Agricola

ESTEQUIOMETRÍA
QUIMICA GENERAL- QU- 141

I.-OBJETIVO.
 Realizar un análisis de las leyes de la combinación química para elementos para luego hacerlo excesivo a los compuestos en base a los coeficientes de la ecuación química balanceada.
 Entender el grado de pureza de una muestra química y como evaluar el reactivo limitante y el reactivo en exceso.
 Entender el rendimiento real y elrendimiento teórico y con ello, la eficiencia o porcentaje de rendimiento para obtener un determinado producto.
 Ser capaz de realizar cálculos en cuanto a cantidades de sustancia (moles, masas y volúmenes)

II.-FUNDAMENTO TEÓRICO.

2.-La estequiometria.
En química, la estequiometría es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacciónquímica. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndicesnuméricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria. Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta unidad química es el mol.2.1.-leyes ponderales de la combinación química.
A.-Ley de la conservación de la masa. De Lavoisier Está importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma). Este resultado se debe al químico francés A.L.Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que despuésde la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.

B.-Ley de Proust o de las proporciones constantes. En 1808, tras ocho años de las investigaciones, J.L. Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.
Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigenointervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación 1 MOL AGUA PESA 2 – 1,008 g DE H + 15,999 g DE O = 18,015 g Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es 2: 1 mol de agua = 2 . + 16 = 18 g, de los que 2 son de hidrógeno y 16 de oxigeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g de oxigeno por cada uno dehidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 2g de H con 8 de O, sobrarían 2g de H). Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.
C.-Ley de Dalton o de las proporciones múltiples. Puede ocurrirque dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de una de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardarán entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos. Ejemplo: se toma 100 gr de cada uno de cuatro compuestos de cloro...