Download ESTEQUIOMETRÍA Es la parte de la química que tiene por objeto

ESTEQUIOMETRÍA
Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen
de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del
griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la
estequiometría vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar,
Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.
COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y MOLAR
La fórmula de un compuesto indica el número de átomos 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 multiplicándolo
por 100%.
Composición porcentual de un elemento =
Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2
moles de átomos 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:
La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo
de las masas molares de los dos elementos.
Ejemplo:
El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para
dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este
compuesto.
Solución:
La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es:
La suma de los porcentajes es 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100%
es por el redondeo de los elementos.
NOMENCLATURA
Es la forma de darle nombre a los compuestos. Durante mucho tiempo, los químicos
nombraban los compuestos a voluntad propia, lo que hacía más difícil el control de los
mismos. Hasta que en 1921 la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry)
estableció reglas para poder nombrar cada uno de los compuestos de acuerdo a su
fórmula. El elemento más positivo se escribe primero y se menciona después, el elemento
más negativo se escribe al final y se menciona primero.
Para el estudio de la nomenclatura de los compuestos, estos se dividirán en:
Binarios
Ternarios
Cuaternarios
Compuestos Binarios
Son los que están formados por dos elementos. Los elementos más importantes en estos
compuestos son el hidrógeno y el oxígeno. Entre los compuestos binarios podemos
mencionar a los hidrogenados, oxigenados, las sales, las aleaciones.
Compuestos Hidrogenados: Los compuestos hidrogenados son los que llevan hidrógeno
como principal elemento, combinados con un metal o un no metal. Entre éstos están:
Hidruros: Hidrógeno + metal.
Ejemplos:
NaH = Hidruro de sodio.
HgH = Hidruro de mercurio.
= Hidruro de calcio.
= Hidruro de aluminio.
= Hidruro de hierro.
= Hidruro de cobre.
Hidrácidos: Hidrógeno + no metal.
Ejemplos:
= Ácido Clorhídrico.
= Ácido Selenhídrico.
HF = Ácido Yodhídrico.
= Ácido Telurhídrico.
= Ácido Sulfhídrico.
= Ácido Borhídrico.
Compuestos Oxigenados: Los compuestos oxigenados llevan oxígeno como elemento
principal y éstos están combinados con elementos metálicos y no metálicos según sea el
caso. Entre éstos están:
Óxidos: Oxígeno + metal
Ejemplos:
Cr2O3 = Trióxido de dicromo.
Rb2O = Óxido de dirubidio.
Al2O3 = Trióxido de dialuminio.
Ca2O2 = Dióxido de dicalcio.
Li2O = Óxido de dilitio.
Fe2O3 = Trióxido de dihierro.
Anhídridos: Oxígeno + no metal
Ejemplos:
= Anhídrido perclórico.
= Anhídrido boroso.
= Anhídrido yódico.
= Anhídrido bromoso.
= Anhídrido nitrogenoso.
= Anhídrido fosforoso.
Sales: Las sales son las compuestas de la combinación de dos no metales, o un metal más
un no metal. Entre estos están:
Sales Básicas: Metal + no metal
Ejemplos:
NaCl = Cloruro de sodio.
KI = Yoduro de potasio.
= Cloruro de magnesio.
= Cloruro de cobalto.
= Cloruro de calcio.
= Boruro de sodio.
Sales ácidas: No metal + no metal
Ejemplos:
= Bromuro de selenio.
BrF = Fluoruro de bromo.
= Nitruro de yodo.
= Cloruruo de arsenio.
= Fosfuro de silicio.
= Yoduro de telurio.
Aleaciones: Las aleaciones se forman de la combinación de un metal más otro metal. La
aleación de dos metales es de gran importancia ya que es una de las principales formas de
modificar las propiedades de los elementos metálicos puros.
Ejemplos:
AgFe = Aleación de hierro y plata
HgRb = Aleación de rubidio y mercurio
MnCr = Aleación de cromo y manganeso
Compuestos Ternarios
Un compuesto ternario es el que está formado por tres elementos. Entre estos
encontramos a los hidróxidos, oxácidos, sales dobles, sales ácidas, oxisales.
Hidróxidos: Se forman de la unión del hidrógeno con el oxígeno acompañados de un
metal. En los hidróxidos el grupo OH es indispensable.
Ejemplos:
NaOH = Hidróxido de sodio.
AuOH = Hidróxido de oro.
CaOH = Hidróxido de calcio.
AlOH = Hidróxido de aluminio.
FeOH = Hidróxido de hierro.
MnOH = Hidróxido de manganeso.
Oxácidos: Son compuestos formados por la combinación de un anhídrido y una molécula
de agua.
Anhídrido + H2O = Oxácido
Ejemplos:
SO2 + H2O = H2SO3 = Ácido Sulfuroso.
Cl2O5 + H2O =H2ClO6 = Ácido Clórico.
CO2 + H2O = H2CO3 = Ácido Carbónico.
FO2 + H2O = H2FO3 = Ácido Fluoroso.
BrO3 + H2O = H2BrO4 = Ácido Bromoso.
Sales Dobles: Son el resultado de la sustitución del hidrógeno por dos metales diferentes,
estos de colocan en orden de electropositividad.
H2Se + Li + Rb = LiRbSe
Ejemplos:
LiMgP = Fosfuro doble de Litio y Magnesio.
LiRbSe = Selenuro doble de Litio y Rubidio.
KNaS = Sulfuro doble de sodio y potasio.
Sales Ácidas: Éstas actúan sin presencia de oxígeno y consiste en eliminar parcialmente el
hidrógeno por un elemento no metal.
HF + Rb = RbHF
Ejemplos:
RbHF = Fluoruro ácido de Rubidio.
NaHS = Sulfuro ácido de Sodio.
KHSe = Selenuro ácido de potasio.
Compuestos Cuaternarios
Los compuestos cuaternarios son los formados por cuatro elementos.
Oxisales Ácidas: Son compuestos que resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos,
de ácidos oxácidos por un metal.
Ejemplos:
NaHSO4 = Sulfato ácido de Sodio.
KHCO3 = Carbonato ácido de Potasio.
CaHSO4 = Sulfato ácido de calcio.
NaHCO3 = Carbonato ácido de sodio.
K2HSO5 = Sulfato ácido de potasio.
Na2HPO5 = Fosfato ácido de sodio.
Oxisales Dobles: Son compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos de
los ácidos oxácidos de los grupos V y VI y el ácido carbónico.
Ejemplos:
KLiSO3 = Sulfato doble de litio y potasio.
NaBaPO4 = Fosfato doble de bario y sodio.
NaLiSO3 = Sulfato doble de litio y sodio.
CsRbPO5 = Fosfato doble de rubidio y cesio.
BaCaCO3 = Carbonato doble de calcio y bario.
CaMgClO4 = Clorato doble de magnesio y calcio.
LEYES QUÍMICAS
La leyes químicas son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y
que hacen referencia a las relaciones que en una reacción química cumple los pesos de las
sustancias reaccionantes y los productos de la reacción.
Fruto de ello son las leyes fundamentales de la Química, conocidas también como leyes
ponderales, siendo éstas las siguientes:
Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier.
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust.
Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton.
Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter.
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER
Probablemente, la aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier (17431794) a la Química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los
que la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de
la masa.
En 1770 Lavoisier realizó el experimento del calentamiento del agua utilizando un aparato
que condensaba el vapor y lo devolvía al recipiente, sin perder un sólo gramo de agua.
Pesó el agua y el recipiente antes y después de realizar el experimento. Demostró que el
peso del matráz, del condensador y del agua seguía siendo el mismo antes y después de
una prolongada ebullición. Sin embargo, un sedimento terroso seguía apareciendo. Extrajo
y pesó el depósito formado, así como el matráz y comprobó que la suma de ambos era
igual al peso del matraz antes de iniciar la experiencia. Es decir, el poso terroso provenía
de una descomposición del vidrio provocada por el calor.
Posteriormente, se ocupó de las reacciones químicas y comprobó que la masa (cantidad de
materia) es algo permanente e indestructible, algo que se conserva pese a todos los
cambios. Newton defendió antes en la física la idea de una masa que permanecía constante
a través de todos los movimientos, y Lavoisier la aplicó al mundo de la química.
En 1774 Lavoisier enunció su ley de conservación de la masa, de forma que: en toda
transformación química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la
masa total de los productos de la reacción.
Así, según Lavoisier, en la reacción del cobre con el azufre para originar sulfuro cúprico,
mediante:
Cu + S ® CuS
resulta que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y producen 6,02 g de CuS.
Es decir, que: en una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye, sólo se
reorganiza.
Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones, la mayoría de las cuales consistían en
someter a calentamiento diversos metales, siempre en recipientes cerrados y con una
cantidad determinada de aire, pero, sobre todo, midiendo las masas de las sustancias antes
y después de la reacción. Estos experimentos le llevaron, no sólo a comprobar que el
oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación, sino también
a demostrar la conservación de la masa duranrte el proceso.
La ley de Lavoisier hizo posible la aprarición de la ecuación química. La cual se sustenta en
dos pilares, uno es la ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos
químicos, cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos,
entre los cuales también destaca Lavoisier.
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST
La labor de Lavoisier proporcionó una sólida base teórica para el análisis cuantitativo y
pronto surgieron los estudios que condujeron a lo que posteriormente se denomimó Ley
de las Proporciones Definidas, que a finales del siglo XVIII, dio origen a una gran
controversia entre Berthollet y Proust, que duró casi ocho años.
Joseph Louis Proust (1754-1826) sostenía que la composición porcentual de un compuesto
químico era siempre la misma, independientemente de su origen, por el contrario Claude
Louis Berthollet (1748-1822) afirmaba que los elementos, dentro de ciertos límites,
podían unirse en todas las proporciones.
Con el tiempo, se impuso el criterio de Proust apoyado en un experimento realizado en
1799, demostrando que la composición del carbonato cúprico era siempre la misma,
cualquiera que fuese su método de obtención en la naturaleza o en el laboratorio: 5 partes
de cobre, 4 de oxígeno y 1 de carbono.
Por tanto: los elementos se combinan para formar compuestos, y siempre lo hacen en
proporciones fijas y definidas.
Consecuencia de la ley de las proporciones definidas
La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro
sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de
ambos elementos es:
3 g de Cl / 2g de Na = 1,5
Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no
obtendremos 20 g de cloruro sódico, sino una candidad menor, debido a que la relación de
combinación entre ambas masas siempre es 1,5 por lo que:
3 g de Cl / 10 g de Cl = 2 g de Na / x g de Na => x = 6,6 g de Na que reaccionan
Si ahora quisiéramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro y
sodio para formar cloruro sódico, deberíamos dividir la cantidad de cada elemento entre
su masa atómica, de forma que si reaccionan 6 g de Cl con 4 g de Na, como 35,5 g/mol y 23
g/mol son las masas atómicas del cloro y sodio, respectivamente, entonces:
6 g / 35,5 g/mol = 0,17 moles de Cl ;
4 g / 23 g/mol = 0,17 moles de Na
Lo que indica que por cada 0,17 moles de cloro reaccionan otros 0,17 moles de sodio para
formar el cloruro sódico, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esa reacción. Por tanto, 1
átomo de cloro también se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico,
luego la fórmula de éste compuesto es NaCl y la proporción entre sus átomos es 1:1.
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIIPLES O LEY DE DALTON
Las investigaciones posteriores que los químicos realizaron para determinar en qué
proporciones se unen los elementos químicos proporcionaron aparentes contradicciones
con la ley de Proust, pues en ocasiones los elementos químicos se combinan en más de una
proporción. Así, por ejemplo, 1 g de nitrógeno se puede combinar con tres proporciones
distintas de oxígeno para proporcionar tres óxidos de nitrógeno diferentes, así:
Compuesto
Masa de N (g)
Masa de O (g)
Dióxido de nitrógeno
(NO2)
1
2,28
Monóxido de nitrógeno
(NO)
1
1,14
Óxido de nitrógeno
(N2O)
1
0,57
Fue John Dalton (1776-1844) quien en 1803 generalizó este hecho con numerosos
compuestos, observando que cuando dos elementos se combinan entre sí para formar
compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combina con una masa
fija de otro, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. De forma que en
nuestro ejemplo:
2,28 / 1,14 = 2 ; 2,28 / 0,57 = 4 ; 1,14 / 0,57 = 2
LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O LEY DE RICHTER
El siguiente paso es observar si dos o más elementos que se combinan con otro común,
guardan alguna relación cuando se combinan entre sí.
Por ejemplo, 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua. Por otro
lado 6 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para producir dióxido de carbono. De
ello se podría deducir que, si el carbono y el hidrógeno se combinasen entre sí, sus masas
deben estar en la relación:
masa de carbono/masa de hidrógeno = 6 / 2 = 3
Pues bien, existe un compuesto de carbono e hidrógeno, el metano, CH4, en el que las
masas de carbono e hidrógeno están en dicha proporción.
Hidrógeno (2 g) + Oxígeno (16 g) ® Agua
Carbono (6 g) + Oxígeno (16 g) ® Dióxido de carbono
Carbono (6 g) + Hidrógeno (2 g) ® Metano
La generalización de este hecho a otros ejemplos ha llevado a enunciar la ley de las
proporciones recíprocas de la siguiente manera: las masas de los elementos que se
combinan con una masa de un tercero, guardan la misma proporción que las masas
de los dos cuando se combinan entre sí.
Esta ley es también conocida como ley de Richter en honor al químico alemán Jeremías
Richter (1762-1807), quien en 1792 esbozó dicha ley al estudiar fenómenos de
neutralización de ácidos con bases, y, aunque formalmente no enunció la ley, tuvo el
mérito de realizar dichas experiencias antes de establecerse las leyes de Proust y de
Dalton.
Ley de Proporciones Múltiples
La teoría atómica de Dálton nos lleva a que los átomos se combinan para formar
compuestos. Considerando que un átomo de A se combina con un átomo de B para formar
el compuesto AB y que un átomo de A se combina con 2 átomos de B, para formar el
compuesto AB2, Dálton propuso la ley de las proporciones múltiples que puede
enunciarse así: “Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto,
los pesos diferentes de uno de ellos, que se combinan con un peso fijo del otro, guardan
una relación sencilla de números enteros pequeños.
Esto quiere decir que si se mantiene fija la cantidad de uno y se determinan las cantidades
del otro se tienen números que guarden entre sí relaciones expresables mediante números
enteros. Tenemos por ejemplo el Carbono de Hidrógeno que forma Hidrocarburos en los
cuales intervienen relaciones que aún siendo de números enteros, estos son a veces muy
grandes.
REACCIONES QUíMICAS
Una reacción química es un proceso en el que a partir de una o más sustancias se origina
otra u otras diferentes de las iniciales. Las reacciones químicas se representan separando
con una flecha las sustancias originales de las finales:
A las sustancias A y B se les denomina productos reaccionantes y a las sustancias C y D
productos de la reacción.
Tipos de Reacciones Químicas
Reacciones de Combustión: Son aquellas en que se combina el oxígeno con compuestos
orgánicos para producir dióxido de carbono y agua como únicos productos.
Reacciones de Desplazamiento: Son llamadas también de sustitución simple. Ocurre
cuando un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto.
Reacciones de Doble Sustitución: Ocurre cuando dos compuestos intercambian sus
sustituyentes para formar dos nuevos compuestos.
Reacciones de Combinación: Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar
solamente un producto.
Reacciones de Descomposición o Análisis: Un compuesto se transforma por acción del
calor o de la electricidad en dos o más productos.
Hidrólisis: Estas efectúan una doble descomposición cuando un compuesto se
descompone por la acción del agua.
BALANCEO DE ECUACIONES
Método Algebraico
Para balancear de modo algebraico seguiremos los siguientes pasos:
Identificar reactivos y productos.
Al elemento que aparece la mayor cantidad de veces se le asigna el coeficiente
2.
Se asignan literales para cada componente.
Se resuelve sumando los valores de las literales de cada uno de los lados.
Colocar el respectivo coeficiente a cada compuesto.
Ejemplo:
De tal forma que al multiplicar los coeficientes de cada compuesto con el número de cada
elemento, estos queden igual de cada lado:
C = 14 C = 14
H = 12 H = 12
= 34 O = 34
Método Rédox
Para balancear por medio de este método seguiremos algunas reglas:
El número de oxidación de cualquier elemento que se encuentre libre es 0.
H0, O20, Cl0, Fe0
El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga.
Na+1, Ca+2, Cl+1
En las combinaciones entre metales en que no intervenga el Hidrógeno y el Oxígeno, el no
metal que esta por encima o a la derecha del otro en la tabla periódica se considera
negativo.
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una fórmula para
un compuesto neutro debe ser 0. Por tanto en HNO3 el número de oxidación de los tres
oxígenos es (-6), del Hidrógeno es (+1) y del nitrógeno es (+5).
La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ion debe ser igual a la
caga del ion, así en el NH4 el número de oxidación de N debe ser (-3).
Ejemplo 1:
Oxidación (2é)
Balanceada:
Reducción (5é)
Balanceada:
H = 36 H = 36
S=5S=5
= 28 O = 28
Mn = 2 Mn = 2
Ejemplo 2:
Oxidación (1é)
Balanceada:
Reducción (5é)
Balanceada:
Fe = 5 Fe = 5
Mn = 1 Mn = 1
=4O=4
H=8H=8
10
+
+