Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Estequiometría


La estequiometría es un concepto fundamental en química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química. Proporciona una medida para entender cómo las sustancias se combinan y reaccionan entre sí en proporciones específicas. Este conocimiento es importante tanto para predicciones teóricas como para aplicaciones prácticas en laboratorios e industrias.

Entendiendo la estequiometría

El término estequiometría proviene de las palabras griegas stoicheion (elemento) y metron (medida). Involucra el cálculo de las cantidades de reactivos y productos en una reacción química usando una ecuación química balanceada.

Ejemplo:
 
Considere la sencilla reacción de combustión de hidrógeno y oxígeno para formar agua:
H 2 + O 2 → H 2 O

La forma balanceada de esta ecuación química es:

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

En una ecuación química balanceada, el número de átomos de cada elemento involucrado en la reacción es el mismo tanto en el lado de los reactivos como en el de los productos. Esto está de acuerdo con la ley de conservación de la masa, que establece que la materia no puede ser creada ni destruida en un sistema aislado.

Concepto del mol

El mol es una unidad fundamental en química que sirve como puente entre las escalas atómica y macroscópica. Un mol de cualquier sustancia contiene el número de Avogadro de partículas (átomos, moléculas, iones, etc.), que es aproximadamente (6.022 x 10^{23}). El concepto del mol es importante en la estequiometría porque permite a los químicos convertir entre la masa de una sustancia y el número de partículas o entidades que contiene.

Para ilustrar:

1 mol de átomos de carbono = (6.022 x 10^{23}) átomos de carbono

1 mol de moléculas de H 2 O = (6.022 x 10^{23}) moléculas de H 2 O

La masa molar es otra idea esencial relacionada con el concepto del mol. Es la masa de un mol de una sustancia, usualmente expresada en gramos por mol (g/mol). La masa molar de un elemento es numéricamente igual a su masa atómica en unidades de masa atómica unificada (u).

Cómo escribir y balancear una ecuación química

Escribir y balancear ecuaciones químicas es una habilidad importante en la estequiometría. Una ecuación química utiliza fórmulas químicas para dar la 'receta' de una reacción química, mostrando los reactivos y productos, sus estados físicos y las cantidades de cada sustancia involucrada.

Aquí está cómo escribir y balancear una ecuación química:

1. Escribir la ecuación no balanceada usando las fórmulas químicas correctas y los estados de la materia. 2. Contar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de los reactivos y productos. 3. Usar coeficientes para balancear cada elemento. 4. Asegurarse de que todos los coeficientes estén en la proporción de número entero más pequeña posible.

Ejemplo:

No balanceada:
C 4 H 10 + O 2 → CO 2 + H 2 O

Balanceada:
2C 4 H 10 + 13O 2 → 8CO 2 + 10H 2 O

En esta ecuación balanceada, podemos ver que el mismo número de cada tipo de átomo aparece en ambos lados de la ecuación. Esta observancia de la ley de conservación de la masa demuestra que tu cálculo estequiométrico está en el camino correcto.

Usando la estequiometría: Cálculos paso a paso

Los cálculos estequiométricos siguen los siguientes pasos:

1. Identificar la información dada

Determinar qué cantidades conoces (masa, moles, volumen), como gramos de una sustancia, y qué necesitas determinar.

2. Escribir y balancear la ecuación

Asegurarse de que la ecuación química para la reacción esté balanceada, y anotar las relaciones molares de los reactivos y productos. Estas proporciones serán importantes para los cálculos.

3. Convertir unidades a moles

Convertir todas las cantidades conocidas a moles si no lo están ya. Usar masa molar para esta conversión.

4. Usar la proporción molar

Aplicar la proporción molar de la ecuación balanceada para relacionar moles de una sustancia con las cantidades correspondientes de otra sustancia.

5. Convertir moles a unidades deseadas

Finalmente, convertir los moles de la cantidad desconocida a las unidades deseadas, a menudo masa o volumen. Usar volumen molar o masa molar según sea necesario.

Ejemplo:

Dada la ecuación balanceada:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Supongamos que quieres calcular cuántos gramos de agua se formarán a partir de 5 gramos de hidrógeno.

Paso 1: Calcular los moles de H2:
n(H2) = masa / masa molar = 5 g / 2.02 g/mol = 2.475 mol H2
   
Paso 2: Usar la proporción molar (de la ecuación balanceada: 2 moles de H 2: 2 moles de H 2 O):
n(H 2 O) = n(H 2) = 2.475 mol H 2 O
   
Paso 3: Convertir moles de H 2 O a gramos:
masa(H 2 O) = n(H 2 O) * masa molar = 2.475 mol * 18.02 g/mol = 44.57 g H 2 O

Reactivo limitante

En las reacciones químicas, el reactivo limitante (o reactivo limitante) es la sustancia que se consume completamente y por lo tanto limita la cantidad de producto formado. Este concepto es importante para determinar el rendimiento teórico de una reacción.

Ejemplo:

Dada la ecuación balanceada:
2Al + 3Cl 2 → 2AlCl 3

Supongamos que tienes 5 moles de Al y 8 moles de Cl 2. ¿Cuál es el reactivo limitante?

Paso 1: Determinar la proporción molar de la ecuación: 
2 moles de Al reaccionan con 3 moles de Cl 2.

Paso 2: Usar la proporción para calcular la cantidad necesaria de otro reactivo:
Moles de Cl 2 requeridos para 5 moles de Al = (3/2) * 5 = 7.5 moles

Paso 3: Comparar con la cantidad de Cl 2 disponible:
Tienes 8 moles de Cl 2. Por lo tanto, Al es el reactivo limitante porque 5 moles requerirían 7.5 moles de Cl 2.

El reactivo limitante determina la cantidad máxima de producto formado en una reacción, y los reactivos restantes se consideran en exceso.

Rendimiento teórico, rendimiento real y rendimiento porcentual

El rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtendría si la reacción fuera 100% eficiente, basada únicamente en cálculos estequiométricos.

El rendimiento real es la cantidad de producto realmente obtenida de un experimento o proceso.

El rendimiento porcentual es una medida de la eficiencia de una reacción y se calcula usando la siguiente fórmula:

Rendimiento porcentual = (rendimiento real / rendimiento teórico) * 100

Ejemplo:

Si el rendimiento teórico de un producto es 10 g pero solo se producen 8 g, el rendimiento porcentual es:
Rendimiento porcentual = (8 g / 10 g) * 100 = 80%

La estequiometría en la vida cotidiana

La estequiometría no está confinada solo al laboratorio. Juega un papel vital en una variedad de aplicaciones de la vida real, desde tomar decisiones informadas en recetas de cocina hasta entender la eficiencia de combustión en motores. Sus principios son importantes en la agricultura para determinar la cantidad requerida de fertilizantes o pesticidas, y en ciencia ambiental para analizar niveles de contaminantes.

Desafíos y errores comunes

  • No balancear correctamente la ecuación química puede resultar en cálculos incorrectos.
  • Error en la conversión de gramos a moles o viceversa.
  • Determinación incorrecta del reactivo limitante, que afecta el cálculo del rendimiento teórico.
  • No considerar las cifras significativas en los cálculos, especialmente al considerar datos experimentales.

En conclusión, dominar la estequiometría es esencial para cualquier estudiante de química ya que es fundamental para entender y realizar reacciones químicas. Un entendimiento de conceptos clave como el método de cálculo paso a paso, moles, masa molar y ecuaciones balanceadas es crucial para analizar y predecir efectivamente los resultados de las reacciones químicas.

Practicando problemas de estequiometría y aplicando estos principios, se vuelve posible ganar destreza en la estequiometría. Esta es una habilidad que desarrolla un profundo entendimiento de la precisión y lógica que subyacen en la ciencia química.


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