INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CHETUMAL

QUÍMICA
I



SOBERANIS NOVELO LUIS ALFONSO

INGENIERÍA ELÉCTRICA


INTRODUCCIÓN

La estequiometría es la aquella parte de la química que se ocupa del calculo de as cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química.
Los dos instrumentos esenciales para la elaboración de calculos estequiométricos son, por una parte, la reacción química ajustada y por otra, las proporciones aritméticas.
Antes de efectuar esos calculos, conviene conocer algunos conceptos previos acerca de las ecuaciones químicas. Sea, por ejemplo, la reacción

H2 + O2 H20

Que ajustada se convierte en la ecuación química:

2H2 + O2 2 H2O

Se trata de interpretar la información que contiene tal igualdad: 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para dar 2 moles de agua.

2.ATOMO GRAMO: El atomo gramo de un elemento es un peso en gramos igual, en números, al peso atómico. Es decir, si el peso atómico del Ca es 40.08, entonces 40.08 gramos de calcio constituyen un atomo gramo de este elemento. Se trata de una de una unidad ponderal que posee gran importancia química, pues un atomo gramo de cualquier sustancia contiene aproximadamente seiscientos mil trillones de atomos.
De lo dicho se desprende una forma de calcular el peo de los atomos expresado en gramos (en lugar de con respecto al pesoatómico patrón).

Ejemplo
Calcular el atomo gramo del calcio:
Si 40.08g de Ca contienen 6 x 1023 atomos de Ca, entonces 1 atomo de Ca pesara:

40.08 / 6 x 1023

3.MOL GRAMO: Es un peso en gramos igual, en un número al peso molecular. Es decir si el peso molecular del carbonato de calcio CaCO3 es 100.077 gramos, entonces 100,077 gramos de CaCO3 constituyen un atomo de esta sustancia. Se cumple la siguiente propiedad, que permite hallar el peso de una molécula expresado en gramos: un mol de cualquier sustancia contiene aproximadamente seiscientos mil trillones de moléculas.

Ejemplo
Calcula el peso de una molécula N2: El peso molecular del N2, gas Nitrógeno, es de 2 * 14, 007 = 28,014; por tanto, una molécula de Nitrógeno pesa:

28,014 / 6.1023 = 4,669. 10-23
(Cien mil trillonésimas de gramo

4.VOLUMEN GRAMO MOL (MOLAR): En condiciones de un gas ideal según la TPN, una mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros. Entonces para calcular el volumen molar se siguen los siguientes pasos

Ejemplo:
1. 1 mol de He (22,4L)x mol de He(15L)

x= 0,67 moles de He

5.NÚMERO DE AVOGADRO:
(Hipótesis de Avogadro) Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si se hallan en iguales de presión y temperatura.
En particular, en condiciones normales, un mol de cualquier gas ocupa 22.4 litro (Volúmen Molar) y contienen aproximadamente 6 x 1023 (Número deAvogadro)

6.REACTIVO LIMITANTE: El reactivo limitante es aquel reactivo que en una determinada cantidad de producto o productos obtenido depende del reactivo limitante (o R.L.), pues, según los demas reactivos no reaccionaran cuando uno se haya acabado.

Ejemplo
La siguiente reacción me dice que el hierro de un clavo se hace reaccionar con el oxigeno para producir óxido de hierro (III) (Fe2O3). Si la masa del hierro es de 12  g ¿cuantos seran los gramos del óxido de hierro (III) (Fe2O3) que se pueden obtener a partir de ese clavo?
Balanceo por método de tanteo: 4Fe + 3O2 2Fe2O3

12,68 g Fe x ( mol Fe / 56 g Fe) x (2 mol Fe2O3 / 4 mol Fe) x (160 g Fe2O3 / mol Fe2O3) = 18,11 g Fe2O3

7.REACTIVOS EN EXCESO: Son los reactivos presentes en mayor cantidad durante una reacción química, los cuales sirven para hacer reaccionar en su totalidad el reactivo limitante q por cualquier razon se encuentra en menor proporcion ya sea por su excases o su costo economico.
Ejemplo
Se colocan en un recipiente de reacción (matraz por ejemplo), 20 g de bicarbonato de sodio (NaHCO3) y 50 gramos de acido acético (CH3COOH). Determinar cual es el reactivo limitante y el reactivo en exceso.

Primero hay que establecer la reacción que tiene lugar:

NaHCO3 + CH3COOH --------> CH3COONa + CO2 + H2O

Al observar la reacción, nos percatamos que reacciona 1 mol de cada reactante produciendo un mol de cada producto(porque el coeficiente de cada especie es 1)
Como nos proporcionan cantidad de reactantes en masa, tenemos que convertirlos en moles, dividiendo entre el peso molecular de cada compuesto:

Peso molecular NaHCO3 = 84 g /mol
Peso molecular CH3COOH = 60 g/mol

moles NaHCO3 = 20 g / 84 g/mol = 0.238 moles
moles CH3COOH = 50 g / 60 g/mol = 0.833 moles

En este punto, es donde vamos a averiguar quién es el limitante y quién es el que esta en exceso:

Sabemos que la reacción transcurre si hay un mol de NaHCO3 y un mol de CH3COOH, es decir, la relación estequiométrica es 1:1 (pueden ser 5 moles de uno y 5 moles del otro, o 0.2 moles de uno y 0.2 moles del otro, pero siempre que dividamos ambas cantidades, nos dara 1)

Por lo tanto, podemos calcular esa relación en el ejemplo:
moles CH3COOH / moles NaHCO3 = 0.833 / 0.238 = 3.5

Interpretación del resultado:

Existen 3.5 moles de CH3COOH por cada mol de NaHCO3. Es decir, existe una MAYOR cantidad de CH3COOH en el sistema que de NaHCO3

Por lo tanto, el CH3COOH es el reactivo en EXCESO y el NaHCO3 es el reactivo LIMITANTE, ya que la reacción se TERMINARA cuando se consuman los 0.238 moles de NaHCO3 con 0.238 moles de CH3COOH quedando un remanente de 0.595 moles de CH3COOH en el sistema.
8. PESO EQUIVALENTE GRAMO: Es el numero de gramos del mismo que implica una pérdida o una ganancia de un numero de avogadro de electrones.
Su expresiónmatematica es
Peso equivalente de un elemento = Peso atómico valencia
Hay elementos que presentan valencia variable, por lo que tendran varios pesos equivalentes.
El equivalente gramo de un compuesto, que no actúa como oxidante o reductor, se define como el peso del compuesto que proporciona 6.02 x 1023 cargas positivas o negativas.
El peso equivalente de un compuesto es un submúltiplo del peso molecular. Su expresión matematica es:
Ejemplo:
El analisis de 4.198 g de óxido de magnesio mostró que contenía 1.666 g de oxígeno (O) y 2.532 g de magnesio (Mg). A partir de los datos anteriores calcule el peso equivalente gramo (p.eq.g.) del magnesio.
Respuesta
Por definición, el peso equivalente gramo (p.eq.g.) del magnesio es la cantidad que se combina con 8.00 g de oxígeno, 1.008 g de hidrógeno o desprende 11201 ml de hidrógeno a 0°C y 760 mm de Hg.

9. FÓRMULA EMPÍRICA: La fórmula empírica es la expresión de la proporción mas simple entre los atomos de un compuesto químico, esto es, tiene los subíndices enteros mas pequeños posibles. Pueden coincidir con los de la fórmula molecular, que muestra el número de atomos en el compuesto.

Para hallar la fórmula empírica de un compuesto, primero se obtienen los moles de cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por tanteo, se hallan los números enteros sencillos.

10. PORCENTAJE DE UN ELEMENTO EN UN COMPUESTO: Lafórmula de un compuesto indica el número de atomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo.
La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicandolo por 100%.
Composición porcentual de un elemento =
N masa molar de un elemento 100%/ masa molar del compuesto
Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de atomos de H y 2 moles de atomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:

H% = 2* 1.008g 100%/34.02g = 5.926 %

LEYES QUÍMICAS
(Ponderales)

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier): En una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (<< La material ni se crea ni se destruye sólo se transforma>>)

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES(John Dalton): Los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso peso del otro guardan entre sí una relación, expresable generalmente pormedio números enteros sencillos.

Ejemplo: Si se toman 100g de cada uno de 2 compuestos de cloro y de oxígeno y en ellos se cumple:

-1er compuesto:

81.39g de Cl + 18.61g de O

-2do compuesto:
59.32g de Cl + 40.68g de O

A continuación se procede a buscar la relación ponderal g de O/g de Cl, con lo que se obtendran los gramos de oxígeno que, para cada compuesto corresponden a 1g de cloro:

-1er compuesto:
18.61/ 81.39 = 0.2287

-2do compuesto:

40.68 / 59.32 = 0.6858

Si se divide por la menor de las cantidades se llegara a la relacion numérica que enuncia la Ley de Dalton.





LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O PROPORCIONES RECÍPROCAS
O Ley de Richter.

“Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí”

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS:
O Ley de las proporciones constantes de J. L. Proust.

“Para formar un determinado compuesto, dos o mas elementos químicos se unen siempre en la misma proporción ponderal.

Ejemplo:
Para formar H2O el hidrógeno y el oxígeno intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación

1 mol de agua pesa 2 x 1,008g de H + 15,999g de O= 18,015g

BIBLIOGRAFÍA

TUTOR INTERACTIVO; Enciclopedia General para la enseñanza.
MMI OCÉANO GRUPO EDITORIAL.
Edición: Ana Biosca, José Garriz, Ramón Sort.