ESTEQUIOMETRÍA

Estequiometría es la relación numérica entre las masas de los elementos que forman una sustancia y las proporciones en que se combinan los elementos y compuestos en una reacción química.

LAS REACCIONES QUÍMÍCAS SE DAN EN ÚLTIMA INSTANCIA ENTRE ÁTOMOS, MOLÉCULAS, E IONES.

LA REACIÓN SE PRODUCE MAS EFICAZMENTE SI LAS PARTÍCULAS ESTAN DISPERSAS. ESTO ES, EN ESTADO GASEOSO LÍQUIDO O DISOLUCIÓN.

Por este motivo, junto con las leyes de la estequiometría (ponderales, volumétricas…..) hay que conocer las leyes de los gases y propiedades y expresión de la concentración de las disoluciones.

Reactivo limitante rendimiento fórmulas Leyes ponderales y volumétricas

Reactivo limitante rendimiento Ley de Boyle Ley de Charles Gay Lusacc Ley de Dalton Ecuación general Ecuación de estado fórmulas Leyes ponderales y voluméntricas gases

Molalidad Reactivo limitante rendimiento Ley de Boyle Ley de Charles Gay Lusacc Ley de Dalton Ecuación general Ecuación de estado % tres tipos g/l ppm Molaridad Normalidad Fracción molar fórmulas Leyes ponderales y voluméntricas gases DISOLUCIONES

Molalidad Reactivo limitante rendimiento Ley de Boyle Ley de Charles Gay Lusacc Ley de Dalton Ecuación general Ecuación de estado % tres tipos g/l p p m Molaridad Normalidad Fracción molar fórmulas Mol = Pa Pm en gramos = 6, partículas = 22,4 l en CN Número de Avogadro N A = 6, partículas

estequiometría Molalidad Mol = P a P m en gramos = 6, partículas = 22,4 l en CN Numero de Avogadro N A Reactivo limitante rendimiento Ley de Boyle Ley de Charles Gay Lusacc Ley de Dalton Ecuación general Ecuación de estado % tres tipos g/l p p m Molaridad Normalidad Fracción molar fórmulas

Reactivo limitante rendimiento Ley de Boyle Ley de Charles Gay Lusacc Ley de Dalton Ecuación general Ecuación de estado % tres tipos g/l p p m Molaridad Molalidad Normalidad Fracción molar Mol = P a P m en gramos = 6, partículas = 22,4 l en CN Numero de Avogadro N A fórmulas

Ley de Lavoisier: conservación de la masa.  La masa de un sistema permanece invariante cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de el.  La masa de los reactivos es igual a la de los productos de la reacción.  La suma de los átomos de los elementos debe ser la misma en la igualdad de una reacción.

Ley de Proust: Proporciones definidas.  Cuando dos o mas elementos se combinan para formar un determinada compuesto lo hacen en una relación en peso invariable.

Ley de la proporciones múltiples de Dalton.  Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro para formar un compuesto distinto están en relación de números enteros sencillos.

Ley de los volúmenes de combinación de Gay Lusacc.  En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancia gaseosas que intervienen en la misma están en una relación de números enteros sencillos.

Ley de Ritcher de las proporciones recíprocas.  Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre si o bien múltiplos o submúltiplos de estos.

UNIDADES MASA EN GRAMOS VOLUMEN EN LITROS TEMPERATURA ºC K PRESION atm mm de Hg R = 0,082 atm l/mol K

Condiciones normales = 0ºC 1 atm Condiciones estándar 25ºC 1 atm

Molaridad: moles/ litros de disolución molalidad moles/ kilogramo de disolvente Normalidad equivalentes /litro de disolución % peso: gramos soluto/ 100 g de disolución % volumen: gramos de soluto en cc de disolución

INFORMACIÓN QUE PODEMOS OBTENER DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.

1.PROPORCIÓN DE ÁTOMOS MOLÉCULAS O IONES 2 S +3 O 2 =2 SO 3 2 átomos de azufre +3 moléculas de oxígeno =2 moléculas de trióxido de azufre

HCl = H + +Cl - 1 molécula de ácido clorhídrico = 1 catión hidrógeno +1 anión cloro

2. PROPORCIÓN DE MOLES 2 S + 3 O 2 = 2 SO 3 2 moles de azufre +3 moles de oxígeno = 2 moles de trióxido de azufre.

3. PROPORCIÓN EN MASA 2S +3 O 2 =2 SO 3 2  32 g de azufre +3  32 g de oxígeno =2  80 g de trióxido de azufre

4. PROPORCIONES EN VOLUMENES (a Presión y Temperatura dadas) 2H 2 (g) + 2 O 2 (g) = 2 H 2 O (g) 2 volúmenes de hidrogeno +1 volumen de oxígeno=2 volúmenes de agua

LEY DE BOYLE-MARIOTTE “A temperatura constante el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión a que es sometido” donde P = presión en atmósferas. V = volumen en litros.

LEY DE CHARLES- GAY LUSSAC “A presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta a la que se encuentra” “A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta a la cual se encuentra”.

A V = cte P = Presión atm V= volumen litros T = Temperatura K A P = cte

LEY GENERAL DE LOS GASES IDEALES Si se varía simultáneamente la presión el volumen y la temperatura se cumple.

CONSTANTE DE LOS GASES R El valor de la constante es R = 0,082 atm litro / mol K

ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES para n moles P = Presión en atm V = Volumen en litros n = número de moles R = 0,082 atm litro / mol K T = Temperatura en K

PRESIÓN PARCIAL “Es la que un gas tendría si ocupara, el solo, el volumen total que ocupa la mezcla de gases a la misma temperatura”. P i = presión parcial. P T = presión total. X i = fracción molar.

LEY DE DALTON “La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases constituyentes.”

concentración = soluto/disolvente o disolución % peso = G r soluto/100g de disolución M= n/ l disolución N=n/l disolución m= n/ k g disolvente N = n e q/ l disolución Numero de moles n=g r/P m X= n soluto/ n totales Numero de equivalentes N e q = g r/P m :valencia g/l =g r en 1 l P p m = m g en 1 l

EXPRESION MAS FRECUENTE: MOLARIDAD SE EXPRESA ( ) m= n/ k g disolvente N = n e q/ l disolución Numero de moles n=g r/P m X= n soluto/ n totales Numero de equivalentes N e q = g r/P m :valencia g/l =g r en 1 l P p m = m g en 1 l

EXPRESIONES DE LA CONCENTRACIÓN m= n/ k g disolvente N = n e q/ l disolución Numero de moles n=g r/P m X= n soluto/ n totales Numero de equivalentes N e q = g r/P m :valencia g/l =g r en 1 l P p m = m g en 1 l