ECUACIONES ESTEQUIOMETRIAS

Una ecuación química es la representación escrita de una reacción química. Se dice que está ajustada o equilibrada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número denominado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada.

Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH₄), éste se combina con oxígeno molecular(O₂) del aire para formar dióxido de carbono (CO₂) y agua. (H₂O). La reacción sin ajustar será:

En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. En el ejemplo, para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se obtiene un sistema de ecuaciones:

Hidrógeno: 4·a = 2·d

Oxígeno: 2·b = 2·c + d

Carbono: a=c

Obteniendo en este caso es un sistema de ecuaciones indeterminado, con tres ecuaciones y cuatro incógnitas. Para resolverlo, se asigna un valor a una de las variables, obteniendo así una cuarta ecuación, que no debe ser combinación lineal de las demás. Por ejemplo: a=1.

• Sustituyendo a=1 en la primera ecuación del sistema de ecuaciones, se obtiene d=2.
• Sustituyendo a=1 en la tercera ecuación, se obtiene c=1.
• Sustituyendo c=1 y d=2 en la segunda ecuación, se obtiene b=2.

Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción:

Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse valores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo de los denominadores. En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones
redox, se emplea el método del ion-electrón.

 

Coeficiente estequiométrico

Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:

El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. Es el número de moles de cada sustancia.

Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH₄ y CO₂ no llevan ningún coeficiente delante.

Cálculos estequiométrico

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 subíndices numéricos 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 los pesos de los reactantes con los pesos de los productos. Esta unidad química es el mol.

Estequiometria

En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los componentes reducidos y oxidado (química) |productos]] en el transcurso de una reacción química. 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.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:

La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados.

 

 LEYES QUE RIGEN LA ESTEQUIOMETRIA

 

1ª Ley de la Estequiometria o Ley de conservación de masa de Lavoisier.

“En toda reacción química las cantidades en masa de los reactivos son iguales a las cantidades en masa de lo productos”.

2ª Ley de las proporciones constantes de Proust.

“Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, siempre lo hacen en una relación ponderal constante”.

3ª Ley de las proporciones múltiples de Dalton.

“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros de la menor de ellas”.

4ª Ley de las Proporciones Recíprocas o Equivalentes de Richter - Wenztel.

“Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que sí se combinan entre sí“.

 

DETERMINAR LA CONCENTRACIÓN DE SOLUCIÓN 

Concentración

En química, la concentración de una disolución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el disolvente la sustancia que disuelve al soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada es ésta.

 

·  Concentración de las soluciones

• La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solución .

• Los términos concentrado y diluido son meramente expresiones relativas, en donde ninguna de las dos nos da una indicación de la cantidad exacta del soluto presente. Por lo tanto se necesitan métodos cuantitativos exactos que expresen la concentración.

 

·  Métodos para determinar la concentración

• Existen varios métodos para expresar concentración en las soluciones, algunos de ellos son:

• Porcentaje (%)

• Molaridad (M)

• Molalidad (m)

• Normalidad (N)

• ppm (partes por millón)
  

 

    PORCIENTO se representa con el símbolo % y sus soluciones se conocen como Porcentuales.

 

    La Concentración en % se define como el número de gramos de soluto en 100 ml de solución.

 

    % = gramos de soluto X 100

 

    ml de solución

 

 

 

    Una solución al 3 % de NaCl contiene 3 gramos de NaCl en 100 ml de solución.

 

    En esta forma de expresar la concentración no importa el PM, es decir no importa si se conoce la naturaleza química del soluto.

 

    La Molaridad se representa con la letra M mayúscula sus y soluciones se conocen como Molares.

 

    La Molaridad se define como el número de moles de soluto en un litro de solución.

 

    M = moles de soluto

 

    litro de solución

 

    Una solución 5 M de NaOH contiene 5 moles de NaOH en un litro de solución.

 

    M = n M= g/PM M= g

    L de sln L de Sln (PM)(L de Sln)

Cálculos con porcentajes masa-masa y volumen-volumen

Para cálculos con los porcentajes masa-masa y volumen-volumen debemos manejar dos conceptos:

1. La suma de la masa del soluto más la masa del disolvente es igual a la masa de la disolución.

Disolución = soluto + disolvente

2. Se usa la regla de tres para calcular diferentes proporciones.

 

 

 

 

Porcentaje masa-masa (% m/m)

Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución:

Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 g de agua, el porcentaje en masa será: [20/(80+20)]x 100=20% o, para distinguirlo de otros porcentajes, 20% m/m (en inglés, %w/w).

Porcentaje volumen-volumen (% V/V)

Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse simplificadamente como «% v/v».

Por ejemplo, si se tiene una solución del 20% en volumen (20% v/v) de alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL de alcohol por cada 100 mL de disolución.

La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de 12 grados (12°) tiene un 12% (v/v) de alcohol.

Concentración en masa (% m/V)

Se pueden usar también las mismas unidades que para medir la densidad aunque no conviene combinar ambos conceptos. La densidad de la mezcla es la masa de la disolución dividida por el volumen de ésta, mientras que la concentración en dichas unidades es la masa de soluto dividida por el volumen de la disolución por 100. Se suelen usar gramos por mililitro (g/mL) y a veces se expresa como «% m/V».

 

Fracción molar

La fracción molar es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en una solución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de solvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión:

Donde n_i es el número de moles del soluto, y n_t el número total de moles en toda la solución (tanto de solutos como de solvente).

También puede expresarse así:

Donde n_sol serían los moles de soluto y n_disol los moles de la solución completa y, todo esto, multiplicado por 100.

La suma de todas las fracciones molares de una mezcla es:

Como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión; cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la fracción molar no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión.

Además cabe notar que en los gases ideales la variación del volumen será proporcional para cada uno de los solutos, y por lo tanto también para la solución. De esta manera hay una relación directa entre las fracciones molares y los volúmenes parciales.

Por ejemplo, en una mezcla binaria de 6 moles de etanol y 4 moles de agua, lo que da un total de 10 moles, la fracción molar del etanol es de 6/10 = 0,6; mientras que la fracción molar del agua es 4/10 = 0,4. Todas las fracciones molares de una disolución serán siempre menores que 1, y la suma de éstas dará como resultado 1.

Partes por millón

Partes por millón (ppm), es una unidad de medida de concentración . Se refiere a la cantidad de unidades de la sustancia (agente, etc) que hay por cada millón de unidades del conjunto. Por ejemplo en un millón de granos de arroz, si se pintara uno de negro, este grano representaría una (1) parte por millón. Se abrevia como "ppm".

Características

Es un concepto análogo al de porcentaje, sólo que en este caso no es partes por ciento sino por millón. De hecho, se podría tomar la siguiente equivalencia:

10.000 ppm = 1 %

Es decir que 10.000 ppm equivalen al uno por ciento. De lo anterior, se puede deducir que esta unidad es usada de manera análoga al porcentaje pero para concentraciones o valores mucho más bajos. Por ejemplo cuando se habla de concentraciones de contaminantes en agua o en aire, disoluciones con muy bajas concentraciones o cantidad de partículas de polvo en un ambiente, entre otros.

Un ejemplo podría ser las mediciones de concentración de un contaminante en el aire cuyo valor máximo permisible sea 500 ppm. Tratar de escribir eso en porcentaje sería poco práctico pues sería mucho menor a 1 %.

Molalidad

La molalidad (m) es el número de moles de soluto dividido por kilogramo de disolvente (no de disolución). Para preparar disoluciones de una determinada molalidad, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.

Molaridad

La molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 300 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.

Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo, este proceso tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura.

Se representa también como: M = n / V, en donde "n" son los moles de soluto(n=gr soluto/PM) y "V" es el volumen de la disolución expresado en litros.

Normalidad

La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) por litro de disolución (Vsc).

El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total por la masa de un equivalente: n = m / m_eq, o bien como el producto de la masa total y la cantidad de equivalentes por mol, dividido por la masa molar: .

 

 

Normalidad ácido-base

Es la normalidad de una disolución cuando se utiliza para una reacción como ácido o como base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH.

En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:

para un ácido, o para una base.

Donde:

• n es la cantidad de equivalentes.
• moles es la cantidad de moles.
• H⁺ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.
• OH^– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.

Por esto, podemos decir lo siguiente:

para un ácido, o para una base.

Donde:

• N es la normalidad de la disolución.
• M es la molaridad de la disolución.
• H⁺ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.
• OH^– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.

Ejemplos:

• Una disolución 1 M de HCl cede 1 H⁺, por lo tanto, es una disolución 1 N.
• Una disolución 1 M de Ca (OH)₂ cede 2 OH^–, por lo tanto, es una disolución 2 N.

 

 

Normalidad redox

Es la normalidad de una solución cuando se la utiliza para una reacción como agente oxidante o como agente reductor. Como un mismo compuesto puede actuar como oxidante o como reductor, suele indicarse si se trata de la normalidad como oxidante (N_ox) o como reductor (N_rd). Por esto suelen titularse utilizando indicadores redox.

En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:

.

Donde:

• n es la cantidad de equivalentes.
• moles es la cantidad de moles.
• e^– es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o reducción.

Por esto, podemos decir lo siguiente:

.

Donde:

• N es la normalidad de la disolución.
• M es la molaridad de la disolución.
• e^–: Es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o reducción.

Ejemplos:

• En el siguiente caso vemos que el anión nitrato en medio ácido (por ejemplo el ácido nítrico) puede actuar como oxidante, y entonces una disolución 1 M es 3 N_ox.

4 H⁺ + NO₃^– + 3

 

 

 

e^– ↔ NO + 2 H₂O

• En el siguiente caso vemos que el anión ioduro puede actuar como reductor, y entonces una disolución 1 M es 2 N_rd.

 

 

2 I^– - 2 e^– ↔ I₂

• En el siguiente caso vemos que el catión argéntico, puede actuar como oxidante, donde una solución 1 M es 1 N_ox.

 

 

1 Ag⁺ + 1 e^– ↔ Ag⁰