Estequiometria.

Índice.

Concepto.

Ejemplos de cálculos estequiometricos.

Historia.

 

Concepto.

Este concepto se refiere a la resolución de problemas derivados de las leyes ponderables, de Lavoisier, Ritcher, Proust, Dalton, como las volumétricas, de Gay Lussac, Avogadro, Ampere. Estas leyes permiten establecer y resolver las ecuaciones químicas, dándonos a conocer las cantidades de sustancias en peso o en volumen que han de de intervenir en ellas(estequiometria). Los ejercicios estequiometricos tratan de resolver problemas sobre obtención de sustancias.

Se resuelven estos problemas estableciendo la formula química que representa el fenómeno considerado o indicando los pesos moleculares o en fin estableciendo la proporción, teniendo en cuenta que siempre debe haber tres cantidades conocidas, dos se extraen de la ecuación y la tercera representada por el valor dado.

Cálculos estequiometricos.

La relación de masas de sustancias que deriva de una ecuación química, es la base de los cálculos estequiometricos. Al igualar una ecuación química, se puede verificar en función de la misma que se cumple la ley de la conservación de la masa. Es decir, que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Al escribir la ecuación:

Zn + 2ClH = Cl2Zn + H2

 significa que cuando reacciona un átomo gramo de cinc con dos moles de ácido clorhídrico, se forma un mol de cloruro de cinc y un mol de hidrogeno. Es evidente que si las cantidades de reactivos se reducen, proporcionalmente se reducirán también las cantidades de los productos de la reacción. Es decir que si se trabaja con 0.1 átomo gramo de cinc, la cantidad de ácido clorhídrico que reacciona será la décima parte , o sea 0.2 moles, se formara la décima parte de cloruro de cinc, o sea 0.1 mol; y se desprenderá la décima parte de hidrogeno, o sea 0.1 mol.

Cuando alguna de las sustancias que intervienen se encuentra en estado gaseoso, la ecuación química permite establecer reacciones de volumen. En la reacción mencionada, puede decirse que cuando reacciona un átomo gramo de cinc, con dos moles de ácido clorhídrico, se desprenden 22.4 litros de hidrogeno medidos en condiciones normales de presión y temperatura, ya que este es el volumen molar normal. Como habitualmente no se trabaja en los laboratorios en C.N.P.T., se aplica la ecuación de estado de los gases para efectuar las conversiones correspondientes. Los cálculos estequiometricos pueden ser resueltos siempre por proporciones sencillas, o sea aplicando regla de tres simple. Es fundamental recordar que la ecuación química debe estar igualada.

Ejemplos de cálculos estequiometricos.

1 )    Calcular cuántos gramos de cinc reaccionan con 150 g de ácido sulfúrico.

Ecuacion:  SO4H2 + Zn =  SO4Zn + H2

Pesos atómicos: S = 32 ; O = 16 ; H = 1 ; Zn = 65

Resolución:

a) Se calcula pos pesos moleculares de las sustancias que intervienen, para poder conocer la relación de masas que existe entre reactivos y productos de reacción.

MSO4H2 = AS + 4AO + 2AH = 32 + (4x16) + (2x1) =  98

MSO4Zn = AS + 4AO + AZn = 32 + (4x16) + 65 = 161

MH2 = 2AH = 2

SO4H2 + Zn =  SO4Zn + H2

98 g + 65 g =  161 g + 2 g

Es fundamental asegurarse de que este cálculo es correcto. La verificación es sencilla, ya que la masa presente en el primer miembro, debe ser igual a la masa presente en el segundo miembro de la ecuación.

 

98 g + 65 g = 163 g

161 g  + 3 g = 163 g

Si esta igualdad no se verificase, debe corroborarse la igualdad de la ecuación y el cálculo de los pesos moleculares de las sustancias hasta encontrar el error.

b)  Establecida la relación estequiometria, se razona de la siguiente forma:

98 g de SO4H2 reaccionan con------------- 65 g de Zn

150 g de SO4H2 reaccionan con-------------- x g de Zn

x = ( 150 g x 65 g )/ 98 g = 99 g de Zn

 

2) Cuantos gramos y cuantos moles de sulfato de cinc se obtienen cuando reaccionan 100 g de cinc con cantidad suficiente de acido sulfúrico.

Ecuación y pesos atómicos en el ejemplo anterior.

Resolución:

a ) Se calculan los pesos moleculares para conocer la relación de masas que existe entre las sustancias que intervienen en la reacción, ver punto a del ejemplo 1.

SO4H2 + Zn = SO4Zn + H2

98 g + 65 g = 161 g + 2 g

163 g = 163 g

b) Establecida la relación estequiometrica, se razona de la siguiente forma:

65 g de Zn producen ------------- 161 g de SO4Zn

100 g de Zn producen------------- y g de SO4Zn

y = ( 100 g x 161 g ) / 65 g = 257.7 g

y = 247.7 g  de SO4Zn

c)  Para calcular el número de moles de sulfato de cinc, se trabaja con la masa de cinc calculada en b.

161 g de SO4Zn ---------------- 1 mol de SO4Zn

247.7 g de SO4Zn------------- z moles

z = ( 247.7 g x 1 mol)/ 161g = 1.5 moles

z = 1.5 moles de SO4Zn

3)  Cuantos moles de hidrogeno se desprenden cuando32.5 g de cinc, reaccionan con cantidad suficiente de ácido sulfúrico. Que volumen ocupa dicha masa de gas en C.N.P.T.

 Ecuaciones y pesos atómicos, figuran en el ejemplo 1.

Resolución:

a)  Se calculan los pesos moleculares para conocer la las masas que existe entre las sustancias que intervienen en la relación, ver punto a del ejemplo 1.

SO4H2 + Zn = SO4Zn + H2

98 g + 65 g = 161 g + 2 g

b)   la ecuación indica que cuando reacciona un átomo gramo de cinc se produce un mol de hidrogeno.

Como el problema no pregunta la masa de hidrogeno desprendida, sino el número de moles de hidrogeno, el cálculo debe plantearse en forma directa; es decir sin calcular la masa de hidrogeno.

El razonamiento es el siguiente:

65 g de Zn producen-------------1mol de H2

32.5 g de Zn producen----------- x moles

x = ( 32.5 g x 1 mol ) / 65 g = 0.5 mol

x = 0.5 mol de H2

c)  teniendo en cuenta que un mol de cualquier gas en C.N.P.T., ocupa 22.4 litros, se puede calcular el volumen ocupado por 0.5 moles de H2 de la siguiente forma:

1 mol H2 ocupa-------------- 22.4 l. en C.N.P.T.

0.5 mol H2  ocupa------------v l.  en C.N.P.T.

v = ( 0.5 mol x 22.4 l ) / 1 mol = 11.2 l

v = 11.21 l de H2 en C.N.P.T.

4  Al hacer reaccionar ácido sulfúrico con cinc, se han formado 250 g de sulfato de cinc. Calcular el volumen de hidrogeno, medido en C.N.P.T. se desprende simultáneamente.

Ecuación y pesos atómicos, figuran en el ejemplo 1.

Resolución:

a)  se calculan los pesos moleculares para conocer la relacion de masas que existe entre las sustancias que intervienen en la reacción, ver punto a del ejemplo 1.

SO4H2 + Zn = SO4Zn + H2

98 g + 65 g =  161 g + 2 g

b)  Teniendo en cuenta que un mol de cualquier gas , en C.N.P.T., ocupa 22.4 litros, se puede razonar de la forma siguiente:

Al formarse 161 g de SO4Zn------------ se desprenden 22.4 l. de H2

Al formarse 250 g de SO4Zn---------------se desprenden v l. de H2

v= ( 250 g x 22.4 l. ) / 161 g = 34.8 l.

v = 34.8 l. de H2 en  C.N.P.T.

 

 

Historia.

 

La palabra estequiometría se deriva de las palabras griegas "stoicheion" que significa un elemento y "metron" que significa medida. Estequiometría es la rama de la química que se ocupa de las combinaciones de los elementos o compuestos que intervienen en las reacciones químicas.

El principio básico de la estequiometría es la ley de las proporciones definidas y múltiples. Establece que una sustancia química pura siempre contiene sus elementos en las mismas proporciones en peso y que, cuando dos elementos se unen para formar una serie de compuestos, los pesos de la combinación de un elemento con un peso fijo de la otra son múltiplos enteros simples de uno al otro.

La ley fue vagamente expuesta por Jeremias Benjamin Richter en su libro "Anfangsgriinde der Stoichiometrie" en 1793 había hecho un de estudio de las reacciones de neutralización y había compilado tablas que muestran la cantidades de diferentes bases que neutralice 1000 partes de un dado ácido y viceversa, y se había demostrado que los números involucrados eran proporcionales. En su libro Richter confunde estas ideas valiosas con especulaciones fantásticas sin importancia; su lenguaje era arcaico y como cabía esperar de su estilo de un hombre que iba a inventar la palabra estequiometría. “Aunque el término "estequiometría" originalmente sólo la aplicación de la ley de las proporciones definidas y múltiples, su significado ha sido ampliado por el uso común. La estequiometría industrial es la aplicación de las leyes de la conservación de la materia, de los elementos y de la energía, y de las leyes química de la combinación de los pesos en los procesos y operaciones de la industria química. La definición actual permite la inclusión de operaciones, tal como la cristalización, en el que no se produce ninguna reacción química y en el que la estequiometría, en su sentido original, no juega ningún papel.

La evidencia de la existencia de los átomos era la ley de las proporciones definidas propuestos por Jeremias Benjamin Richter en 1792, Richter encontró que la relación en peso de los compuestos que se consumen en una reacción química era siempre la misma. Unos años más tarde, cuando Proust informó su trabajo en la composición constante de los compuestos químicos, el tiempo estaba maduro para la reinvención de una teoría atómica. Las leyes de las proporciones definidas y composición constante no prueban que los átomos existen, pero son difíciles de explicar sin asumir que los compuestos químicos se forman cuando los átomos se combinan en proporciones constantes.

Entre 1792 y 1794 Jeremias Benjamin Richter publicó un trabajo en tres volúmenes   sobre la ley de las proporciones definidas. En este libro Richter introdujo el término estequiometría , que definió como "el arte de las mediciones químicas, que tiene que tratar con las leyes según las cuales las sustancias se unen para formar compuestos químicos".

 

Referencias.

 

Eduardo Ghershman, 9.8.2014

 

 

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