estequiometria y balanceo de ecuaciones

ESTEQUIOMETRIA

La palabra estequiometria fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para
Identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones
Ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.
La estequiometria es una herramienta indispensable para la resolución de
Problemas tan diversos como la determinación de la concentración de calcio en
una muestra de agua,la de colesterol en una muestra de sangre, la medición
de la concentración de óxidos de nitrógeno en la atmósfera, etc.
Una ecuación química contiene información acerca de las cantidades de
reactivos y productos que participan en el proceso. Las ecuaciones químicas
Pueden interpretarse en términos de átomos y moléculas (en la nanoescala) o
Bien en términos de gramos, moles o litros (en lamacro escala).
Si se dispone de la ecuación química ajustada que representa a una
Reacción química, se pueden realizar sencillas proporciones en las que se
relacionan cantidades (moles, gramos, litros) de reactivos entre sí, de
productos entre sí o de reactivos y productos
A modo de ejemplo analizaremos la siguiente reacción de formación de
trióxido de azufre, a partir de dióxido de azufre yoxígeno.
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
CADA VEZ QUE….. REACCIONAN CON.... SE FORMAN..........
2 moléculas de SO2 1 molécula de O2 2 moléculas de SO3
2 moles de SO2 1 mol de O2 2 moles de de SO3
128 g de de SO2 32 g de O2 160 gde SO3
100 g de de SO2 25 g de O2 125 g de SO3

El Mol

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C.

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023

Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.
Pesosatómicos y moleculares

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.

La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.
La escala de masa atómica

Los átomos de elementosdiferentes tienen masas diferentes

Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.

Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O.

Por tanto, nos encontramos que en los11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno.

De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.

Sabemos tambiénque un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.

Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo12C del carbono ( masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos

y al revés:

1 gramo = 6,02214 x 1023 uma

Masa atómica promedio

Ya hemos visto que...