ESTEQUIOMETRIA
ESTEQUIOMETRIA.
La estequiometría es el cálculo para una ecuación química balanceada que determinará las proporciones entre reactivos y productos en una reacción química.
El balance en la ecuación química obedece a los principios de conservación y los modelos atómicos de Dalton como, por ejemplo, la Ley de conservación de masa que estipula que:
la masa de los reactivos = la masa de los productos
En este sentido, la ecuación debe tener igual peso en ambos lados de la ecuación.
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS.
Los cálculos estequiométricos es la manera en que se balancea una ecuación química. Existen 2 maneras: el método por tanteo y el método algebraico.
CALCULO ESTEQUIOMETRICO POR TANTEO.
El método por tanteo para calcular la estequiometría de una ecuación se deben seguir los siguientes pasos:
- Contar la cantidad de átomos de cada elemento químico en la posición de los reactivos (izquierda de la ecuación) y comparar esas cantidades en los elementos posicionados como productos (derecha de la ecuación).
- Balancear los elementos metálicos.
- Balancear los elementos no metálicos.
Por ejemplo, el cálculo estequiométrico con el método por tanteo en la siguiente ecuación química:
CH4 + 2O2 → CO + 2H2O
El carbono está equilibrado porque existe 1 molécula de cada lado de la ecuación. El hidrógeno también presenta las mismas cantidades de cada lado. El oxígeno en cambio, suman 4 del lado izquierdo (reactantes o reactivos) y solo 2, por lo tanto por tanteo se agrega un subíndice 2 para transformar el CO en CO2.
De esta forma, la ecuación química balanceada en este ejercicio resulta: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Los números que anteceden el compuesto, en este caso el 2 de O2 y el 2 para H2O se denominan coeficientes estequiométricos.
Cálculo estequiométrico por método algebraico
Para el cálculo estequiométrico por método algebraico se debe encontrar los coeficientes estequiométricos. Para ello se siguen los pasos:
- 1- Asignar incógnita
- 2- Multiplicar la incógnita por la cantidad de átomos de cada elemento
- 3- Asignar un valor (se aconseja 1 o 2) para despejar el resto de las incógnitas
- 4- Simplificar
Las relaciones estequiométricas indican las proporciones relativas de las sustancias químicas que sirven para calcular una ecuación química balanceada entre los reactivos y sus productos de una solución química.
Las soluciones químicas presentan concentraciones diferentes entre soluto y solvente. El cálculo de las cantidades obedece a los principios de conservación y los modelos atómicos que afectan los procesos químicos.
PRINCIPIOS DE CONSERVACION.
Los postulados de los principios de conservación ayudarán posteriormente a definir los modelos atómicos sobre la naturaleza de los átomos de John Dalton. Los modelos constituyen la primera teoría con bases científicas, marcando el comienzo de la química moderna.
Ley de conservación de masa: no existe cambios detectables en la masa total durante una reacción química. (1783, Lavoisier)
Ley de las proporciones definidas: los compuestos puros siempre presentan los mismos elementos en la misma proporción de masa. (1799, J. L. Proust)
Modelo atómicos de Dalton
Los modelos atómicos de Dalton constituye la base de la química moderna. En 1803, La teoría atómica básica de John Dalton (1766-1844) postula lo siguiente:
- Los elementos químicos están formados por átomos idénticos para un elemento y es diferente en cualquier otro elemento.
- Los compuestos químicos se forman por la combinación de una cantidad definida de cada tipo de átomo que forman una molécula del compuesto.
Además, la ley de proporciones múltiples de Dalton define que cuando 2 elementos químicos se combinan para formar 1 compuesto, existe relación de números enteros entre las diversas masas de un elemento que se combinan con una masa constante de otro elemento en el compuesto.
Por lo tanto, en la estequiometría las relaciones cruzadas entre reactantes y productos es posible. Lo que no es posible es la mezcla de unidades macroscópicas (moles) con unidades microscópicas (átomos, moléculas).
ESTEQUIOMETRIA Y CONVERSION DE UNIDADES.
La estequiometría usa como factor de conversión desde el mundo microscópico por unidades de moléculas y átomos, por ejemplo, N2 que indica 2 moléculas de N2 y 2 átomos de Nitrógeno hacia el mundo macroscópico por la relación molar entre las cantidades de reactivos y productos expresado en moles.
En este sentido, la molécula de N2 a nivel microscópico tiene una relación molar que se expresa como 6.022 * 1023 (un mol) de moléculas de N2.
EJEMPLO DE ESTEQUIOMETRIA.
Por combustión del gas pentano (C5H12) se forman 50g de vapor de agua. Calcula la masa de gas pentano necesario.
Paso 1. Como es un hidrocarburo la fórmula de la combustión es:
C15H12 + 02 –> CO2 + H2O
Paso 2. Ajustamos la reacción
C15H12 + 8 02 –> 5 CO2 + 6 H2O
Paso 3. Calculamos la masa del gas pentano C15H12
Con la tabla periódica obtendremos el peso molar del H2O
Peso molar (PM) H20= 2+16= 18g/mol
n= M/PM= 50/18= 2.78 moles de agua
Paso 4. Como nos pide la cantidad de pentano utilizamos la regla de tres para cambiar los moles de agua por moles de pentano.
2,78 x 1 /6 = 0,46 moles de pentano
Paso 5. Determinamos el peso molar del pentano utilizando la tabla periódica para sacar el peso del C y H
Peso molar (PM) C5H12 = 12 X 5 + 12= 72g/mol
Paso 6. Multiplicamos los moles de pentano por el PM
72 X 0,46 = 33,12g
R= Se necesitan 33,12 g de pentano para producir 50 g de agua
2. Las caretas de oxígeno, utilizadas en las emergencias, contienen superóxido de potasio, KO2,el cual reacciona con el CO2 y el agua del aire exhalado dando Oxígeno, según la ecuación: 4 KO2 + 2 H2O + 4 CO2 –> 4 KHCO3 + 3 O2
Si una persona con una de estas caretas exhala 0,7 g de CO2 por minuto.
Paso 1. Determinamos cuantos moles de CO2 son 0,7 g esa sustancia. Calculamos el peso molar del dióxido de carbono (CO2) utilizando la tabla periódica.
PM (peso molar) CO2 = 12+16 X 2= 44 g / mol
Paso 2. Dividimos la masa entre el peso molar.
n= 0,7/44 = 0,016 moles de CO2
Paso 3. Cuántos moles de agua se van a consumir, si con 4 moles de H2O se consumen 4 de CO2 (Ver fórmula). Hacemos una regla de 3 para saberlo.
0,016 x 2 / 4= 0,008 moles
Paso 4. Para saber la masa de agua que se ha consumido pasamos los moles a gramos, para ello necesitamos el peso molar del agua utilizando la tabla periódica.
PM H2O = 2 + 16 = 18g / mol
Paso 5. Multiplicamos el número de total de moles que tenemos por el peso molar.
18 X 0,008 = 0,144g
Paso 6. Como la cantidad que tenemos de gramos es en un minuto y nos solicitan que saquemos la cantidad de gramos en 30 minutos, vamos a multiplicar los 0,144 g por 30
0,144g x 30 = 4,32 g
R= 4,32 g
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