ESTEQUIOMETRIA 2013

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CAPÍTULO

Casi todos los objetos y productos químicos que utilizamos actualmente, se obtienen por algún proceso químico, empleando uno o más reactivos. Por razones económicas, tales procesos químicos deben ir acompañados del mínimo de desperdicio posible y para esto previamente se realizan cálculos

estequiométricos.

La estequiometría es importante porque conociendo la cantidad de una sustancia en una reacción química y su respectiva ecuación química balanceada, se puede calcular la

cantidad de otras sustancias, que a continuación analizamos.

Es aquella parte de la química que se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas tanto en masa como en volumen que existen entre las sustancias reactantes y los productos que participan en una reacción química.

Cuando se realiza el análisis cuantitativo, se recurre a leyes experimentales de combinación química, que se agrupa en leyes ponderales y leyes volumétricas.

Fue enunciada por el químico francés Antoine Lavoisier en 1789, que basándose en que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma, estableció lo siguiente:

“En toda reacción química ordinaria se debe de cumplir que la suma de la masa total de los reactantes debe ser igual a la suma de la masa total de los

productos”.

Ejemplos: A : S = 32 ; O = 16r Sea la ecuación balanceada:

2SO + O 2 2  2SO3 Relación de moles: 2mol 1mol 2mol Relación de masas: 2(64)g 1(32)g 2(80)g Por Lavoisier: 160g = 160g

Llamada también Ley de la Composición Constante, fue enunciada por el químico

Tema

ESTEQUIOMETRÍA

I INTRODUCCIÓN

2 CONCEPTO

3 LEYES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA

A LEYES PONDERALES (Masa-Masa)

*

“En toda reacción química, los reactantes y productos participan manteniendo sus moles o sus masas en una proporción fija, constante y definida. De lo anterior se deduce que cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reaccionar o

combinar”.

Ejemplo:

Síntesis del agua. Ar: H= 1, O= 16.

2H + O 2 2  2H O2 Relación molar: 2 mol 1 mol 2mol Relación ponderal: 4g 32g 36g

De lo anterior se deduce que las masas guardan la siguiente relación: 1g 8g 9g

Por Proust:

La relación constante y fija de los elementos es: m = 4g = 1 ; m = 1g = 1H2 H2

m = 32g 8 m = 9g 9O2 H2O

Caso 01: Si reaccionan 2mol de H con 3mol de O ¿Qué sucede? Respuesta: Habría un 2 2 exceso de 2mol de O que no reaccionarían.2

Caso 02: Si reaccionan 50g de H con 32g de O ¿Qué sucede? Respuesta: Habría un _{2 2} exceso de 46g de H que no reaccionarían.2

En ciertas reacciones químicas es necesario considerar:

Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos a utilizarse no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente mientras tanto otros no, el reactivo que esta en exceso se llama reactivo en exceso y el que se consume totalmente se le denomina

reactivo limitante y generalmente se encuentra en menor cantidad, y es el que va

determinar la cantidad exacta de productos que se va formar.

* Reactivo en exceso (RE), es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en mayor proporción estequiométrica, por lo tanto queda como sobrante al finalizar la reacción, es decir sólo reacciona de manera parcial sin llegar a consumirse

totalmente.

* Reactivo limitante (RL), es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en menor proporción estequiométrica y al agotarse (consumirse totalmente) limita la cantidad máxima del producto obtenido. Este reactivo controla la reacción.

El concepto de reactivo limitante es análogo a la relación entre hombres y mujeres en un salón de baile. Si hay 14 hombres y solo 9 mujeres, únicamente se podrán completar 9 parejas. Cinco hombres se quedaran sin pareja. Así, el

número de mujeres limita el número de hombres que podrán bailar y hay un exceso de hombres.

Regla práctica para evaluar el RL y RE para cada reactante.

Se plantea la siguiente relación:

1° Tener la ecuación química balanceada.

El menor valor de la relación para los reactantes, indica cual de ellos es el reactivo limitante, el mayor valor indicara el reactivo en exceso.

Todos los cálculos se hacen tomando en cuenta al RL.

Enunciada por el químico inglés John Dalton en 1803, establece que: “Siempre que dos elementos se combinen entre si para formar varios compuestos, el peso de uno de ellos permanece constante, mientras que el peso del otro varía en una relación de números enteros sencillos”.

Ejemplo: Ar: Cl= 35,5 ; S=32 ; O=16 Al combinarse:

Cl + O S + O 2 2 2

forma 3 compuestos forma 3 compuestos

El peso del oxígeno varía según la relación: 1, 2, 3 y 5; cuando el peso del cloro (71g) y el azufre (32g) permanecen constantes.

Observación:

Con su famosa teoría atómica-molecular, Dalton pudo explicar exitosamente no sólo la ley de las proporciones múltiples, sino también la de Lavoisier y la de Proust.

Si el número de átomos de un elemento en los reactantes debe ser igual que en los productos, razón por la cual la masa debe conservarse. De este modo logró

explicar la Ley de Lavoisier. Por otro lado, si la composición en masa de un compuesto es constante, es debido a que posee cantidades fijas de los elementos que lo

constituyen. De este modo logro explicar la ley de Proust.

Planteada por C.F. Wenzell y J.B. Ritcher en 1792, establece lo siguiente: “Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que se combinarán entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas”.

Ejemplo explicativo:

Las masas de dos sustancias diferentes (A y B) que se combinan por separado con una misma masa de una tercera sustancia “C”.

A + C  PRODUCTOS Ω

Xg Wg

RELACIÓN = Masa reactante ( dato del problema)

M del reactante x correspondiente coef est rxn balanceada

*

Yg Wg

Entonces al hacer reaccionar estas dos sustancias (A y B) se combinaran entre si con la misma masa con la que se combinan con la sustancia “C” o en masas múltiplos de ellas.

A + B  PRODUCTOS Ψ

Xg Yg Ejemplo 01:

En una experiencia de laboratorio, 46g de sodio se combinan con 32g de azufre para formar sulfuro de sodio. En otra experiencia, 2g de hidrógeno se

combinan con 32g de azufre para formar sulfuro de hidrógeno. ¿Qué masa de Na y de H se formarán si se combinan estos dos elementos?

Ejemplo 02:

Con los datos proporcionados en el problema, hallar ¿Qué masa de A se combinará con 36g de el elemento D?

A + E  PRODUCTOS X

140g 60g

D + E  PRODUCTOS Y 30g 15g

Luego por la Ley de Ritcher y Wenzel: A + D  PRODUCTOS Z

140g 120g

m 36g m = 42gA A

Solo aplicable para las sustancias que en la reacción química se encuentran en la fase gaseosa, y medidas a las mismas condiciones de presión y temperatura.

Fue dada a conocer por el científico francés Joseph Gay Lussac en 1808, como

producto de sus investigaciones sobre la compresión y expansión de los gases, y la reacción entre ellos.

Esta ley establece lo siguiente: “A las mismas condiciones de presión y temperatura, las sustancias gaseosas presentan que sus coeficientes molares nos indican también sus coeficientes volumétricos”.

B LEYES VOLUMÉTRICAS (Volumen-Volumen)

Ejemplo: A las mismas condiciones de presión y temperatura vamos a hacer reaccionar hidrógeno gaseoso con nitrógeno gaseoso, para obtener amoniaco gaseoso, así:

DATO: (A C.N. : P = 1 atm, T = 0ºC, 1mol-g ocupa 22,4 litros). N + 3H 2(g) 2(g)  2NH3(g)

Relación molar: 1 mol 3 mol 2 mol Relación volumétrica: 1 V 3 V 2 V

A C.N. 1(22,4L) 3(22,4L) 2(22,4L)

* Contracción Volumétrica (Cv).- Se define como la disminución en volumen que

experimentan los reactantes al convertirse en productos. Solo se debe tomar en cuenta los volúmenes de las especies en estado gaseoso, omitiéndose sólidos y líquidos. Luego: ( V: volumen). Cv = ΣVreactantes - ΣVproductos ΣVreactantes Nota: Si Cv (+), contracción volumétrica. Si Cv (-), expansión. Ejemplos: 2SO2(g) + O2(g)  2SO (ΣVp < ΣVr) 3(g) 2V + 1V 2V contracción 3V 2V volumétrica Cv = (3V - 2V)/ 3V = 1/3 (contracción al 33,3%) H2(g) + Cl2(g)  2HCl (ΣVp = ΣVr) (g) 1V + 1V 2V no hay 2V 2V variación Cv= (2V -2V)/2V= 0 (no hay contracción) 2SO3(g)  2SO 2(g) + O2(g) (ΣVp > ΣVr) 2V 2V + 1V expansión

Cv = (2V - 3V)/ 2V = -1/2 (expansión al 50%)

* Pureza de Reactivos (P).- En toda reacción química, las sustancias que intervienen en ella deben ser químicamente puras, es decir sin mezclas de sustancias extrañas, donde:

%P = mpura x 100% mtotal

Ejemplo:

Al descomponer por calentamiento 1Kg de piedra caliza, se aprecia que contiene 20% de CaCO , ¿A cuanto equivale3 la masa de carbonato de calcio? ¿A Cuánto equivale la masa que no reacciona?

* Eficiencia o Rendimiento de una reacción química (n ó % rend).- Hay ocasiones

en que una reacción no llega a realizarse completamente, esto debido a factores como: contaminación de algún reactivo, fuga de los reactivos al momento de

mezclarlos, etc. En estos casos la reacción no se realiza en un 100% y para hallar en que porcentaje realmente se realiza dicha reacción, podemos usar la siguiente fórmula.

Nota:

- Pesos y volúmenes reales se obtienen experimentalmente en el laboratorio, y son datos del problema.

- Pesos y volúmenes teóricos se obtienen por estequiometria.

- Solo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan.

En nuestras actividades cotidianas es muy común utilizar equivalencias, por ejemplo, sabemos que 1kg. equivale a 1000g. O como sucede en las pruebas de maratón que se realizan en las olimpiadas, los atletas de diversos países recorren 42Km., lo que es lo mismo que 26 millas, por lo tanto podemos decir que 1 milla equivale a 1,62Km.

En las reacciones químicas ocurre algo similar, es decir las sustancias químicas que participan se combinan en cantidades equivalentes en masa denominadas Peso

exacto de combinación, Peso exacto de reacción o Peso Equivalente.

Ejemplo: sean las siguientes reacciones químicas. Ar ( Na= 23, H= 1, O= 16 ) a) 2Na + H  2NaH 2

46g 2g simplificando

23g 1g Se observa que 23g de Na es químicamente

equivalente a 1g de H2 b) 2Na + ½O  Na O 2 2

46g 16g simplificando

23g 8g Se observa que 23g de Na es químicamente

equivalente a 8g de O2

Ahora bien de los 2 ejemplos anteriores podemos concluir que si se combinaran el Hidrógeno y el Oxígeno lo harían en la proporción en masa de 1 a 8, lo cual es compatible con las pruebas experimentales.

Estos ejemplos nos indican que no es necesario realizar la combinación química para determinar la proporción en masa de combinación entre las sustancias químicas, se puede llegar a ello por concepto de equivalencia.

4 PESO EQUIVALENTE

Es una forma de hallar la cantidad exacta (peso exacto de reacción) que se necesita de una sustancia (elemento, compuesto o ión) para que se combine con otra sustancia y producir una reacción química.

Los pesos equivalentes del H , O y Cl están establecidos como cantidades estándares 2 2 2 de referencia. Así:

PE (H )= 1 ; PE (O )= 8 ; PE (Cl )= 35,52 2 2

Cabe indicar que el H , O y Cl se toman convencionalmente como elementos de 2 2 2 referencia ya que se combinan con la mayoría de los elementos para formar una gran variedad de compuestos químicos.

Peq = Ar elemento /E.O./

E.O.: Estado de oxidación del elemento.

Los elementos que tienen más de un E.O. tendrán más de un peso equivalente. Ejemplo: el Fe (+2,+3) , Hg (+1, +2).

Peq = Ar elemento o PM del compuesto

/Carga/

Peq = Mr o P.F. del compuesto

θ

Donde:

θ : Es un parámetro numérico del compuesto denominado “capacidad de

reacción”, que depende de cada especie química que participa en una reacción química y se determina según:

Peq = M o P.F

# e- Transferidos

Nota:

- No se necesita balancear toda la ecuación química.

- Solo debe estar balanceado el elemento cuyo número de oxidación varía.

1 2 3 4 3 2 1 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA GRUPO

/EO/

*

*

*

*

*

COMPUESTO CARACTERÍSTICAS DE θ

Ácido #de “H” liberados o sustituidos

Base o Hidróxido # (OH) sustituibles o ionizables

Sal /Carga total del catión o anión/

Óxido Doble del número de oxígenos

*

*

Es el peso de una sustancia en gramos cuyo valor numérico es igual a su peso

equivalente. En una reacción redox, es la masa en gramos de una sustancia oxidante 23

o reductora que gana o pierde 6,022x10 electrones. 1 Eq - g (x) = 1 Peq (x)-g Ejemplos: * 1 Eq - g (O) = 8 g * 3 Eq - g (H O) = 27 g2 * 5 Eq - g (H ) = 5 g 2

Es el múltiplo o submúltiplo de 1Eq-g, que esta presente en una muestra química cuyo valor se halla así:

# Eq-g(x)= _masa (x) _ = #at-g /E.O/(x)

Peq (x)-g

# Eq - g (x) = __masa (x) _ = n .θ (x)

Peq (x)-g

n= # moles de “x”

En una reacción química se cumple que las sustancias puras reaccionan y se forman con igual número de equivalentes gramos.

En general, en una reacción química se cumple:

aA + bB  cC + dD # Eq-g(A) = # Eq-g(B) = # Eq-g(C) = # Eq-g(D)

COMPUESTO CARACTERÍSTICAS DE θ

Agente oxidante

Cantidad de e- ganados, por mol no reactante que se produce

Agente reductor

Cantidad de e- perdidos, por mol no reactante que se oxida

*

*

*

*

*

Nota:

Cuando se aplica la ley del equivalente químico no es necesario que la ecuación este balanceada.

Ar. x C.E.  6.3 Ar.: Masa atómica relativa aproximada. C.E.: Calor Específico.

PE(AB) = PE(A) + PE(B) Ejemplos:

PE(ÓXIDO) = PE(METAL) + PE(OXIGENO)

PE(CaO) = PE(Ca) + PE(O) 40/2 + 16/2 PE(Al O ) = PE(Al) + PE(O)2 3 27/3 + 16/2

PE(ÁCIDO) = PE(IÓN) + PE(HIDRÓGENO)

-2

PE(H SO ) = PE(SO ) + PE(H)2 4 4 96/2 + 2/2

-1

PE(HIDRÓXIDO) = PE(METAL) + PE(OH )

+X -1

PE(M(OH) ) = PE(M ) + PE(OH )X

+2 -1

PE(Mg(OH) ) = PE(Mg ) + PE(OH )2 24/2 + 17/1 PE(SAL) = PE(CATIÓN) + PE(ANIÓN)

+y -x

PE(A B ) = PE(A ) + PE(B ) x y PA o PM + PA o PM /y/ /x/

*