Estequiometría

Introducción

La Estequiometría es la parte de la
química que se refiere a la determinación de las
masas de combinación de las substancias en una
reacción química, hace referencia al número
relativo de átomos de varios elementos encontrados en una
sustancia química y a menudo resulta útil en la
calificación de una reacción química, en
otras palabras se puede definir como la parte de la
Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre
los elementos y los compuestos en reacciones
químicas.

Para entender mejor a esta rama de la química, es
necesario establecer algunos conceptos como lo es; mol que se
define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como
el número de átomos que hay en exactamente en 12
gramos de 12C, así como también La reacción
química se define como, el proceso mediante el cual una o
más sustancias sufren un proceso de transformación;
entre otras definiciones importantes las cuales se estará
desarrollando de una manera más explícita y
detallada en la siguiente investigación
realizada.

Estequiometría

Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre
reactantes1 (o también conocidos como reactivos)
y productos en el transcurso de
una reacción química. Estas relaciones se
pueden deducir a partir de la teoría atómica.
La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones
cuantitativas o relaciones de masa de los elementos
químicos que están implicados.

Principio

En una reacción química se observa una
modificación de las sustancias presentes:
los reactivos se consumen para dar lugar a los
productos.

A escala microscópica, la reacción
química es una modificación de
los enlaces entre átomos, por
desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se
forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto
es lo que llamamos la ley de conservación de la masa,
que implica las dos leyes siguientes:

• la conservación del número de
  átomos de cada elemento químico

• la conservación de la carga total

Las relaciones estequiométricas entre las
cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen
directamente de estas leyes de conservación, y
están determinadas por la ecuación (ajustada) de la
reacción.

MOL

Es uno de los más importantes en la
química. Su comprensión y aplicación son
básicas en la comprensión de otros temas. Es una
parte fundamental del lenguaje de la química. Cantidad de
sustancia que contiene el mismo número de unidades
elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el
número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.
Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número
específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena
sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale
a 6.022x 10 Este número se conoce
como Número de Avogadro y es un número
tan grande que es difícil imaginarlo.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de
átomos que un mol de plata, el mismo número de
átomos que un mol de calcio, y el mismo número de
átomos que un mol de cualquier otro elemento.

Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena
de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es
el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con
las moles de átomos, son el mismo número de
átomos, pero la masa depende del elemento y está
dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier ELEMENTO: 

Ejemplos:

En base a la relación que
establecimos entre moles, átomos y masa atómica
para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra
unidad utilizando factores de conversión.
Ejemplos:

¿Cuántas moles de hierro
representan 25.0 g de hierro (Fe)?Necesitamos convertir gramos de
Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos
que es 55.85 g. Utilizamos el factor de conversión
apropiado para obtener moles.

Volumen molar de un
gas en condiciones normales

En ciertas ocasiones de presión y temperatura, es
posible que la mayoría de las sustancias existan en alguno
de los tres estados de la materia: solido, líquido y
gaseoso. Por ejemplo, el agua puede estar en estado sólido
como hielo, en estado líquido como en agua o en estado
gaseoso como vapor. Las propiedades físicas de una
sustancia dependen a menudo de su estado.

Los gases son en diversos aspectos mucho más
sencillos que los líquidos y los sólidos. El
movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y
las fuerzas de atracción entre sus moléculas son
tan pequeñas que una se mueve en forma libre y
fundamentalmente independiente de las otras. Sujetos a cambios de
temperatura y presión, los gases se comportan en forma
más previsible que los sólidos y los
líquidos. Las leyes que norman este comportamiento han
desempeñado una importante función en el desarrollo
de la teoría atómica de la materia y la
teoría cinética molecular de los gases.

De acuerdo con lo anterior se llega a volumen molar de
un gas, que es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en
condiciones normales de presión y temperatura.

Las condiciones de 0°C (273.15 K) Y 1 atm (760 mm de
Hg) se denominan temperatura y presión estándar y,
a menudo se abrevian TPE.

Es decir, un mol de cualquier gas, en condiciones
normales, ocupa siempre el mismo volumen; este volumen es el
volumen molar y es 22,4 litros

Lo anterior se determino a través de experimentos
como el siguiente: Un gas, como el Hidrógeno cuya densidad
es de 0.09 gramos por litro y su masa molecular es de 2.016
gramos, el cociente de 2.016 entre 0.09 gramos por litro resulta
22.4 litros.

Al igual que muchas otros acuerdos internacionales en la
ciencia, la IUPAC (en química) entre otras organizaciones
recomendaron el uso de este par de medidas como condición
estándar.

APLICACIONES

Las principales aplicaciones de volumen molar de un gas
es que resulta muy útil para determinar la masa molar de
un gas o de sustancias que se pueden evaporar con cierta
facilidad. Si conocemos el volumen y la masa de un gas en
condiciones normales, podemos conocer la masa molar de dicho gas.
Además, la densidad de un gas la podemos conocer gracias a
la división de la masa molar de un gas por su volumen
molar.

Un ejemplo son los globos meteorológicos que son
lanzados a diario desde las estaciones meteorológicas en
todo el pais. Los globos empiezan a cierta presión,
temperatura y volumen, pero una vez que suben, esas tres
variables van cambiando en relación al entorno.

Al poner aire en una llanta, o en un balón, la
presión se incrementa añadiendo más aire
(moléculas) por que el volumen se mantiene
igual.

Cálculo del volumen molar del gas (VM)

Vg = volumen de gas recogido (se mide en la
experiencia)

mO2= masa de oxigeno liberado (se mide en la
experiencia).

Ejemplo:

• ¿Qué volumen ocupan 30
  gramos de gas nitrógeno: N2, a cero grados
  centígrados y una atmósfera de presión?
  Masa atómica del nitrógeno= 14,0067.

Haciendo la regla de tres:

Despejando x:

Que es el volumen ocupado por 30 gramos de
nitrógeno a cero grados centígrados y una
atmósfera de presión.

¿Cuánto pesan 50 litros de
gas oxígeno O2, a cero grados centígrados
y una atmósfera de presión? Masa atómica del
oxígeno = 15,9994.

Por regla de tres tenemos
que:

Que es el peso en gramos de 50 litros de
oxígeno en condiciones normales: cero grados Celsius y una
atmósfera de presión.

Las Reacciones
Químicas

Las reacciones químicas son procesos en los que
una o más sustancias se transforman en otra u otras con
propiedades diferentes. Para que pueda existir una
reacción química debe haber sustancias que
reaccionan y sustancias que se forman. Se denominará
reaccionante o reactivo a la sustancia química que
reacciona. A las sustancias que se generan debido a una
reacción química se les denomina sustancia
resultante o producto químico. Los cambios químicos
alteran la estructura interna de las sustancias
reaccionantes.

Generalmente, se puede decir que ha ocurrido una
reacción si se observa que al interactuar los "supuestos"
reaccionantes se da la formación de un precipitado,
algún cambio de temperatura, formación de
algún gas, cambio de olor o cambio de color durante la
reacción.

A fin de expresar matemática una reacción
química se hace necesario utilizar una expresión en
la cual se señalan los reactivos y los productos. Esta
expresión recibe el nombre de ecuación
química.

Existen cuatro tipos de reacciones:

a) Combinaciónb)
Descomposiciónc) Desplazamientod) Doble
combinación

Las reacciones también pueden ser clasificadas en
a) Reacción química homogénea y b)
Reacción química heterogénea. El estudio de
la rapidez con la que se efectúa una reacción
química, consumiendo reaccionantes químicos y
liberando productos químicos, se denomina cinética
química. Se puede expresar la rapidez de reacción
como la relación que se presenta entra la masa de
reaccionante consumida y tiempo que dura la reacción.
También se puede tomar la rapidez de reacción como
la relación existente entre la masa formada de producto y
el tiempo de reacción.

Existen varios factores que puede acelerar la rapidez de
la reacción química. Por ejemplo, si la
concentración de los reaccionantes aumenta, esto
traerá como consecuencia que se incremente la rapidez de
la reacción química. De forma parecida si la
superficie de contacto entre los reaccionantes aumenta,
también se verá un efecto de aumento de la
velocidad de reacción química. Otro factor que
incrementa la rapidez de la reacción química es el
cambio de la temperatura. Los catalizadores positivos y los
catalizadores negativos también incidirán en el
aumento o la disminución de la rapidez de la
reacción química.

Reacciones de
óxido – reducción

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.

La gran mayoría de las reacciones redox ocurren
con liberación de energía. Por ejemplo: la
combustión de compuestos orgánicos que proporciona
energía calórica, las reacciones que se realizan en
una pila o batería, donde la energía química
es transformada en energía eléctrica, y las
reacciones más importantes, desde el punto de vista de
nuestro curso, que ocurren a nivel del metabolismo de un ser
viviente. Como los alimentos son substancias reducidas, el
organismo las oxidada controladamente, liberando energía
en forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta
energía es transformada en energía química
en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos
endergónicos que ocurren en los organismos.

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.

Por ejemplo:

H Z = 1; es decir 1 protón y 1
electrón

Na Z = 11; es decir 11 protones y 11
electrones

I Z = 53; es decir 53 protones y 53
electrones

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, siguiendo ciertas
reglas:

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.

Basado en el ejemplo anterior:

H+ Z = 1; 1 protón y 0 electrón N°
Oxid. = +1

Na+ Z = 11; 11 protones y 10 electrones N° Oxid. =
+1

I Z = 53; 53 protones y 54 electrones N° Oxid. =
-1

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.

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.

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.
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.

• 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. Por ejemplo, el ión dicromato,
cuya fórmula es Cr 2 O 7-2. Los 7 oxígenos
contribuyen con una carga aparente de -14, luego el Cr debe
aportar con una carga aparente de +12, como los átomos de
Cr son 2, cada uno tendrá un N° de oxidación de
+6:

Sea Cr = x

Cr 2 O 7-2: 2142126xxx-=-=+=+ 2

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; o bien, el
número de átomos de hidrógeno con que puede
combinarse; 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 menciónadas anteriormente. Este
número puede ser positivo o negativo, dependiendo de la
electronegatividad del átomo en particular. Por ejemplo,
H2O, la valencia del oxígeno es 2 y su N° de
oxidación es -2; En el óxido de flúor, F2O,
la valencia del oxígeno es 2 y su N° de
oxidación es +2, porque el flúor es más
electronegativo que el oxígeno, entonces se le asigna 1
electrón más a cada flúor con respecto a su
N° atómico y el oxígeno queda deficiente de
esos 2 electrones. El átomo de sodio (Na, cuyo valor de Z
= 11) es neutro y tiene un electrón (1 e-) en su
último orbital (estado inicial). Cuando reacciona con agua
(H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) e
hidrógeno molecular (H2), pierde este electrón y se
transforma en ión sodio (Na+), que corresponde al estado
final según la siguiente ecuación: Na(0)+OH 2
Na++OH+H22222

La pérdida de 1 e- se llama oxidación. Una
semirreacción de oxidación está siempre
acompañada por una disminución en el N° de
electrones del elemento que está siendo oxidado. La
disminución del N° de electrones asociado con ese
átomo, trae como consecuencia un aumento del N° de
oxidación (es más positivo).

Los electrones cedidos por los dos átomos de Na
se combinan con dos moléculas de H2O para formar una
molécula de H2 gas y dos iones OH-. La ganancia de
electrones por los hidrógenos del agua se llama
reducción. Una semirreacción de reducción
está siempre acompañada por un aumento del N°
de electrones asociado con el elemento que está siendo
reducido. Hay disminución del N° de
oxidación.

Los electrones en una reacción de este tipo, son
captados por las especies químicas que se reducen a la
misma velocidad con que son cedidos por las especies que se
oxidan: es decir, cuando ocurre una oxidación, hay siempre
una reducción. Estos son sistemas acoplados, en que ambos
procesos se realizan simultáneamente.

Gases

Se denomina gas al estado de
agregación de la materia en el que las sustancias no
tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes
que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas
casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven
en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de
otras, explicando así las propiedades:

• Las moléculas de un gas se encuentran
  prácticamente libres, de modo que son capaces de
  distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos.
  Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las
  moléculas son despreciables, en comparación con
  la velocidad a que se mueven las moléculas.

• Los gases ocupan completamente el volumen del
  recipiente que los contiene.

• Los gases no tienen forma definida, adoptando la de
  los recipientes que las contiene.

• Pueden comprimirse fácilmente, debido a que
  existen enormes espacios vacíos entre unas
  moléculas y otras.

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia,
es decir , que las moléculas del gas están
separadas unas de otras por distancias mucho mayores del
tamaño del diámetro real de las moléculas.
Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el
gas ( V) depende de la
presión (P), la
temperatura (T) y de la cantidad o
numero de moles ( n).

Propiedades Generales De Los Gases.

• Pequeña densidad debida a que en virtud de
la ausencia de cohesión entre sus moléculas estas
se hallan muy alejadas unas de otras existiendo por ello muy poca
masa en la unidad de volumen.

• Son perfectamente homogéneos e
isótropos, es decir, tienen las mismas propiedades en
todos sus puntos como consecuencia de la libertad de sus
moléculas en todas las direcciones.

• Tienden a ocupar el máximo volumen
(expansibilidad) adoptan la forma y el volumen del recipiente que
los contiene.

• Son muy compresibles debido a la ausencia de
fuerzas de repulsión entre sus
moléculas.

• Se mezclan completamente y de manera uniforme
cuando están en el mismo recipiente.

• Pequeña viscosidad aunque no nula ya que
las acciones mutuas entre moléculas no son totalmente
despreciables.

Volumen y temperatura de los gases en condiciones
normales:

Temperatura

Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a
su vez es una forma de energía que podemos medir en
unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca
en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo
caliente al cuerpo frío.

La temperatura de un gas es proporcional a la
energía cinética media de las moléculas del
gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y
viceversa. La temperatura de los gases se expresa en grados
kelvin.

Volumen  

Es el espacio ocupado por un
cuerpo. 

Unidades de volumen:

  En una gas ideal (es decir, el gas
cuyo comportamiento queda descrito exactamente mediante las leyes
que plantearemos más adelante), el
producto PV dividido
por nT es una constante, la constante
universal de los gases, R . EL valor
de R depende de las unidades utilizadas
para P, V, n y T. A presiones
suficientemente bajas y a temperaturas suficientemente altas se
ha demostrado que todos los gases obedecen las leyes de Boyle,
Charles y Gay-Lussac, las cuales relacionan el volumen de un gas
con la presión y la temperatura.

Teoría Cinética De Los Gases
Ideales

Gas Ideal

Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman
gases ideales y aquellas que no se les llaman gases reales, o
sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno
y otros. Se dice que un gas tiene un comportamiento como un gas
ideal, si a temperaturas suficientemente altas y presiones
suficientemente bajas, su densidad es mucho menor que la densidad
crítica.

Características de Gas
Ideal

Se considera que un gas ideal presenta las
siguientes características:

• El número de moléculas es
  despreciable comparado con el volumen total de un
  gas.

• No hay fuerza de
  atracción entre las moléculas.

• Las colisiones son perfectamente
  elásticas.

• Evitando las temperaturas
  extremadamente bajas y las presiones muy elevadas, podemos
  considerar que los gases reales se comportan como gases
  ideales. 

Ley de Boyle

La ley de Boyle establece que la presión de un
gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al
volumen del recipiente. Esto quiere decir que si el volumen del
contenedor aumenta, la presión en su interior disminuye y,
viceversa, si el volumen del contenedor disminuye, la
presión en su interior aumenta.

La ley de Boyle permite explicar
la ventilación pulmonar, proceso por
el que se intercambian gases entre la atmósfera y los
alvéolos pulmonares. El aire entra en los pulmones porque
la presión interna de estos es inferior a la
atmosférica y por lo tanto existe un gradiente de
presión. Inversamente, el aire es expulsado de los
pulmones cuando estos ejercen sobre el aire contenido una
presión superior a la atmosférica.

De la Ley de Boyle se sabe que la presión es
directamente proporcional a la temperatura con lo cual la
energía cinética se relaciona directamente con la
temperatura del gas mediante la siguiente
expresión:

Energía cinética
promedio=3kT/2.

Donde k es la constante de Boltzmann. La temperatura es
una medida de energía del movimiento térmico y a
temperatura cero la energía alcanza un mínimo (el
punto de movimiento cero se alcanza a 0 K). 

Ley De Los Gases Ideales

Dado que n y R son constantes para cada gas, la
ecuación puede expresarse de la siguiente
forma:

Llamada Ley de Boyle.

Conclusión

La Estequiometría nos sirve para calcular y
conocer la cantidad de materia de los productos que se forma a
partir de los reactivos.

Ahora bien, la Estequiometría es de gran
importancia para los procesos químicos, lo que la hace una
herramienta indispensable, pues nos permite realizar los
cálculos necesarios para determinar la masa de cada una de
las materias primas que deben mezclarse y reaccionar, para
obtener una masa determinada de producto. Además,
problemas tan diversos, como por ejemplo, la medición de
la concentración de ozono en la atmósfera, el
control de la lluvia ácida, la determinación del
grado de contaminación de un río, la
cuantificación de la clorofila de una planta, el
análisis bromatológico de un fruto, etc.

También se puede decir que, los gases ideales son
sistemas que contienen números enormes de átomos o
moléculas, y la única forma razonable de comprender
sus propiedades térmicas con base en la mecánica
molecular, es encontrar determinadas cantidades dinámicas
de tipo promedio y relacionar las propiedades físicas
observadas del sistema con estas propiedades dinámicas
moleculares en promedio.

Bibliografía

Consulta por internet, de fecha 02 de Mayo
2011

http://html.rincondelvago.com/la-estequiometria.html

http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa#Principio

http://induscollao.blogdiario.com/img/mol.pdf

http://quimica.info-tecnica.org/?Las_Reacciones_Quimicas

Sitio Buenas tareas

http://www.monografias.com/trabajos/leydeboyle/leydeboyle

Autor:

Carla Santaella

República Bolivariana De
Venezuela

Ministerio del Poder Popular Para La
Defensa

Universidad Nacional Experimental
Politécnica De Las Fuerzas Armadas

Núcleo Guárico
Extensión Camaguán