La estequiometria es el conjunto de reglas que permiten predecir o calcular las cantidades que intervienen y que se forman en una reacción química. Para comprender la estequiometria es necesario comprender el concepto de mol

MOL: la mol es una unidad de medida creada para poder calcular los pesos de un elemento esta medida representa un conjunto de elementos es decir una mol de cualquier cosa (átomos, moléculas, electrones) posee 6,023*10ª la 23 unidades dentro de ella.  La constante del conjunto es el número de Avogadro es decir 6,023*10ª la 23. Por lo que al decir que se posee una mol de oxigeno hace referencia a que se tienen 6,023*10ª la 23 átomos de oxigeno, la mol también nos permite hablar en numero decimales ya que al hacer referencia a un atomo o molecula tenemos que acerlo en números enteros porque es imposible tener medio atomo de oxigeno o 1,2 moleculas de carbono pero si es posible hablar de media mol de atomos de oxigeno o 1,2 moles de moléculas de carbono ya que seria multiplicar 0,5*6,023*10ª la 23 o 1,2*6,023*10ª la 23, Por lo que se pueden hacer cálculos mas precisos. La masa atómica hace referencia al peso de una mol de atomos de un elemento por ejemplo en el caso del sodio (Na) que pesa 23gr quiere decir que 6,023*10ª la 23 atomos de sodio pesan 23gr. El peso o masa molecular hace referencia a la suma de las masas de los atomos que la componen por lo tento hay que tener en cuenta la cantidad de atomos de cada elemento por ejemplo si tomamos una molecula como el agua H2O que posee dos atomos de hidrogeno y uno de oxigeno su masa será la suma de estos, si tenemos que el peso atomico del hidrogeno es de 1,008 y el del oxigeno es 15,98 la suma para allar el peso de una molecula de agua es 1,008*2+15,98=17,996 gr, se puede observar que el hidrogeno esta multiplicado por dos ya que esa es la cantidad de atomos de hidrogeno en la molecula de agua.

NUMERO DE AVOGADRO: el numero de Avogadro es una constante establecida para hacer referencia a la cantidad de partículas que conforman una mol es te numero o constante es 6,023*10ª la 23

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS: En una reacción química siempre se conserva la masa, de ahí que una cantidad específica de reactivos al reaccionar, formará productos cuya masa será igual a la de los reactivos. Al químico le interesa entonces la relación que guardan entre sí las masas de los reactivos y los productos individualmente. Los cálculos que comprenden estas relaciones de masa se conocen como cálculos estequiométricos

Cuando se expresa una reacción, la primera condición para los cálculos estequimétricos es que se encuentre balanceada, por ejemplo:

Mg + O₂ ® MgO 
2 Mg + O₂ ® 2 MgO   

La reacción anterior se lee como: 2 átomos  de Magnesio reaccionan con un mol de Oxígeno y producen 2 moles de Oxido de magnesio

Cada mol de atomo de magnesio pesa 24,5g

Cada mol de molecula de oxigeno pesa 36g

Cada mol de oxido de magnesio pesa 40,5g

La reacción de la ecuación es igual a 24,5*2+36= 81

Lo que demuestra la ley de Lavoisiere " la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma " , cuando reaccionan 49g más 32g y se producen 81 g

REACTIVO LIMITE: Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiometricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.

EJEMPLO: Para la reacción

2H2 + O2 ---------> 2H2O

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?

Necesitamos 2 moléculas de H₂ por cada molécula de O₂                                                                               Pero tenemos sólo 10 moléculas de H₂ y 10 moléculas de O₂.                                                                                     La proporción requerida es de 2 : 1 Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1, Es claro que el reactivo en exceso es el O₂ y el reactivo limitante es el H₂

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. 

Si ahora ponemos 15 moles de H₂ con 5 moles de O₂ entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O₂ reaccionan con 2 moles de H₂, entonces el número de moles de O₂ necesarias para reaccionar con todo el H₂ es 7,5, y el número de moles de H₂ necesarias para reaccionar con todo el O₂ es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O₂ es el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:

Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.

El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

RENDIMIENTO: La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción es el que nos marca el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendría si reaccionara totalmente el reactivo limitante ( dicho de otra manera, el rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener con determinada cantidad de reactivos ).

 En la práctica el rendimiento real (cantidad de producto que se obtiene en una reacción) casi siempre es menor al rendimiento teórico. Lo anterior porque muchas reacciones son reversibles, así mismo algunos productos pueden seguir re

accionando entre si con otros reactivos para formar aun otros productos.

 Para determinar que tan eficiente fue una reacción especifica, los químicos utilizan el concepto de "porcentaje de rendimiento" que describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico. (va desde el 1% hasta el 100%) Cuanto mayor sea el porcentaje de rendimiento, mas eficiente es una reacción, es decir, la cantidad de producto obtenido fue mas próximo a la cantidad de reactivo que debimos obtener según la teoría.

EJEMPLO: Se tienen 3.0g de H2 y 32.0g de O2, si se planea obtener agua quemando el hidrógeno, cuánto H2O deberíamos obtener? (rendimiento teórico). Si se obtuvieron 26.3 g de H2O, cual fue su porcentaje de rendimiento?

Antes que nada anotamos la ecuación balanceada de la combustión del hidrógeno, que viene implícita en el problema.

H2 + (1/2)O2 ----> H2O

Por cada mol de H2 (2.0g) se necesita medio mol de O2 (16g) y obtener 18.0g de H2O.

con los reactivos se tendrían 1.5 moles de H2 y 2 medios moles de O2, por lo que el reactivo limitante será H2.

Si se sabe que por cada mol de H2 se obtendrá un mol de H2O, y este (el hidrógeno) es el reactivo limitante al finalizar obtendremos 1.5 moles de H2O que son (18.0g x 1.5 = 27.0g) 27.0g (rendimiento teórico).

Si se obtuvieron 26.3g de H2O en la practica, el porcentaje de rendimiento será:

(26.3g/27.0g)x100% = 97.4% de rendimiento

PUREZA  

PUREZA DE REACTIVOS

Todos los reactivos contienen algún tipo de impurezas, si se trata de reactivos de gradoanalítico las impurezas se encuentran detalladas en clase y cantidad.Cuando se realizan cálculos estequeométricos es necesario tener el cuenta el porcentaje deimpurezas que tienen los reactivos.

Ejemplo

Si la piedra caliza tiene una pureza en CaCO3

del 92 %, cuántos gramos de CaOse obtendrán por descomposición térmica de 200 gramos de la misma?CaCO3

----------------- CaO + CO2

 Se observa que 100 g de piedra caliza dan 56 g de CaO. Para resolver elproblema se tiene en cuenta el porcentaje de pureza para determinar cuanto delos 200 g son realmente piedra caliza.Se tiene: 200 x 92 /100 = 184 g de piedra caliza puraA partir de ese dato se plantea la proporción: