ESTEQUIOMETRÍA CURSO DE QUÍMICA GENERAL AÑO Prof. Leonardo Gaete G.

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1 CURSO DE QUÍMICA GENERAL AÑO ESTEQUIOMETRÍA Prof. Leonardo Gaete G. ESTEQUIOMETRÍA En esta rama de la química se estudian las relaciones cuantitativas entre los elementos y compuestos. Esto es: - La cantidad de cada elemento que constituye un determinado compuesto. - Las cantidades de elementos y compuestos que reaccionan para originar otros compuestos y /o liberar otros elementos. 2 H + O H2O 2 átomos de H 1 átomo de O Las cantidades en átomos se llevan a cantidades de masa medibles...por ejemplo gramos. CONCEPTOS BÁSICOS DE ESTEQUIOMETRÍA 2 SÍMBOLO: es una notación de 1 o 2 letras que representa al átomo de un elemento. Ej: Sodio = Na FÓRMULA: conjunto de símbolos representando una molécula; cada uno lleva un sub- índice indicando el número de átomos que participan en esa molécula, (esto sólo si es más de 1 átomo el que participa). Ej: Agua = H2O ECUACIÓN: representación con símbolos y fórmulas de una reacción química. Indica la proporción mínima, en átomos o en moléculas, de las sustancias que reaccionan (que son los reaccionantes) para formar otras (que son los productos). Ej: Na + H2O Na OH + H2

2 Tenemos que considerar que el átomo tiene masa. 3 La masa de un átomo se debe principalmente a su contenido de protones y neutrones, porque: Carga: Partícula Masa (g) Coulombs Unitaria electrón 9,1095 E -28-1,6022 E protón 1,67252 E ,6022 E neutrón 1,67495 E La carga del átomo es neutra, porque las cargas positivas del núcleo se compensan con las negativas de la envoltura. 4 El número atómico corresponde al número de protones, por ello corresponde a la carga positiva y es lo que identifica al elemento. Número atómico = Z A la suma de protones y neutrones se le llama número másico. Número másico = A = p + n Si X representa a un elemento tenemos: A Z X Si X es el átomo de Carbono (C ) que tiene 6 protones y 6 neutrones: 12 6C se trata del isótopo 12 del Carbono ISÓTOPOS: Átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de neutrones. Por ello estos átomos tienen diferente número másico O sea diferente masa. En la naturaleza los elementos tienen diferentes isótopos, en diferentes proporciones o porcentajes. 5 Por ese motivo se calcula un peso atómico promedio donde se ha ponderado la masa atómica de cada isótopo con su correspondiente porcentaje. Para calcular los pesos atómicos se toma como referencia al isótopo 12 de carbono y se definió como 1 u.m.a. (unidad de masa atómica) a la 1/12 parte de la masa de este isótopo

3 Los pesos atómicos así determinados se encuentran tabulados. Cuando se trata de compuestos se calcula el Peso Molecular, para ello se suman los pesos atómicos de cada elemento, multiplicados por el número de átomos de ellos, que están constituyendo la molécula. Ej: el peso molecular de H2O corresponde a la suma de el peso atómico del H multiplicado por 2, más el peso atómico del O multiplicado por 1. P.M. = 1,008 x ,9994 = 18 Sin embargo para trabajar con los compuestos químicos conviene medir su masa en gramos. Si tomamos el peso atómico en gramos tenemos 1 átomo-gramo Si tomamos el peso molecular en gramos tenemos una molécula-gramo o mol. 6 7 Nos interesa medir las cantidades. Estas relaciones cuantitativas están determinadas por leyes. 1.- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (Antoine Lavoisier,1975) La materia no puede ser creada ni destruida, sólo puede ser transformada Ej: Na + H2O NaOH + 1/2 H /2 = = = 41 Esta relación es válida para los pesos atómicos y moleculares en u.m.a. y en gramos cuando se trata de moles. qué ocurre si se coloca una cantidad mayor de alguno de los reaccionantes? esa cantidad sobrante queda sin reccionar! 2.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS ( Proust, 1797). 8 Los pesos de los elementos que constituyen una molécula están siempre en una relación constante Ej: H2O hay 2 partes de H y 1 parte de O esto siempre corresponde a : - 2 gramos de H y 16 gramos de O y - 11,2 % de H y 88,8 % de O

4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES. ( Dalton, 1803 ). 9 Cuando 2 elementos se combinan para formar una serie de compuestos, sus pesos se encuentran en una relación de números sencillos Ej: O y S se combinan para dar una serie de óxidos: SO óxido de S II, SO2 óxido de S IV, SO3 óxido de S VI. en ellos 1 gramo de S se combina con 0,5, 1,0 y 1,5 gramos de O. esto es una relación de 1 : 2 : 3 (relación de números sencillos). LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS ( Richter, 1792 ). 10 Las cantidades de 2 o más sustancias que se combinan con una cantidad fija de otra, son las mismas en las que se combinan entre sí, o bien estas cantidades son múltiplos sencillos de las anteriores. Ej: 1 gramo de C se combina con 11,8 gramos de Cl para dar CCl4 1 gramo de C se combina con 2,67 gramos de O para dar CO2 así: 11,8 gramos de Cl se combinan con 2,67 gramos de O para dar Cl2O La aplicación de esta ley nos permite entender el concepto de equivalente químico. Basándose en la ley de las proporciones recíprocas, se tomó como referencia al H y al O, para definir al equivalente químico. 11 Un equivalente de una sustancia es la cantidad en gramos de ella que se combina, reemplaza o desplaza 1,008 gramos de H o bien 8 gramos de O Si esta relación se establece con u.m.a. tenemos el Peso Equivalente Ej: óxido de Cu I : Cu2O aquí podemos calcular el equivalente - gramo del Cu, del Cu2O, y los correspondientes pesos equivalentes.

5 12 En una molécula de Cu2O tenemos que 2 átomos de Cu reaccionaron con 1 de O, la proporción en gramos es: 16 gramos de O están con 127,10 gramos de Cu 8 gramos de O...x x = 63,55 gramos = 1 equivalente -gramo de Cu y por lo tanto el P E del Cu es 63,55 Esto es válido para el Cu en esta molécula. También se puede calcula el PE de la molécula : En 1 de Cu2O, esto es en 143,2 hay 16 partes de O x... 8 partes de O x = 71,55 = PE del Cu2O Cálculo de Pesos Equivalentes de diferentes sustancias: 13 PE de 1 átomo = PE de 1 óxido = PE de 1 ácido = PA valencia n de O x 2 n de H remplazados PE de 1 hidróxido = n de OH PE de una sal = n de cationes x su valencia LEY DE AVOGADRO Volúmenes iguales de cualquier gas, en iguales condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas Si la presión es 1 atmósfera y tenemos 1 mol de gas a 273 K ( 0 C ), el gas ocupa un volumen de 22,4 litros. Así resulta en la ecuación general de los gases: P V = n RT : 1 atm x 22,4 litros = 1 mol x R x 273 K R = 0,082 L x atm / mol x K R es la constante de los gases Sabemos que, indistintamente el estado de la materia, un mol de una sustancia contiene el número de Avogadro de partículas, esto es 6,023 E 23 partículas (o sea átomos, moléculas, iones). Gracias a esta ley se logró determinar los pesos atómicos y moleculares de numerosas sustancias. 14

6 Trabajar con moles tiene las siguientes ventajas: - se trabaja con un valor propio del elemento o compuesto, como es su PA o su, pero expresado en gramos. - se trabaja con un número conocido de átomos o moléculas, porque siempre un mol tiene el número de Avogadro de partículas, esto es 6,023 E 23 átomos o moléculas. Se mantiene la proporción estequiométrica 15 Ej: HCl + NaOH NaCl + H2O 1 molécula 1 molécula 1 molécula 1 molécula 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 6,023 E23 moléc. 6,023 E23 moléc. 6,023 E23 moléc. 6,023 E23 moléc.