Estequiometría: Relaciones Cuantitativas en las Reacciones Químicas
La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química, es decir, las leyes fundamentales sobre las relaciones entre los pesos de elementos, la composición de los compuestos y sus reacciones.
Si pensamos representar un fenómeno químico como la combustión del etano, lo hacemos mediante la siguiente ecuación química:
C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = -1299,6 kJ. (ec. *)
Ecuación que nos informa que un mol de etano al reaccionar con 3,5 moles de oxígeno produce dos moles de dióxido de carbono y 3 moles de agua. El ΔH negativo nos indica que al producirse la reacción se libera energía en forma de calor.
La ecuación química nos da la relación en moles en que reaccionan los reactivos y se obtienen los productos.
Sustancias, Propiedades y Cantidades
La materia se presenta en el universo como sustancias puras (elementos y compuestos) o como mezclas de sustancias puras (homogéneas y heterogéneas). Presenta propiedades físicas (peso, densidad, conductividad eléctrica, viscosidad, etc.) y propiedades químicas que son aquellas que alteran su naturaleza íntima (reacción química).
Elemento: Sustancia que no puede descomponerse en otras más sencillas.
Compuesto: Sustancia formada por dos o más elementos diferentes que puede descomponerse por medios químicos apropiados.
Ecuación química: Es la representación escrita de una reacción química, que especifica la naturaleza y la cantidad de la o las sustancias que intervienen en dicha reacción (reactantes y productos). Entenderemos por ecuación balanceada (ec.*) aquella que nos indica la igualdad en masa de reactantes y productos, por lo que el número de átomos debe ser igual en ambos miembros de ella, y por consiguiente puede usarse para calcular la relación en masa entre ellos.
Masa Atómica y Masa Molecular
Se hizo necesario determinar los pesos relativos de los átomos. La solución la planteó Amadeo Avogadro (1811) a través de su hipótesis: Volúmenes iguales de cualquier gas, en condiciones similares de presión y temperatura, están compuestos por el mismo número de moléculas.
Masa atómica: Es la masa atómica promedio de los isótopos en sus proporciones naturales, comparado con el peso del isótopo de carbono al que se le ha asignado un valor de 12,00 u.m.a. Es la masa de un mol de átomos expresada en gramos.
Masa molecular (M): Es la suma de las masas atómicas ponderadas de los átomos que componen el compuesto; es decir, la masa expresada en gramos de un mol de moléculas.
Átomo gramo: Es la cantidad de un elemento igual a su peso atómico (masa atómica) expresado en gramos.
Ej: 14 g de nitrógeno, 16 g de oxígeno corresponden a un átomo gramo de nitrógeno y oxígeno respectivamente.
Molécula gramo: Es la cantidad de un compuesto igual a su peso molecular (masa molar) expresado en gramos.
Ej.: 18 g de agua, 32 g de oxígeno corresponden a un mol de agua y un mol de oxígeno respectivamente.
De acuerdo a la ley de Avogadro, un átomo gramo o un mol, contiene 6,02×1023 partículas, es decir, N° átomos, moléculas o iones respectivamente. A este número de partículas se le llama cantidad de sustancia o Mol, que corresponde al sistema internacional de unidades.
Si la sustancia es un gas, un mol (N moléculas de él) ocupa en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm, 0°C) un volumen de 22,4 litros.
Leyes Fundamentales de la Combinación Química
1. Ley de Conservación de la Materia o Ley de Lavoisier (1795): La materia no puede crearse ni destruirse, solo se transforma. En toda reacción química, el número de átomos de los reactantes es igual al número de átomos de los productos.
2. Ley de las Proporciones Definidas o Ley de Proust (1797): Los pesos de los elementos que intervienen en la formación de un compuesto están siempre en una relación constante. Cualquier muestra de agua tendrá un 88,8% de oxígeno y un 11,2% de hidrógeno, o dicho de otra forma, dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno por molécula.
3. Ley de las Proporciones Múltiples o Ley de Dalton (1803): Cuando dos elementos intervienen para formar una serie de compuestos, las cantidades variables de uno de ellos que se combina con un peso determinado del otro, se encuentran entre sí en una relación de números enteros y sencillos. El carbono y el oxígeno se pueden combinar dando origen a monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2), en base a una relación de 1/2 (números enteros y sencillos).
4. Ley de las Proporciones Recíprocas o Ley de Richter (1792): Las cantidades de dos o más sustancias que se combinan con una cantidad fija de otra sustancia son las mismas que se combinan entre sí o múltiplos sencillos de ellas. Consideremos el caso del CCl4 y CO2, al reaccionar cloro y oxígeno para formar Cl2O lo hacen en la misma relación que C/Cl y C/O.
Fórmulas Químicas
Una fórmula química nos entrega información que incluye la composición elemental, la cantidad relativa de cada elemento presente en el compuesto y/o el número de átomos de cada elemento que se encuentran en una molécula de esa sustancia.
Una fórmula que solamente entrega el número relativo de átomos de cada elemento presente es una fórmula empírica, que es la relación más simple que puede describir un compuesto.
Ejemplo: NaCl, indica que en el cloruro de sodio hay un átomo de sodio por cada átomo de cloro. H2O, indica que por cada dos átomos de hidrógeno hay un átomo de oxígeno.
Una fórmula que establece la cantidad real de átomos de cada elemento que forman parte de cada molécula se llama fórmula molecular. Ejemplo: El H2O es una fórmula molecular (y también empírica) porque cada molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Los compuestos iónicos no contienen moléculas, por lo tanto no existen fórmulas moleculares para los compuestos iónicos, solamente fórmulas empíricas.
Reacción Química y Tipos de Reacciones Químicas
Una reacción química es el reordenamiento de los átomos de las sustancias que reaccionan,
reactivos para dar sustancias distintas, productos. Una reacción química se representa a través de
la ecuación química. Las reacciones químicas más utilizadas se clasifican como reacciones de:
1.-Combinación o Síntesis: Son aquellas en que dos o más elementos se combinan para producir
un compuesto.
2.-Descomposición: Son aquellas en que un compuesto es transformado, generalmente por la
aplicación de alta temperatura, en dos o más compuestos o elementos.
3.-Desplazamiento o Sustitución: Son aquellas en que un elemento reemplaza a otro en un
compuesto.
4.-Doble Sustitución: Son aquellas en que dos compuestos intercambian sus cationes.
5.-Precipitación: Son aquellas en que dos o más sustancias reaccionan para formar un precipitado.
6.-Neutralización: Son aquellas en que un ácido reacciona con una base para formar una sal y
agua.
7.-Óxido-Reducción: Son aquellas en que se produce transferencia de electrones es decir se
produce cambio en el estado de oxidación.
8.-Formación de complejos: Son aquellas en que se forma un complejo o compuesto de
coordinación.
9.-Combustión: Son aquellas en que una sustancia combustible reacciona con oxígeno, a elevadas
temperaturas y entrega energía en forma de calor.
Equilibrio de ecuaciones de químicas
Una de las características más útiles de una ecuación química es que nos permite determinar las
relaciones cuantitativas que existen entre los reactantes y productos. Sin embargo, para lograr
este fin la ecuación debe estar igualada, esto quiere decir que debe obedecer a la Ley de
conservación de la materia, manteniendo el mismo número de átomos de cada elemento en
ambos lados de la ecuación.