ESTEQUIOMETRIA.

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1 ESTEQUIOMETRIA

2 1.INTRODUCCION.- El término estequiometría proviene de dos voces griegas: STOICHEION (elemento) y METRON (medida), por lo tanto significa realizar cálculos o medidas de cantidades de elementos en la formación de compuestos. Esta afirmación es correcta, puesto que las leyes estequiométricas se basan en cálculos de cantidades de los elementos en las combinaciones químicas. Actualmente estas cantidades pueden ser no sólo de elementos sino también de sustancias compuestas.

3 2.DEFINICION.- La estequiometría es aquella parte de la Química que nos enseña a realizar cálculos de las cantidades de las sustancias químicas puras (simple o compuestas) que participan en las reacciones químicas, basándose en las leyes experimentales que gobiernan a éstas.

4 3. PRINCIPALES RELACIONES
ESTEQUIOMETRICAS: I)PONDERAL (Relación masa-masa). Se realiza en base a leyes ponderales y la relación molar en la ecuación balanceada. II)VOLUMETRICA (Relación volumen-volumen) Se realiza solo para sustancias gaseosas, en base a la ley de combinación de volúmenes.

5 III)MASA-VOLUMEN.- Consiste en una simple relación de moles de una sustancia con el volumen de una sustancia gaseosa a cierta presión y temperatura.

6 4. LEYES PONDERALES 4.1 LEY DE CONSERVACION DE LA MASA O LEY DE LAVOSSIER (1789) “En toda reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes que se transforman es exactamente igual a la suma de las nuevas sustancias formadas o productos; por lo tanto, la masa no se crea ni se destruye solamente se transforma”

7 4.2LEY DE COMPOSICION CONSTANTE O PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST 1801):
“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación o proporción en masa fija o invariable”. De acuerdo con la Ley de Proust, las sustancias químicas se combinan en proporciones constantes y definidas, pero de acuerdo con esta afirmación, se puede observar dos variaciones que afectan a las reacciones”.

8 a). REACTIVO LIMITANTE (R. L. )
a) REACTIVO LIMITANTE (R.L.).- Es la sustancia reactante que se halla en mayor proporción y por lo tanto se agota o se consume totalmente en la reacción, determinando la cantidad máxima de producto a obtenerse. b) REACTIVO EN EXCESO (R.E.).- Es la sustancia reactante que se halla en mayor proporción y por lo tanto sobra al finalizar la reacción, pues no reacciona.

9 4.2.1DETERMINACION DEL REACTIVO LIMITANTE
1° Tener la ecuación química balanceada. 2° Determinar la relación ponderal de cada sustancia reaccionante según: coeficiente estequiométrico, multiplicado por el peso molecular de dicha sustancia: 3° Se determina la relación: El menor valor indicará el reactivo límite, el mayor valor indicará el reactivo en exceso.

10 4.3LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
(Dalton 1803): “Los pesos de un elemento que se unen con otro elemento para formar distintos compuestos, varían según una relación sencilla de números enteros”.

11 4.4 LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS (WENZEL-RICHTER 1792).
“Cuando dos pesos fijos de sustancias distintas se combinan separadamente con un mismo peso de una tercera sustancia, entonces se combinan entre si en la misma proporción en peso o múltiplos de ellos”.

12 Esta ley permitió establecer el PESO DE COMBINACION O PESO EQUIVALENTE, LLAMADO TAMBIEN PESO DE REACCION. Esta ley se conoce como “LEY DE COMBINACION QUIMICA”: “Cuando las sustancias se combinan siempre lo hacen en igual cantidad de equivalentes gramo”. A B  C D #Eq-g(A) = #Eq-g(B) = #Eq-g(C) = #Eq-g(D)

13 5.LEYES VOLUMETRICAS (GAY LUSSAC)
5.1 LEY DE LOS VOLUMENES DEFINIDOS “En cualquier reacción química a la misma presión y temperatura los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen, lo hacen en proporciones definidas o constantes y están en una relación de números sencillos”.

14 5.2 LEY DE LOS VOLUMENES COMPARATIVOS.-
“Cualquier Reacción química entre gases a las mismas condiciones de presión y temperatura, los volúmenes de todos los productos son iguales o menores a los volúmenes de todos los reactantes”.

15 6. CONTRACCION VOLUMETRICA CV: En algunos procesos químicos donde intervienen sustancias gaseosas hay una disminución del volumen total de los gases reaccionantes al pasar a formar nuevas sustancias gaseosas:

16 PORCENTAJE DE PUREZA DE UNA MUESTRA QUIMICA:
En una reacción química sólo intervienen sustancias químicamente puras, las impurezas no reaccionan; por lo tanto, en los cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la muestra química. Cantidad de % Pureza = sustancia pura x 100 muestra impura

17 PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA: para entender mejor definamos primero: rendimiento teórico y rendimiento real. RENDIMIENTO TEORICO: es la cantidad máxima de un producto obtenido cuando se ha consumido totalmente (100%) el reactivo limitante. Esta cantidad se determina en base a la ecuación química balanceada es decir por estequiometría.

18 RENDIMIENTO REAL: es la cantidad obtenido de un producto en la práctica o en forma experimental, cuando es consumido totalmente el reactivo limitante. La comparación porcentual del rendimiento real y rendimiento teórico se llama eficiencia o porcentaje de rendimiento para obtener un producto deseado.

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20 EJEMPLOS DE ESTEQUIOMETRIA:
Si sólo disponemos de una disolución de NaOH 0.25 M (molar) y agua, ¿cuánta NaOH se necesita añadir para disponer de 10 litros de solución de NaOH 0.2 M? RPTA: Si tenemos 10 litros de solución 0.25 y queremos llevarla a 0.2 litros, buscamos la ecuación, sabiendo que 2 litros llevados a 10 litros dan una solución 1 molar de  NaOH. Ya que sólo tenemos NaOH 0.25 M esto significa que los litros necesarios serán cuatro veces mayores que si tuviéramos 1 molar. Por lo tanto necesitamos 8 litros de NaOH.

21 Si 2.0 moles de sacarosa que pesan 684 gramos se llevan a 1000 gramos de agua y se disuelven. a) ¿cual es la molalidad de la solución? b) ¿cual debería ser la molaridad de la solución? RPTA (a): En este problema usaremos la ecuación dada para molalidad. Molalidad = moles de soluto/kilogramos de disolvente Sabemos que hay 2 moles de soluto que pesan 684 gramos y que el solvente pesa 1000 gramos. De dóde deducimos que 2 moles/1 Kg = 2.00 Ml

22 RPTA (b): En este problema usaremos la ecuación dada para molaridad
RPTA (b): En este problema usaremos la ecuación dada para molaridad. Molaridad = moles de soluto/Litros de disolución Sabemos que hay 2 moles de soluto y se lleva a 1000 g de agua equivalentes a 1 litro. De dónde deducimos que 2 moles/1.00 litro = 2.00 M

23 Disponemos de una solución de benceno 0
Disponemos de una solución de benceno 0.25 molar con una densidad de 15 gramos/litro, calcular la molalidad de la solución. RPTA: Una solución M (molar) indica que hay moles/Litro. La Molalidad usa moles/kg por lo tanto transformaremos d = P/V en P = d * V = * 1 0.250 / = ~ 16.7 Ml

24 Si la densidad del mercurio es 13. 534 g/cm3 y tenemos 62
Si la densidad del mercurio es g/cm3 y tenemos 62.5 cm3 de mercurio, ¿cuantos gramos, moles y átomos de mercurio tenemos? (Mercurio tiene un peso atómico de g/mol.) RPTA: g/1 cm3 = gramos/62.5 cm3 de dónde gramos = * 62.5 = g ~ 970.9