = Hidróxido de aluminio.

- FeOH = Hidróxido de hierro.

- MnOH = Hidróxido de manganeso.

§ Oxácidos: Son compuestos formados por la combinación de un anhídrido y una molécula de agua.

Anhídrido + H2O = Oxácido

Ejemplos:

- SO2 + H2O = H2SO3 = Ácido Sulfuroso.

- Cl2O5 + H2O =H2ClO6 = Ácido Clórico.

- CO2 + H2O = H2CO3 = Ácido Carbónico.

- FO2 + H2O = H2FO3 = Ácido Fluoroso.

- BrO3 + H2O = H2BrO4 = Ácido Bromoso.

§ Sales Dobles: Son el resultado de la sustitución del hidrógeno por dos metales diferentes, estos de colocan en orden de electropositividad.

H2Se + Li + Rb = LiRbSe

Ejemplos:

- LiMgP = Fosfuro doble de Litio y Magnesio.

- LiRbSe = Selenuro doble de Litio y Rubidio.

- KnaS = Sulfuro doble de sodio y potasio.

§ Sales Ácidas: Éstas actúan sin presencia de oxígeno y consiste en eliminar parcialmente el hidrógeno por un elemento no metal.

HF + Rb = RbHF

Ejemplos:

- RbHF = Fluoruro ácido de Rubidio.

- NaHS = Sulfuro ácido de Sodio.

- KHSe = Selenuro ácido de potasio.

o Compuestos Cuaternarios

Los compuestos cuaternarios son los formados por cuatro elementos.

§ Oxisales Ácidas: Son compuestos que resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos, de ácidos oxácidos por un metal.

Ejemplos:

- NaHSO4 = Sulfato ácido de Sodio.

- KHCO3 = Carbonato ácido de Potasio.

- CaHSO4 = Sulfato ácido de calcio.

- NaHCO3 = Carbonato ácido de sodio.

- K2HSO5 = Sulfato ácido de potasio.

- Na2HPO5 = Fosfato ácido de sodio.

§ Oxisales Dobles: Son compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los ácidos oxácidos de los grupos V y VI y el ácido carbónico.

Ejemplos:

- KliSO3 = Sulfato doble de litio y potasio.

- NaBaPO4 = Fosfato doble de bario y sodio.

- NaLiSO3 = Sulfato doble de litio y sodio.

- CsRbPO5 = Fosfato doble de rubidio y cesio.

- BaCaCO3 = Carbonato doble de calcio y bario.

- CaMgClO4 = Clorato doble de magnesio y calcio.

o LEYES QUÍMICAS

La leyes químicas son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que en una reacción química cumple los pesos de las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción.

o Ley de la Conservación de la Materia y Energía

Esta ley nos dice que en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Esto quiere decir que la materia ni se crea ni se destruye, sólo se puede transformar al igual que la energía.

La materia y la energía trabajan juntas ya que la materia al ser supuestamente destruída se transforma en energía y por eso se dice que la materia no se destruye sino que se convierte en energía.

o Ley de Proporciones Múltiples

La teoría atómica de Dálton nos lleva a que los átomos se combinan para formar compuestos. Considerando que un átomo de A se combina con un átomo de B para formar el compuesto AB y que un átomo de A se combina con 2 átomos de B, para formar el compuesto AB2, Dálton propuso la ley de las proporciones múltiples que puede enunciarse así: “Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos diferentes de uno de ellos, que se combinan con un peso fijo del otro, guardan una relación sencilla de números enteros pequeños.

Esto quiere decir que si se mantiene fija la cantidad de uno y se determinan las cantidades del otro se tienen números que guarden entre sí relaciones expresables mediante números enteros. Tenemos por ejemplo el Carbono de Hidrógeno que forma Hidrocarburos en los cuales intervienen relaciones que aún siendo de números enteros, estos son a veces muy grandes.

o REACCIONES QUíMICAS

Una reacción química es un proceso en el que a partir de una o más sustancias se origina otra u otras diferentes de las iniciales. Las reacciones químicas se representan separando con una flecha las sustancias originales de las finales:

A las sustancias A y B se les denomina productos reaccionantes y a las sustancias C y D productos de la reacción.

o Tipos de Reacciones Químicas

§ Reacciones de Combustión: Son aquellas en que se combina el oxígeno con compuestos orgánicos para producir dióxido de carbono y agua como únicos productos.

§ Reacciones de Desplazamiento: Son llamadas también de sustitución simple. Ocurre cuando un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto.

§ Reacciones de Doble Sustitución: Ocurre cuando dos compuestos intercambian sus sustituyentes para formar dos nuevos compuestos.

§ Reacciones de Combinación: Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar solamente un producto.

§ Reacciones de Descomposición o Análisis: Un compuesto se transforma por acción del calor o de la electricidad en dos o más productos.

§ Hidrólisis: Estas efectúan una doble descomposición cuando un compuesto se descompone por la acción del agua.

o BALANCEO DE ECUACIONES

o Método Algebraico

Para balancear de modo algebraico seguiremos los siguientes pasos:

o Identificar reactivos y productos.

o Al elemento que aparece la mayor cantidad de veces se le asigna el coeficiente 2.

o Se asignan literales para cada componente.

o Se resuelve sumando los valores de las literales de cada uno de los lados.

o Colocar el respectivo coeficiente a cada compuesto.

Ejemplo:

De tal forma que al multiplicar los coeficientes de cada compuesto con el número de cada elemento, estos queden igual de cada lado:

C = 14 C = 14

H = 12 H = 12

O = 34 O = 34

o Método Rédox

Para balancear por medio de este método seguiremos algunas reglas:

o El número de oxidación de cualquier elemento que se encuentre libre es 0.

H0, O20, Cl0, Fe0

o El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga.

Na+1, Ca+2, Cl+1

o En las combinaciones entre metales en que no intervenga el Hidrógeno y el Oxígeno, el no metal que esta por encima o a la derecha del otro en la tabla periódica se considera negativo.

o La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una fórmula para un compuesto neutro debe ser 0. Por tanto en HNO3 el número de oxidación de los tres oxígenos es (-6), del Hidrógeno es (+1) y del nitrógeno es (+5).

o La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ion debe ser igual a la caga del ion, así en el NH4 el número de oxidación de N debe ser (-3).

Ejemplo 1:

II.
Oxidación (2é)

Balanceada:

II.
Reducción (5é)

Balanceada:

H = 36 H = 36

S = 5 S = 5

O = 28 O = 28

Mn = 2 Mn = 2

Ejemplo 2:

III.
Oxidación (1é)

Balanceada:

II.
Reducción (5é)

Balanceada:

Fe = 5 Fe = 5

Mn = 1 Mn = 1

O = 4 O = 4

H = 8 H = 8

10

+

+

De: rincondelvago