Estequiometria (teoría )

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Estequiometria (teoría )

  1. 1. Página | 1 TEMA: ESTEQUIOMETRIA CONCEPTO Es aquella parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas (masa, volumen, moles) de los componentes puros de una reacción química. Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser ponderales y / o volumétricas. Relaciona la masa de una sustancia con la masa de otras sustancias. 1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Fue planteada por el químico Francés Antoine Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de la química moderna; nos indica que en toda reacción química completa y balanceada la masa total de las sustancias reactantes es igual a la masa total de las sustancias de los productos. Ejemplo: 48476 40.A.P Ca2 = + 48476 32M )g(2O1 = → 48476 56M CaO2 = Relación Molar 2 mol – g 1 mol–g 2mol–g Relación en Masa 80g 32g 112g ∑ Masa (Reactantes) = ∑ Masa (Productos) = 112g 2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS Fue enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo proceso químico los reactantes y productos participan manteniendo sus masas o sus moles en proporción fija, constante y definida; cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reacción Ejemplo: Quemado de carbón 48476 12.A.P )g(C2 = + 48476 32M )g(2O1 = → 48476 56M )g(CO2 = Reacción molar 2 mol – g 1 mol–g 2mol–g Relación en Masa 24g 32g 56g Por Proust 3g 4g 7g Ejemplo 60g 80g 140g Se observa que: NOTA: Reacción Limitante (RL): Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en menor proporción estequiométrica y al agotarse limita la cantidad máxima del producto(s) obtenido(s). Reactivo en Exceso (RE): Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en mayor proporción estequiométrica por lo tanto queda como sobrante al finalizar la reacción. Regla práctica para evaluar el R.L. y R.E para cada reactante se plantea la siguiente proporción. químicaecuaciónladeobtenidaCantidad reactivodedatoCantidad La menor relación es para el RL y todos los cálculos se hacen con el La mayor relación es para el R.E. 3. LEY DE PROPORCIONES MULTIPLES Fue enunciada por el químico Ingles John Dalton (1766 – 1844); establece si dos sustancias simples reaccionan para generar dos o más sustancias de una misma función química, se observará que mientras que la masa de uno de ellos es constante, ESTEQUIOMETRIA Leyes Ponderales 7 )CO(masa 4 )2O(masa 3 )C(masa ==
  2. 2. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria” Página | 2 la masa del otro varía en relación de números enteros y sencillos. Sea la combinación iónica x2 2x OClOCl →+ −+ x = 1,3,5,7 Cl O 71 g 2 1 1 16g * Cl O 71 g 2 3 1 16g * Cl O 71 g 2 5 5 16g * Cl O 71 g 2 7 7 16g * Conclusión: m(Cl) → constante m(O) → varía en relación de 1,3,5 y 7 4. LEY DE PROPORCIONES RECIPROCAS Fue enunciada por Wenzel – Richter, establece si las masas de las sustancias A y B pueden reaccionar separadamente con la misma masa de una tercera sustancia “C”, entonces si A y B reaccionan juntos, lo harán con la misma masa con que reaccionan con “C” o con masas, múltiplos o submúltiplos, a la mencionada Reacción (1) 1 H 2(g) + Cl 2(g) → 2HCl (g) 2g 71g Reacción (2) 2 Na (s) + Cl 2(g) → 2NaCl (s) 46g 71g Conclusión 1 H 2(g) + 2Na (s) → 2NaH (s) 2g 46g Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay – Lussac (1778 – 1850), quién investigando las reacciones de los gases determino: “A las mismas condiciones de presión y temperatura existe una relación constante y definida entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una versión química; cualquier exceso deja de combinarse”. Estas relaciones solo serán aplicables a sustancias gaseosas. Ejemplo: Síntesis del amoniaco 1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Reacción molar 1 mol – g 3 mol–g 2mol–g Relación volumétrica 1vol 3vol 2vol Por Gay Lussac 1L 5L 30cm3 3L 15L 90 cm3 2L 10L 60 cm3 Relación de volúmenes: Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la muestra química. Cantidad de sus tan cia pura % Pureza x 100 Cantidad de muestra impura = Es la comparación porcentual entre la cantidad real o práctica teórica obtenido de un producto determinado La cantidad real o rendimiento real se conoce experimentalmente y es menor que la cantidad teórica que se halla en base a la ecuación química, o sea por estequiometría; el rendimiento teórico es la máxima cantidad obtenida de un cierto producto cuando el 100% del reactivo limitante se ha transformado. Profesor: Antonio Huamán Navarrete Lima, Agosto del 2013 Leyes Volumétricas 2 )3NH(vol 3 )2H(vol 1 )2N(vol == Porcentaje de Pureza de una muestra Química Eficiencia o Porcentaje de Rendimiento de una Reacción Química (%R) 100 teóricoientodimren realientodimren 100 teóricacantidad realcantidad R% ×=×=

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