ESTEQUIOMETRÍA Campo de estudio que examina la cantidad de sustancias que se consumen y producen en las reacciones químicas.

Reacciones químicas

Reacciones de combinación Dos reactivos se combinan para formar un solo producto.

de descomposición Un solo producto se separa para formar dos o más reactivos.

de combustión En la combustión completa se produce dióxido de carbono y agua. En la incompleta además se produce monóxido de carbono, la cantidad de oxígeno presente es limitada.

Masa fórmula Masa molecular El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos de su fórmula química. Si la fórmula química es la de una molécula, el peso fórmula también se llama peso molecular.

EJERCICIO Calcule el peso formular de (a) sacarosa, C12H22O11 (azúcar de mesa) y (b) nitrato de calcio, Ca(NO3)2. (a) Sumar los pesos de los átomos de la sacarosa, vemos que el peso fórmula es de 342.0 uma. 12 átomos de C 12(12.0 uma) 144.0 uma 22 átomos de H 22(1.0 uma) 22.0 uma 11 átomos de O 11(16.0 uma) 176.0 uma (b) Si una fórmula química tiene paréntesis, el subíndice que está afuera del paréntesis multiplica todos los átomos que están adentro, Ca(NO3)2. PF 164,1 uma. 1 átomo de Ca 1(40.1 uma) 40.1 uma 2 átomos de N 2(14.0 uma) 28.0 uma 6 átomos de O 6(16.0 uma) 96.0 uma

Composición porcentual de las fórmulas La composición porcentual de un compuesto es el porcentaje de la masa que corresponde a cada elemento de la sustancia.

EJERCICIO Calcule la composición porcentual de C12H22O11. Dada la fórmula química de un compuesto, C12H22O11 , nos piden calcular su composición porcentual, o sea, el porcentaje en masa de sus elementos componentes (C, H y O). Podemos usar la ecuación anterior, apoyándonos en la tabla periódica para obtener el peso atómico de cada uno de los elementos componentes. Primero usamos los pesos atómicos para determinar el peso fórmula del compuesto. Ahora deberemos efectuar tres cálculos, uno para cada elemento.

Mol y número de Avogadro Un mol es la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas o cualquier otro tipo de objetos que estemos considerando) como átomos hay en exactamente 12 g de 12C isotópicamente puro.

Masa molar La masa de un solo átomo de un elemento (en uma) es numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos de ese elemento.

La masa molar (g/mol) de cualquier sustancia es numéricamente igual a su peso formular (uma).

Fórmula empírica La fórmula empírica de una sustancia indica el número relativo de los átomos de cada elemento que contiene. La relación entre los números de moles de cada elemento en un compuesto da los subíndices de la fórmula empírica del compuesto.

EJERCICIO El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40.92% en masa de C, 4.58% en masa de H y 54.50% en masa de O. Determine la fórmula empírica del ácido ascórbico.

Fórmula molecular a partir de la empírica Los subíndices de la fórmula molecular de una sustancia siempre son múltiplos enteros de los subíndices correspondientes en su fórmula empírica. La fórmula empírica del ácido ascórbico es C3H4O3, lo que nos da un peso formular empírico de 88 uma. El peso molecular determinado experimentalmente es de 176 uma. Por tanto deberá tener el doble de átomos que los indicados en la fórmula empírica. Los subíndices de la fórmula empírica deberán multiplicarse por 2 para obtener la fórmula molecular: C6H8O6.

Información cuantitativa a partir ecuaciones balanceadas EJERCICIO

Los demás reactivos se denominan en exceso. Reactivos limitantes El reactivo que se consume por completo en una reacción se denomina reactivo limitante porque determina, o limita, la cantidad de producto que se forma. Los demás reactivos se denominan en exceso.

Rendimiento de una reacción La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante se llama rendimiento teórico. La cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción se denomina rendimiento real. El rendimiento real casi siempre es menor (y nunca puede ser mayor) que el rendimiento teórico.