Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Estequiometría y Cálculos Estequiométricos


Introducción a la estequiometría

La estequiometría es una rama de la química que trata de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química. El término se origina de las palabras griegas "stoikeion" (que significa elemento) y "metron" (que significa medida). La estequiometría es fundamental en la química porque permite a los químicos predecir cuánto producto se formará en una reacción dada o cuánto reactivo se necesitará para producir una cantidad deseada de producto.

Ecuación química

En química, las reacciones se representan mediante ecuaciones químicas. Estas ecuaciones son representaciones simbólicas donde las sustancias en el lado izquierdo son reactivos, y las sustancias en el lado derecho son productos. Una ecuación química equilibrada tiene el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados, siguiendo la ley de conservación de la masa.

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

En esta ecuación:

  • 2 moléculas de gas hidrógeno (H 2) reaccionan con 1 molécula de gas oxígeno (O 2).
  • La reacción produce 2 moléculas de agua (H 2 O).

Concepto de mol en estequiometría

El mol es una unidad fundamental en química utilizada para medir la cantidad de una sustancia. Un mol es 6.022 × 10 23 de cualquier entidad (átomo, molécula, ion, etc.), conocido como el número de Avogadro. La estequiometría a menudo involucra conversiones entre moles, masa y número de partículas.

Entendamos esto con un ejemplo relacionado con el agua:

H 2 O: - Masa molar del agua = 18 g/mol (2 g/mol para H + 16 g/mol para O) - 1 mol de H 2 O = 18 gramos = 6.022 × 10 23 moléculas

Cálculos estequiométricos

Los cálculos estequiométricos involucran los aspectos cuantitativos de las ecuaciones químicas. Aquí hay una guía paso a paso para realizar tales cálculos:

Paso 1: Escribir la ecuación balanceada

Asegúrese de que la ecuación química esté balanceada ajustando los coeficientes frente a las fórmulas según sea necesario.

C 3 H 8 + 5O 2 → 3CO 2 + 4H 2 O

Paso 2: Convertir cantidades a moles

Convierta las masas de los reactivos o productos en moles usando sus respectivas masas molares.

Ejemplo: Convertir 44 gramos C 3 H 8 a moles. La masa molar de C 3 H 8 es 44 g/mol.

Moles de C 3 H 8 = [ frac{44 text{ g }}{44 text{ g/mol }} ] = 1 mol

Paso 3: Usar la proporción molar

Use los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada para determinar la proporción molar.

En la ecuación:

C 3 H 8 + 5O 2 → 3CO 2 + 4H 2 O

La proporción molar de C 3 H 8 a CO 2 es 1:3.

Paso 4: Convertir moles a unidades deseadas

Convierta moles de sustancias de nuevo a gramos o partículas, si es necesario.

Por ejemplo, calcule los gramos de CO 2 producidos:

Masa molar de CO 2 = 44 g/mol Masa de CO 2 = 3 moles × 44 g/mol = 132 gramos

Este proceso ilustra el uso de la estequiometría para predecir los resultados de las reacciones químicas. Exploremos más ejemplos y diferentes escenarios donde se aplica la estequiometría.

Escenario de ejemplo: Reactivo limitante

Al realizar experimentos, los productos químicos rara vez se mezclan en proporciones estequiométricas exactas. El reactivo que se agota primero es el reactivo limitante, mientras que los demás están en exceso. La cantidad de producto formado está determinada por el reactivo limitante.

Ejemplo: La reacción del nitrógeno y el hidrógeno forma amoníaco

Considere la reacción para formar amoníaco:

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

Supongamos que tenemos 50 g de nitrógeno (N 2) y 10 g de hidrógeno (H 2). Determine el reactivo limitante.

- Masa molar de N 2 = 28 g/mol - Masa molar de H 2 = 2 g/mol

Convertir masa a moles:

Moles de N 2 = (frac{50 text{ g }}{28 text{ g/mol }}) ≈ 1.79 moles Moles de H 2 = (frac{10 text{ g }}{2 text{ g/mol }}) = 5 moles

De la ecuación balanceada, 1 mol de N 2 reacciona con 3 moles de H 2 Entonces, para 1.79 moles de N 2, necesitamos:

H 2 requerido = 1.79 moles × 3 = 5.37 moles

Dado que solo hay disponibles 5 moles de H 2, H 2 es el reactivo limitante.

Escenario de ejemplo: Reactivo en exceso

Una vez que se agota el reactivo limitante, la reacción se detiene y el reactivo en exceso queda sin reaccionar. En el ejemplo anterior, dado que H 2 limita la reacción, N 2 está en exceso. Podemos calcular la cantidad de reactivo en exceso:

Moles de N 2 requeridos para 5 moles de H 2:

(frac{5 text{ moles de H 2 }}{3}) ≈ 1.67 moles de N 2

Exceso de N 2 = 1.79 - 1.67 ≈ 0.12 mol

Masa de exceso de N 2 = 0.12 mol × 28 g/mol = 3.36 g

Representación visual de la proporción molar

H2 O2 Proporción molar H 2 :O 2 = 2:1

Conclusión

La estequiometría es esencial para entender las reacciones químicas a nivel cuantitativo. Permite a los químicos estimar la cantidad de sustancias consumidas y producidas en una reacción. Dominar la estequiometría es importante para resolver problemas del mundo real donde se requieren mediciones y cálculos precisos en campos como la farmacología, la ciencia de materiales y la ingeniería ambiental.


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Estequiometría y Cálculos Estequiométricos

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