estequiometria

Cálculos Estequiométricos
Muchos de los productos que utilizan o consumes a diario, como los perfumes, los detergentes, los alimentos, las bebidas, etc. son elaborados mediante procesos químicos industriales. Por otra parte, algunas sustancias que se encuentran en la atmosfera, como el oxígeno o el ozono, se producen de forma natural mediante reacciones químicas.
 
En ambos procesosintervienen sustancias que sufren cambios químicos para convertirse en los productos que conocemos.
 
La determinación de las cantidades de sustancias que participan en una reacción química se lleva acabo mediante un análisis cuantitativo, haciendo uso de la estequiometria, que es la medida de las cantidades de reactivos y productos en una reacción química.
 
La estequiometria  tiene sus bases encuatro leyes conocidas como leyes ponderales, y son:
 
 
LEYES DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA:
 
Propuesta por Antoine Lavoisier; en ella establece que la masa no se crea ni se destruye en una reacción química, es decir, en una reacción química la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos. Así, la misma cantidad de átomos esta  presente tanto después  de una reacción como alinicio. Los cambios que se presentan durante una reacción comprenden solamente el reacomodo de los átomos.
 
Ejemplo:
 
32g de azufre se calientan con 56g de hierro, formando como producto único el sulfuro ferroso.  ¿Qué cantidad de producto se obtiene de esta reacción? 
 
 Solución:
De acuerdo a la ley de la conservación de la masa, la masa de los reactantes debe ser igual a la masa de losproductos.  Por lo tanto, si 88g de reactantes (32g + 56g) se combinaron al inicio de la reacción, la misma cantidad de masa debe obtenerse en los productos.  Dado que el único producto es el sulfato ferroso, la cantidad de éste obtenida debe ser de 88g.
 
 
 LEYES DE PROPORCIONES DEFINIDAS:
 
También conocida  como ley de las proporciones constantes, propuesta por Joseph Louis Proust,establece que los elementos que se combinan para formar un compuesto siempre lo hace en proporciones de masa definida y en relaciones sencillas.
 
Ejemplo:
Una muestra de 100. g de óxido de mercurio (II) contiene 92.6g de mercurio y 7.40 g de oxígeno.  ¿Cuánto oxigeno se encuentra en otra muestra del mismo compuesto que contiene 150. g de mercurio?
 
 Solución:
 
Según la ley de las proporcionesdefinidas o constantes, la proporción de mercurio a oxígeno en el óxido de mercurio (II) es constante.  La proporción es de 92.6g Hg/7.40g O = 12.5g.  Es decir que por cada gramo de oxígeno en el compuesto, hay 12.5g de mercurio.  Si la muestra contiene 150.g de Hg, la cantidad de O es de 150./12.5 = 12.0 Por lo tanto, hay 12.0 g de oxígeno en la muestra.
 
 


LEYES DE LAS PROPORCIONESMÚLTIPLES:
 
Propuesta por John Dalton; establece que si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, mientras la cantidad de masa de uno de ellos permanece constante, la del otro  varía en una proporción de un múltiplo  de la menor.
 
Ejemplo: el carbono y el  oxígeno forman dos compuestos comunes que son el dióxido de carbono (CO2) y el monóxido de carbono (CO).  El cuadro muestralas relaciones entre los compuestos, así:
 
  
COMPUESTO
RELACIÓN POR MASA MOLAR
PROPORCIÓN
 
CO2
12g C: 32g O
1:2
 
CO
12g C:  16g O
1:1
 
 
 
Al comparar la relación entre las masas de oxígeno que reaccionan con una misma masa  de carbono (12g), se obtiene que esta proporción es de 32g O: 16g O, lo que es igual a 2:1 ó 2 (un número entero pequeño). 
 
 
LEY DE LAS PROPORCIONESRECÍPROCAS (0 DE RICHTER):
 
Establece las masas de dos elementos que reaccionan con la misma masa de un tercer elemento, también pueden reaccionar entre sí.
Ejemplo: El hidrogeno y el sodio se combina con el cloro en la siguiente relación:
                                  
H2      +       Cl2           →      2 HCl
                                              2.016g       70g= 72...