Estequiometria

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Estequiometria

  1. 1. Profesores: José Guaregua, Elimax Herde, Miguel Ángel Luis, José Parra, Juan Carlos Pereira y David Vega.
  2. 2.  La unidad de masa atómica es, como su nombre lo indica, una unidad para medir masas atómicas y masas atómicas relativas. Recordemos que la masa atómica es la suma de las masas de protones y neutrones de un átomo en particular.
  3. 3.  La unidad de masa atómica unificada tiene como símbolo la letra u. Esta unidad también es llamada Dalton, en honor al químico con ese apellido, y simbolizada como Da. Esta última nomenclatura es la elegida por el Sistema Internacional de Magnitudes. La unidad de masa atómica corresponde a la doceava parte de la masa atómica del isótopo más abundante del carbono: el carbono 12.
  4. 4. (También denominado Peso Atómico, aunque esta denominación es incorrecta, ya que la masa es propiedad del cuerpo y el peso depende de la gravedad) Masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele utilizar la uma (u) como unidad de medida. Donde u.m.a son siglas que significan "unidad de masa atómica".
  5. 5.  Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono, el carbono-12. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se abrevia como "uma", aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés "amu" (Atomic Mass Unit). De todas formas, el símbolo recomendado es simplemente "u".
  6. 6.  Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas, de un elemento, y el número de partículas que alberga el núcleo de su isótopo más común. En cambio, la masa atómica de un isótopo sí coincide aproximadamente con la masa de sus partículas nucleares. Esta diferencia es debida a que los elementos no están formados por un solo isótopo si no por una mezcla con unas ciertas abundancias para cada uno de ellos.
  7. 7.  Mientras que cuando medimos la masa de un isótopo en concreto no tenemos en cuenta las abundancias.Ejemplo: Para calcular la masa atómica del litio haremos lo siguiente: El litio consta de dos isótopos estables el Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%). Así pues los cálculos serán como siguen: El valor resultante, como era de esperar, está entre los dos anterior es aunque más cerca del Li-7, más abundante.
  8. 8.  Se ha visto que las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Se ha visto que 1 mol de Carbono 12 tiene masa exactamente 12 g y contiene 6,022x1023 átomos de carbono. Esta cantidad se llama masa molar del carbono y es la masa ( gramos) de 1 mol de unidades (átomos o moléculas).
  9. 9.  Dado que cada átomo de Carbono 12 (patrón) tiene masa exactamente de 12 uma, es útil observar que la masa molar de un elemento (gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma. La masa molar de un compuesto es la masa (gramos o kilogramos) de 1mol del compuesto
  10. 10.  Una vez conocidas las masa atómicas, es posible proceder a calcular las masa de las moléculas. La masa molecular es la suma de las masa atómicas (uma) en una molécula. ◦ Ejemplo la masa molecular del H2O es: 2(masa atómica del H)+masa atómica del O 2(1,008 uma)+16,00 uma=18,02 uma
  11. 11.  La química estudia la materia, la cual esta constituida por partículas tan pequeñas que no pueden ser vistas. Debido a que la mayor parte del trabajo que hace el químico es cuantitativo, debe ser capaz de contar las partículas de materia (iones, átomos y moléculas), sin importar cuan infinitamente pequeñas sean. El químico necesita una unidad para contar las partículas materiales, de tal manera que el conjunto de partículas que conforme esta unidad sea lo suficientemente grande como para poder ser visto y manipulado convenientemente. Esta unidad de conteo es el mol.
  12. 12.  Un mol contiene siempre un numero fijo de partículas 6,02x1023 (numero de Avogadro), ya sean iones, átomos, moléculas, electrones etc., cualquiera que sea la sustancia o su composición. El mol es la unidad científica para “cantidad de sustancia” usada frecuentemente en química. Se representa con la letra n, la cual significa “Cantidad de moles”. La forma mas conveniente para medir una determinada cantidad de sustancia es pesándola, por esto es frecuentemente necesario convertir moles a gramos, o gramos a moles.
  13. 13.  La formula empírica indica que elementos están presentes y la relación mínima de números enteros entre sus átomos, pero no necesariamente el numero real de átomos presentes en la molécula.
  14. 14.  Indica el numero exacto de átomos de cada elemento en una molécula. El tipo de molécula mas simple son las moléculas diatómicas (poseen 2 átomos iguales o diferente), las moléculas que tienen mas de dos átomos se llaman poliatómicas. A las formas diferentes de un mismo elemento se les llama Alótropos  Ejemplos: Nótese que el Oxigeno (O2) y el ozono (O3) son formas distintas del mismo elemento; y mas aun otras formas alotrópicas del carbono serian el diamante y el grafito
  15. 15.  Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas. ◦ Por ejemplo para la siguiente reacción: A+B AB  Donde el signo + significa “reacciona con”  Y la flecha Significa “produce”
  16. 16.  Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos. A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos. Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).
  17. 17.  Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos. Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.
  18. 18.  El cambio químico se llama reacción química. Con el objeto de comunicarse claramente en relación con las reacciones químicas, los químicos hemos desarrollado una forma estándar de representarlas. Dos aspectos que me permiten describir las reacciones químicas mediante el uso de símbolos químicos son: la escritura de ecuaciones químicas y su balanceo.
  19. 19.  Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final. Un átomo neutro cualquiera tiene un número definido de electrones, el cual corresponde al número de protones que posee su núcleo; es decir, tiene tantos electrones como el valor de su número atómico.
  20. 20.  Generalmente, cuando un elemento determinado se combina a través de una reacción química, el número de electrones que está asociado a él, puede ser mayor o menor que su número atómico característico. De aquí nace el concepto de estado de oxidación o número de oxidación. Lo que simplemente significa, el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento con respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto o está en forma de ión.
  21. 21.  1. Si el número de electrones asignado a un elemento es mayor que su número atómico, se le confiere una carga formal negativa. Por el contrario, si el número de electrones asignado es menor que su número atómico, se le otorga una carga formal positiva. 2. En los elementos libres o compuestos formados por un mismo tipo de átomos, el número de oxidación de todos ellos es cero. Por ejemplo: Na, H2, S8, P4. Todos ellos tienen N° de oxidación = 0. 3. En los iones simples (constituidos por un sólo tipo de átomos), el N° de oxidación es igual a la carga del ión. Por ejemplo: Al+++, su N° de oxidación es +3; Fe++, su N° de oxidación es +2; Fe+++, su N° de oxidación es +3.
  22. 22.  4. El N° de oxidación del oxígeno es generalmente –2, cuando forma parte de un compuesto; excepto en los siguientes casos: • Cuando forma parte de compuestos llamados peróxidos, donde hay enlace O-O. En este caso el N° de oxidación asignado para el oxígeno es –1. • Cuando el oxígeno se combina con flúor (elemento más electronegativo que el oxígeno), el N° de oxidación asignado para el oxígeno es +2.
  23. 23.  5. El N° de oxidación asignado para el hidrógeno es +1 en la mayoría de los compuestos. La única excepción es en los hidruros, donde el hidrógeno se une a elementos menos electronegativos que él. Por ejemplo: hidruro de sodio (NaH), en estos casos el N° de oxidación asignado para el hidrógeno es –1. 6. Los N° de oxidación de los diferentes elementos que conforman una molécula deben coincidir con la carga total de esa molécula. Es decir, la suma de los N° de oxidación de los diferentes átomos que la constituye debe ser igual a la carga total de la molécula.
  24. 24. De aquí podemos deducir lo siguiente: En las moléculas neutras, la suma de los N° de oxidación de los átomos que la forman debe ser igual a cero. Por ejemplo, H2O, el N° de oxidación del H es +1, como hay dos H, contribuye a la molécula con carga +2. El N° de oxidación del O es –2 y la molécula contiene sólo un O; por lo tanto la suma de +2 + (−2) = 0, que corresponde a la carga de una molécula neutra. 7. En los iones que están formados por más de un tipo de elemento, la suma de los N° de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga que posee el ión.
  25. 25.  En muchos casos el valor del N° de oxidación corresponde a la valencia de un elemento, pero son conceptos diferentes. Valencia de un elemento es el número de enlaces simples que puede formar un átomo; es un número absoluto, no hay un signo asociado a él. En cambio, el número de oxidación representa la carga aparente que tiene un átomo en un compuesto dado y corresponde a un mayor o menor número de electrones asociado a él, según las reglas mencionadas anteriormente. Este número puede ser positivo o negativo, dependiendo de la electronegatividad del átomo en particular.
  26. 26.  Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio: Ca + Cl2 -----> CaCl2 El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como: 2e-+Cl2 ---> 2Cl- Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación
  27. 27.  Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio: Ca + Cl2 -->CaCl2 El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como: Ca -->Ca2+ + 2e- Agente reductor = Pierde electrones y Aumenta su número de oxidación
  28. 28.  Significa que, de una muestra de determinado reactivo, solo cierto porcentaje es el reactivo puro mientras que el resto son impurezas. En muchas ocasiones los reactivos utilizados en un proceso químico no son completamente puros sino que presentan un determinado porcentaje de pureza en su composición. Este dato ha de tenerse en cuenta cuando se realizan cálculos con ecuaciones químicas (cálculos estequiométricos) en los que interviene un reactivo impuro.
  29. 29.  En una reacción química, el reactivo limitante no necesariamente es el que se encuentra en menor cantidad estequiométrica, es aquel que se encuentra en una proporción inferior respecto a los demás reactivos. El reactivo limitante se consume primero y limita la formación de más productos. Los reactivos que participan en una reacción y que no son limitantes se llaman reactivos en exceso, porque al consumirse completamente el reactivo limitante, sobra una cantidad (un exceso) de aquéllos.
  30. 30.  El camino más sencillo para identificar el reactivo limite se basa en los puntos siguientes: a) Tener las cantidades de los reactivos en las mismas unidades. En caso de que las cantidades de reactivos sean dadas en diferentes unidades, se conviertes todas a moles. b) Se realizan los cálculos para determinar las cantidades estequiométricas de cada reactivo con base en los datos proporcionados.
  31. 31.  La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, es posible que no todos los productos reaccionen, la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible. El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:

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