Unidad VI 

Gas ideal 

Es aquel que cumple exactamente con las leyes establecidas para los gases, es decir, un gas donde no hay fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas y el cual el volumen real de las moléculas es insignificante.

 Propiedades de los gases
Para definir el estado de un gas se necesitan cuatro magnitudes: masa, presión, volumen y temperatura.

Masa.
Representa la cantidad de materia del gas y suele asociarse con el número de moles (n).

Presión.
Se define como la fuerza por unidad de área, F/A. La presión P, de un gas, es el resultado de la fuerza ejercida por las partículas del gas al chocar contra las paredes del recipiente. La presión determina la dirección de flujo del gas. Se puede expresar en atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg), pascales (Pa) o kilopascales (kPa).

La presión que ejerce el aire sobre la superficie de la tierra se llama presión atmosférica y varía de acuerdo con la altura sobre el nivel del mar; se mide con un instrumento llamado barómetro (figura 16). Las medidas hechas a nivel del mar y a 0 °C dan un promedio de 760 mm de Hg que son equivalentes a 1 atm, a 101,3 kPa, a 1,0332 kg/cm2 , a 7,6 ? 102 torr (Torricelli) o a 1,01325 bares, dependiendo de la unidad en la que se quiera expresar.

En el estudio de los gases es necesario tener claridad sobre dos conceptos: la presión ejercida por un gas y la presión ejercida sobre el gas.
La presión ejercida por el gas es la que ejercen las moléculas del propio gas. Se le llama presión interna porque actúa desde adentro hacia afuera a través de los choques de sus moléculas con el recipiente que las contiene. En cambio, la presión ejercida sobre un gas corresponde a la fuerza que se ejerce sobre él, comprimiendo sus moléculas, para que ocupen un volumen determinado. Esta se llama presión externa

Volumen.
Es el espacio en el cual se mueven las moléculas. Está dado por el volumen del recipiente que lo contiene, pues por lo general se desprecia el espacio ocupado por las moléculas. El volumen (V) de un gas se puede expresar en m3 , cm3 , litros o mililitros. La unidad más empleada en los cálculos que se realizan con gases es el litro.

Temperatura.
Es una propiedad que determina la dirección del flujo del calor. Se define como el grado de movimiento de las partículas de un sistema bien sea un sólido, un líquido o un gas. La temperatura en los gases se expresa en la escala Kelvin, llamada también escala absoluta.

Puesto que muchos gases se encuentran a muy bajas temperaturas (negativas en la escala centígrada), es conveniente al realizar cálculos matemáticos, transformar primero los grados centígrados en grados absolutos (fi gura 18). Cuando se tiene 1 mol de gas, a 1 atm de presión, a una temperatura de 273 K y ocupa un volumen de 22,4 L, se dice que se encuentra en condiciones normales (C.N.)

LEYES DE LOS GASES

Las principales leyes que rigen el estado gaseoso son:

a)Ley de Boyle – Mariotte

b)Ley de Jacques Charles I y II

c)Ley de Gay Lussac

d)Ley Combinada – Ecuación general

e)Ley de Dalton 

En las leyes de los gases intervienen 3 factores importantes que son: la presión, el volumen y la temperatura, por lo tanto se usarán las siguientes medidas.

Presión (P):

•1 atm = 760 torr o 760 mm Hg

•1 atm = 14,7 libras/pulgada2 o 14,7 psi

•1 atm = 1,033 gr/cm2

•1 atm = 1,013 x 106 dinas/cm2

Temperatura (T):

•°C grados centígrados

•K  grados Kelvin (temperatura absoluta)

•°F grados Fahrenheit 

Volumen (V):

•Litro = 1000 ml o 1000 cc (cm3)

•1 m3  = 1.000 litros

•1 galón = 3,78 litros

•1 pie3 = 28,32 litros    

Ley de Boylet-Mariotte 
En 1660 el químico inglés Robert Boyle (1627–1691) realizó una serie de experiencias que relacionaban el volumen y la presión de un gas, a temperatura constante. Boyle observó que cuando la presión sobre el gas aumentaba, el volumen se reducía, y a la inversa, cuando la presión disminuía, el volumen aumentaba. Con base en los resultados de sus experimentos Boyle formuló la siguiente ley: 

“Cuando la temperatura permanece constante los volúmenes de los gases son inversamente

proporcionales a las presiones”, es decir si la presión aumenta, el volumen disminuye.

La ley de Boyle puede expresarse matemáticamente como:

V  α 1/P cuando T = Constante

Al introducir una constante de proporcionalidad la ley se expresa como:

P.V=k, donde P representa la presión, V el volumen y k es una constante de proporcionalidad. Es decir, si una determinada masa de gas ocupa un volumen V1 , cuando la presión es P1 y un volumen V2 , cuando la presión es P2 , el producto de la presión por el volumen tienen el mismo valor en ambas situaciones:

Con esta expresión podemos determinar el factor volumen y el factor de presión considerando el efecto que tiene el cambio de volumen o de presión sobre la presión o el volumen iniciales (V1 o P1 ) y la forma en que afectará este cambio a la presión o volumen finales (V2 o P2 ).

Ley de Charles I
La temperatura también afecta el volumen de los gases. Los experimentos que realizó en un principio el físico francés Jacques Charles en 1787 y que fueron confrontados por Joseph Gay-Lussac en 1802, demostraron que el volumen de un gas se incrementa en 1/273 veces su valor a 0 °C por grado de temperatura que aumente.

La ley de Charles establece que: a presión constante, el volumen de la masa fija de un gas dado es directamente proporcional a la temperatura Kelvin. Esto significa que si la temperatura Kelvin se duplica a presión constante, el volumen se duplica; si la temperatura se reduce a la mitad, el volumen se reduce a la mitad. Matemáticamente se expresa como:

donde V representa el volumen, T la temperatura y k la constante de proporcionalidad. Es decir, si una determinada masa de gas ocupa un volumen V1 , cuando la temperatura es T1 y si ocupa un volumen V2 a una temperatura T2 , el cociente entre el volumen y la temperatura tiene el mismo valor en ambas situaciones:

La ecuación muestra que el volumen de una cierta masa de gas es directamente proporcional a la temperatura, sólo si la presión es constante.

Ley de Charles II

Como principio fundamental se tiene que una molécula de cualquier gas que se encuentre a cero

grados centígrados y una atmósfera de presión ocupa el volumen de 22,4 litros al cual se lo llama

“volumen molar”.  Es necesario recordar que las masas moleculares de las moles de los diferentes

gases son diferentes pero el volumen es igual para todos ellos.

VT= volumen total o final    

∝ = coeficiente dilatación gases= 0,00366 = 1/273

V o = volumen molar = 22,4 litros  

T= temperatura   

Ley de Gay Lussac 

En 1808, el químico francés J. L. Gay-Lussac (1778-1850) logró establecer claramente la relación entre la presión y el volumen de un gas: si el volumen de un gas no cambia mientras lo calentamos, la presión del gas aumenta en la misma proporción en que se incremente la temperatura. Esto significa que la presión que ejerce un gas es directamente proporcional a la temperatura, siempre que el volumen se mantenga constante:

donde P simboliza la presión, T la temperatura y k la constante de proporcionalidad. En determinadas condiciones iniciales y finales de presión y volumen, cuando el volumen del gas no cambia, el cociente P/T es siempre el mismo, es decir:

.

Ley combinada 

Las leyes de Boyle, Charles y de Gay Lussac se pueden combinar en una ley que nos indica a la vez la dependencia del volumen de una cierta masa de gas con respecto a la presión y la temperatura. Esta ley conocida, como ley combinada de los gases se enuncia como sigue: para una masa determinada de cualquier gas, se cumple que el producto de la presión por el volumen dividido entre el valor de la temperatura es una constante:

El valor de esta constante depende de la masa y no del tipo de gas utilizado, ya que todos los gases se comportan de la misma manera. La ley combinada de los gases puede expresarse:

donde las temperaturas T1 y T2 se expresan en Kelvin (K).

Ecuación General 

Combinando las leyes de los gases, se puede obtener una expresión que relacione las cuatro variables:

Incorporando una constante de proporcionalidad, R (conocida también como constante universal de los gases ideales), obtenemos:

La constante universal de los gases se calcula tomando en cuenta las condiciones normales de un gas, esto es: una mol, 1 atm, 22,4 litros y 273 K.  Por lo tanto si en la fórmula general despejamos R, tendremos:

Finalmente, obtenemos la ecuación de estado para los gases ideales:

P.V=n.R.T

Donde:

P = presión

V = volumen

N = número de moles = Pa = (Peso en gramos del gas)

                                       Ma   (Peso molecular del gas)

T = Temperatura en grados Kelvin

R = Constante universal de los gases = 0.082 at – li

                                                                        mol . K

Ley de Dalton 

John Dalton determinó que cuando se ponen en un mismo recipiente dos o más gases diferentes que no reaccionan entre sí: la presión ejercida por la mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos ellos. En otras palabras, cada gas ejerce una presión independiente de las otras como si fuera el único gas dentro del recipiente.

“La presión total de una mezcla de dos o más gases que no reaccionan entre sí es igual a la suma de las presiones de los componentes”

En general, la ley de Dalton se puede expresar así:

Los subíndices (1, 2, 3) indican los distintos gases que ocupan el mismo recipiente.

La presión ejercida por un gas es proporcional al número de moléculas presentes del gas e independiente de la naturaleza. 

Para hallar la presión parcial de cada gas en una mezcla se multiplica la presión total por la fracción molar respectiva así:

La fracción molar se define como el número de moles del componente (1) dividido entre el número de moles totales:

Solución 

Se denomina así a la mezcla de dos o más componentes en cantidades fijas o no, que forman un todo homogéneo, esto es, que no existan zonas de separación o fases.

Una solución es una mezcla físicamente homogénea, formada por dos o más sustancias que reciben el nombre de solvente y soluto.

• El solvente es la sustancia que por lo general se encuentra en mayor proporción dentro de la disolución. Las soluciones más importantes son las acuosas, por lo tanto, el solvente más común es el agua.
  El agua es una de las sustancias más abundante en la biosfera. Su capacidad para formar soluciones con un sinnúmero de sustancias, hace que, cerca del 90% de las disoluciones sean acuosas. 

• El soluto es la sustancia que, por lo general, se encuentra en menor proporción dentro de la solución. Por ejemplo, en una solución acuosa de cloruro de sodio, el agua es el solvente y la sal es el soluto.

Cualquier sustancia, sin importar el estado de agregación de sus moléculas, puede formar soluciones con otras. Según el estado físico en el que se encuentren las sustancias involucradas se pueden clasificar en sólidas, líquidas y gaseosas. 

También puede ocurrir que los componentes de la solución se presenten en diferentes estados. Así, cuando uno de los componentes es un gas o un sólido y el otro es un líquido, el primero se denomina soluto y el segundo solvente.

Las soluciones también se pueden clasificar según la cantidad de soluto que contienen, como:

•Diluidas:

Son aquellas en las que hay muy poca cantidad de soluto disuelto, el solvente puede seguir

admitiendo más soluto. Un ejemplo es la cantidad de minerales en el agua de mesa: tiene una cantidad

muy baja que nos permite asimilarlos correctamente.

•Concentradas:  

Son aquellas en las que hay bastante cantidad de soluto disuelto, pero el solvente todavía puede

seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo podría ser el agua de mar: contiene una gran cantidad de sal disuelta, pero todavía sería posible disolver más cantidad de sal.

•Saturadas

Son aquellas en las que no se puede seguir admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede

disolver. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta.

Lo podemos asociar con el aforo de un cine: si una sala tiene capacidad para 100 personas, éste es el

máximo número de personas que podrán entrar. De igual forma, una solución saturada es aquella en
la que se ha disuelto la máxima cantidad de gramos de soluto que el solvente puede acoger.

•Sobresaturadas
Si la cantidad de soluto es mayor de la que puede disolver el solvente a una temperatura dada. Este
tipo de soluciones se consiguen cuando se logra disolver el soluto por encima de su punto de
saturación y son muy inestables, por lo que, frecuentemente, el soluto en exceso tiende a precipitarse
al fondo del recipiente.

La capacidad de disolver el soluto en exceso aumenta con la temperatura: si calentamos la solución,
es posible disolver todo el soluto

Concentraciones

De acuerdo con la cantidad de soluto presente, tendremos soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas. Si bien podemos diferenciar una solución concentrada de una diluida, no podemos determinar exactamente que tan concentrada o diluida está. A continuación veremos cómo se cuantifica la cantidad de soluto presente en una solución, a través del concepto de concentración.

La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución. En términos cuantitativos, esto es, la relación o proporción matemática entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o, entre soluto y solución. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a)Porcentaje peso a peso (% M/M): 
Relaciona la masa del soluto, en gramos, presente en una cantidad dada de solución. Teniendo en
cuenta que el resultado se expresa como porcentaje de soluto, la cantidad patrón de solución suele
tomarse como 100 g, es decir, indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

La siguiente expresión resume estos conceptos:

Por ejemplo, si se disuelven 10 g de NaCl en 90 g de agua, ¿cuál es el porcentaje en masa de la sal? Primero se calcula la masa de la solución:

10 g de NaCl 1 90 g de agua 5 100 g de solución.

Luego remplazamos en la fórmula:

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto, en mL, presente en cada 100 mL de solución.es decir el volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

La expresión que utilizamos para calcularlo es:

Por ejemplo, ¿cuántos ml de ácido sulfúrico (H2 SO4 ) hay en 300 mL de una solución al 20% en volumen?

Una solución al 20% de H2 SO4 signifi ca que, por cada 100 mL de solución se tienen 20 mL de H2 SO4 . Por tanto, si tenemos 300 mL de solución tendremos 60 mL de H2 SO4 , según la siguiente operación:

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): Representa la masa de soluto (en g) por cada 100 mL de solución. Se puede calcular según la expresión:

Por ejemplo, ¿cuál es el porcentaje p/v de una solución que contiene 20 gramos de KOH en 250 mL de solución? 

La información anterior nos indica que 250 mL de solución contienen 20 g de KOH. Por tanto, en 100 mL de solución habrá:

De donde, se obtiene que la cantidad de KOH presente equivale al 8%.

Solución normal o normalidad (N)

Son soluciones que contienen un equivalente químico del soluto en un volumen de 1000ml (1 L)

El equivalente químico (Eq) se calcula dividiendo el peso molecular (Ma) del soluto expresado en

gramos para la valencia.

Relaciona el número de equivalentes gramo o equivalentes químicos de un soluto con la cantidad de solución, en litros. Se expresa como:

El concepto de equivalente gramo o equivalente químico ha sido desarrollado especialmente para referirse a ácidos y bases.
Así, un equivalente gramo es la masa de sustancia (ácido o base) capaz de producir un mol de iones H1 o OH2, según el caso. Para pasar de moles a gramos se emplean las masas moleculares de las sustancias involucradas.

Por ejemplo, un mol de HCl, cuyo peso molecular es 36,5 g, se ioniza para producir un mol de H1, por tanto, el peso de un equivalente gramo (abreviado peqg) de HCl es 36,5 g. En el caso de ácidos o bases que generan más de un mol de OH2 o H1, como por ejemplo, el H2 SO4 o el Al(OH)3 , el peso de un equivalentegramo se calcula así:

En cuanto al hidróxido de aluminio, 1 peqg es igual a 26 g, que es la tercera parte de su masa molecular. Dado que un ácido y una base reaccionan, a través de la neutralización mutua de los iones H1 y OH2, para producir las sales correspondientes y agua; el concepto de equivalente también se aplica para las sales. 

Solución Molar o Molaridad (M)

Es la forma más usual de expresar la concentración de una solución. Se define como el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución. Alternativamente, se puede expresar como milimoles de soluto disueltos en mL de solución.

Matemáticamente se expresa así:

A diferencia de la normalidad, en la molaridad no se divide para la valencia.

Se derivan las siguientes fórmulas para este tipo de soluciones:

Pa= M x V x Ma                         M = Pa x 1000 ml

           1000 ml                                      V x Ma

V= Pa x 1000 ml                         Ma = Pa x 1000 ml

         M x Ma                                         M x V

Molalidad (m)
Indica la cantidad de moles de soluto presentes en un kg (1.000 g) de solvente. Cuando el solvente es agua, y debido a que la densidad de esta es 1 g/ml, 1 kg de agua equivale a un litro. La molalidad se calcula mediante la expresión:

         Pa  m=  Ma                                Pa= m x Pb x Ma         Pb (Kg)

 Pb= peso del solvente en Kg

Fracción Molar (X)
expresa el número de moles de un componente de la solución, en relación con el número total de moles, incluyendo todos los componentes presentes.

Es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en solvente. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución.

Se calcula mediante la expresión:

Para una solución de dos componentes, llamando nA y nB al número de moles de A y B, la expresión matemática es:

La suma de las fracciones molares de una solución es igual a uno.

Unidad III

Masa atómica

Masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele utilizar la uma como unidad de medida. Donde u.m.a son siglas que significan "unidad de masa atómica". 

Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isotopo más abundante del carbono, el carbono -12. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrogeno). 

Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas, de un elemento, y el número de nucleones que alberga el núcleo de su isótopo más común.

Masa atómica(m. a.), es la suma de sus protones y neutrones y varía en los distintos elementos de la tabla periódica.

Masa molecular

Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.

La masa molecular es la masa de una molécula de un compuesto. Se mide en unidades de masa atómica, representada como UMA.

Se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso 

del agua: H2O, su masa molecular es:

H=2 x 1,00007 + O= 15.9999 = 16 u (Uma)

La masa molar coincide numéricamente con la masa molecular, pero son dos cosas distintas.

Mientras que la masa molecular es la masa de una molécula, la masa molar es la masa de un mol de compuesto, es decir, del número de Avogadro de moléculas. La masa molecular en u coincide numéricamente con la masa molar en gramos.

Mol
Un átomo es una cantidad de sustancia extraordinariamente pequeña. De igual modo, una molécula, que es un conjunto de pocos (a veces no tan pocos) átomos, es también una cantidad de sustancia muy pequeña. Para manejarnos en la práctica es necesario definir una unidad mucho mayor que represente una cantidad de sustancia del orden del gramo. Esta unidad es el mol, que ha sido aceptada en 1971 como una de las siete unidades fundamentales del Sistema Internacional. Es la unidad que corresponde a la magnitud cantidad de sustancia.

Un mol de átomos es la cantidad de un elemento químico que contiene tantos átomos como hay en 0,012 kg de carbono-12. La masa de un mol de átomos equivale a su masa atómica relativa expresada en gramos. Mientras que un mol de un compuesto es la cantidad de ese compuesto equivalente a su masa molecular relativa expresada en gramos.

          Ba(NO3)2 --> 261,34 g               NaNO3 --> 85 g                 KMnO4 --> 158 g

Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea átomos,

moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera)  en 12 gramos de Carbono.  También se llama

Número de Avogadro.  Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 × 10 23 moléculas de etanol.

Hipótesis de avogrado 

En 1811, Amadeo Avogadro (1776–1856) relacionó la teoría de Dalton y las experiencias de Gay

Lussac al proponer las dos hipótesis siguientes:

• Las últimas partículas de los gases elementales no son átomos individuales sino agregados de dos átomos (moléculas). Hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, entre otros, son gases diatómicos.

• Volúmenes iguales de todos los gases, bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen un número idéntico de moléculas. 

El principio de Avogadro permitió establecer el concepto de átomo y molécula: un átomo es la parte

más pequeña de un elemento químico y una molécula es la parte más pequeña, con existencia

individual estable, de una sustancia pura.

Las moléculas se diferencian unas de otras por el número y el tipo de átomos que las forman, así

como por la manera en que dichos átomos están dispuestos. Una sustancia pura está formada por un

solo tipo de moléculas y estas son iguales entre sí.

Numero de avogrado 

En 1811, el químico italiano Amadeo Avogadro determinó de forma experimental que en 1 mol hay 6,022 ∙ 1023 partículas. En su honor se le denomina número de Avogadro (NA). Basándose en las experiencias de Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850) con los gases, Avogadro llegó a determinar el número de partículas en un mol. En 1 mol de átomos hay el número de Avogadro de átomos (6,022 ∙ 1023 átomos). Es decir, un mol es un número específico de material.

Los átomos son demasiado pequeños para permitir medidas significativas de sustancias químicas. Para trabajar con cantidades significativas de sustancias, los científicos las agrupan en unidades llamadas moles. Un mol es definido como el número de átomos de carbono en 12 gramos de un isótopo de carbón-12, el cual es 602,2 sextillones (6,022 por 10 a la potencia 23) de átomos. Este número es llamado número de Avogadro o constante de Avogadro. Es usado como el número de átomos para cualquier sustancia y la masa de 1 mol de una sustancia es su masa molar.

El número de Avogadro nos indica:

• El número de átomos que hay en un mol de átomos (átomo-gramo) de cualquier elemento.
• El número de moléculas que hay en un mol (molécula-gramo) de cualquier compuesto.
• El número de moléculas gaseosas contenidas en un mol (molécula-gramo) de cualquier gas a 0ºC y una atmósfera de presión. 

Masa molar de las sustancias

La masa molar se define como la masa de un mol de una sustancia. La masa molar es una

característica física única, característica de cada sustancia pura. En el campo de la química, la unidad

común usada para expresar la masa molar es de gramos/mol. La masa molar de cualquier elemento es

numéricamente igual a su masa atómica (expresada en uma) en la tabla periódica. 

Los elementos tienen diferentes masas molares ya que los átomos de diferentes elementos tienen

diferente número de protones, neutrones y electrones, por tanto tienen diferentes masas atómicas.

Diferentes masas atómicas conducen a diferentes masas molares.

Aquí se muestran algunos ejemplos de la masa molar de algunos elemento:.

       • La masa molar del carbono C es 12,0107 g/mol  un mol de carbono tiene aproximadamente 12 g de masa. 

       • La masa molar del potasio K es 39,0983 g/mol  un mol de potasio tiene aproximadamente 39 g de masa. 

       • La masa molar del oxígeno O es 15,9994 g/mol  un mol de oxígeno tiene aproximadamente 16 g de masa.

Para calcular la masa molar de un compuesto:

1.Encuentra la fórmula química para el compuesto. Este es el número de átomos de cada

elemento que forma el compuesto. Por ejemplo, la fórmula del cloruro de hidrógeno

(ácido clorhídrico) es HCl

2.Encuentra la masa molar de cada elemento del compuesto. Multiplica la masa 

atómica del elemento por la constante de la masa por el número de átomos de ese elemento en el

compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, HCl, la masa molar de

cada elemento es 1,007 gramos por mol para el hidrógeno y 35,453 gramos por mol para el

cloruro.

3.Suma las masas molares de cada elemento en el compuesto. Esto determina la masa molar

de cada compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, la masa molar es

1,007 + 35,453, o 36,460 gramos por mol.

Pasos para calcular moles:

1.Identifica el compuesto o elemento que debas convertir a moles.

2.Encuentra el elemento en la tabla periódica.

3.Anota el peso atómico del elemento. 

Por lo general, éste es el número que se encuentra en la parte inferior, por debajo del símbolo del

elemento. Por ejemplo, el peso atómico del helio es 4,0026. Si debes identificar la masa molar de un

compuesto, debes sumar todos los pesos atómicos de cada elemento del compuesto.

4.Multiplica el número de gramos del elemento/compuesto por la fracción 1/masa molar. Esto es

1 mol dividido por los pesos atómicos que acabas de obtener. Puedes expresar esto como una fracción

del número de gramos por 1 mol dividido por la masa molar, o “compuesto g x 1/masa molar (g/mol)= moles”.

5.Divide ese número por la masa molar. El resultado es el número de moles de tu elemento o

compuesto. Por ejemplo, imagina que tienes 2 g de agua, o H20, y quieres convertirlo a moles. La

masa molar del agua es 18 g/mol. Multiplica 2 veces 1 para obtener 2. Divide 2 por 18, y tienes

0,1111 moles de H20.

6.Ejercicio: Un recipiente contiene 200 gramos de CO2. Calcula el número de moles 

Relaciones entre masa, mol, número de átomos, moléculas e iones
El mol es la unidad fundamental de la magnitud cantidad de sustancia que se relaciona con el resto de
magnitudes. En la siguiente figura se presenta la relación existente entre la masa de una sustancia
química y su número de átomos, moléculas e iones, través del concepto de mol.

Una ley fundamental de la química afirma que todo compuesto químico que esté formado por dos o
más elementos diferentes, cuenta con una cantidad o composición porcentual determinada de los
elementos que lo componen. Esto quiere decir que, por ejemplo, el Al(OH)3 que se obtiene en una
parte del mundo tiene el mismo porcentaje de aluminio, de oxígeno y de hidrógeno que el que se puede
obtener en cualquier otra parte del mundo.

Composición Porcentual 

La composición porcentual de una sustancia es el porcentaje de masa de cada elemento presente en un
compuesto: el 100% estará dado por la masa total del compuesto la cual recibe el nombre de masa
molar. La composición porcentual de cada elemento dentro de un compuesto es siempre la misma,
independientemente del tamaño de la muestra que se tome.

La composición porcentual se puede calcular si se conoce la fórmula del compuesto, mediante una
simple regla de tres, así:

% del elemento = (masa total del elemento /masa molecular) ∙ 100

Como se mencionó anteriormente, la masa del elemento presente en el compuesto está dada por la

masa molar del elemento multiplicada por las moles de átomos del elemento. 

por ejemplo: 

Para un mol de agua, se tiene 2 moles de átomos de hidrógeno y mol de átomos de oxígeno. La masa

atómica del hidrógeno es 1 g y la del oxígeno es 16 g. Por lo tanto, la masa molar del agua es 18 g.

Con este dato, la composición porcentual de cada elemento es la siguiente:
Porcentaje de H = 2 g/18 g∙ 100 = 11,11%
Porcentaje de O = 16 g/18 g ∙ 100 = 88,89%

Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de Níquel III)

1) Calculamos la masa molar del compuesto

Ni	2 x 58.69 =	117.38
C	3 x 12.01 =	36.03
O	9 x 16 =	144 +
		297.41 g

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

% O =

144 297.41

x 100

= 48.42 %

% C =

36.03 297.41

x 100

= 12.11%

% Ni =

117.38 297.41

x 100

= 39.47%

Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de

cada elemento. El  total de  la suma debe ser  igual a 100 o un valor muy cercano.  Para nuestro ejemplo:

39.47 +

12.11 +

48.42

= 100

Formula empírica y molecular 

Formula empírica 

La palabra empírica siginifa que está basado en la observación y medida. Es por ello que la fórmula

empírica de una sustancia es aquella que señala el número relativo de átomos en la molécula, es decir,

indica la relación proporcional ente el número de átomos de cada elemento presente en una molé- cula,

sin que esta relación señale exactamente la cantidad de átomos. La fórmula empírica se puede

determinar a partir del porcentaje de composición: es decir, el análisis del compuesto en función de

sus elementos componentes.

Ejemplo: CH2O es la fórmula empírica que expresa la relación 1 C, 2 H y 1 O. Esto nos indica que el

compuesto tiene un átomo de carbono, dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno; la proporción

es 1:2:1.

Esta fórmula puede corresponder a varias sustancias, por eso se la escribe con la notación (CH2)n.

Por ejemplo:

Si n = 1, CH2O, la fórmula corresponde al metanol.

Si n = 6, C6H12O6, la fórmula corresponde a la glucosa.

Para calcular la fórmula empírica se sigue los siguientes pasos: 

1. Se divide la composición porcentual de cada elemento por su peso ató- mico, lo cual nos da la proporción de cada elemento en la fórmula. 

2. Si este cociente en algunos casos es decimal, como los átomos están en proporciones de números enteros sencillos, se busca cociente de cocientes, dividiendo cada uno de los obtenidos anteriormente por el menor de ellos. 

3. Si con el paso anterior todavía los números no son enteros, se amplifican todos. Una vez que los números den enteros, se los usa como subíndices al escribir la formula empírica.  

Formula molecular 

La fórmula molecular es la fórmula real de compuesto. Además de la información que suministra la

fórmula empírica, la fórmula molecular indica el número real de átomos de cada elemento, presentes

en ese compuesto. 

Para calcularla es necesario conocer la fórmula empírica y además la masa molecular de la sustancia.

La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica: 

Fórmula molecular = (fórmula empírica)n 

Para determinar el valor de n se divide la masa molecular de la sustancia por la masa de la

fórmula empírica: 

n= masa molecular /masa fórmula empírica 

El resultado debe ser un número entero sencillo por el que luego se multiplica cada uno de los

subíndices de los elementos en la fórmula empírica y así se halla la cantidad exacta de cada elemento

de ese compuesto.

A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la
molecular de dicho compuesto. 
Ejemplo:  El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y
85.7% de C.

¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?

PASO 1

Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como

gramos. 

PASO 2

Convertir los gramos a moles. 

PASO 3

Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son

enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se

deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.

PASO 4

Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del

problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a

un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices

de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

FÓRMULA EMPÍRICA: CH2

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

Reacciones químicas
Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias, denominadas reactivos, se
transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes llamadas productos.

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, en las cuales se emplean
diversidad de símbolos para indicar los procesos y las sustancias involucradas.
En una reacción química se pueden especificar dos componentes: Los reactivos o reactantes, que

forman el primer miembro de la reacción; y los productos, que constituyen el segundo miembro de la

reacción y son sustancias que se obtienen o se forman.

En algunas reacciones químicas se indica el estado de los componentes de la reacción: sólido, líquido

y gaseoso.   También se puede indicar la reacción con dos flechas, cuando se trata de una doble

reacción. 

Toda ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha, que indica el sentido de la
reacción. Las fórmulas correspondientes a los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha,
mientras que las fórmulas de los productos se escriben a la derecha. La flecha se interpreta como «se
convierte(n) en…»

Si hay más de un reactivo o se forma más de un producto, las fórmulas de cada miembro de la
ecuación irán separadas por signos de adición.

En algunas ocasiones, es necesario especificar en la ecuación el estado de agregación en el que se
encuentran tanto los reactivos como los productos. Así, si se trata de un gas se usa (g), un líquido (l),
un sólido (s), una solución (sol) y una disolución acuosa (ac). 

El número que va antes de la fórmula química se llama coeficiente estequiométrico, y nos indica el
número de moles de ese elemento o compuesto que intervienen en la reacción. En la reacción anterior,
1 mol de zinc, sólido, reacciona con 2 moles de ácido clorhídrico, en solución acuosa, para producir 1
mol de cloruro de zinc, en solución, y 1 mol de hidrógeno, gaseoso.



Tipos de reacciones químicas 

Las reacciones químicas se pueden clasificar desde varios puntos de vista.
      • Si existen cambios en el estado de oxidación de las sustancias se clasifican en redox y no redox. 
      • Teniendo en cuenta los procesos químicos ocurridos, se clasifican en reacciones de síntesis, de descomposición, de sustitución o de desplazamiento, además de doble descomposición, óxido reducción y neutralización. 
      •Teniendo en cuenta el sentido en el que se lleva a cabo una reacción, se clasifican en reacciones reversibles o irreversibles. 
      • Teniendo en cuenta los cambios energéticos producidos, se clasifican en exotérmicas o endotérmicas. 
      • Según el estado físico de las sustancias que intervienen, se clasifican en homogéneas y heterogéneas.

Reacciones de composición o de síntesis
Son las reacciones en las que dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva,
como se observa en los siguientes ejemplos:

2H2(g) + O2(g) ----> 2H2O(l) 

HCl(g) + NH3(g) ----> NH4Cl(s) 

C(s) + O2(g) ----> CO2(g)

Reacciones de descomposición o de disociación térmica 
En estas reacciones los reactivos se dividen en sustancias más sencillas, con lo cual el número de
moléculas presentes en los productos es mayor que el número de moléculas en los reactivos. Así
ocurre en la descomposición térmica del clorato de potasio, según la siguiente reacción.

2KClO3(s) + calor -----> 2KCl(s) + 3O2(g)

Reacciones de sustitución o de desplazamiento 

Son aquellas en las que una sustancia simple reacciona con una más completa, desplazando o

sustituyendo a uno de sus componentes. En la siguiente reacción:

                                              2HCl(g) + Zn(s)-----> ZnCl2(ac) + H2(g)

Se observa cómo el zinc desplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico, produciéndose cloruro de zinc e
hidrógeno gaseoso.

Reacciones de doble descomposición
Se presentan cuando las sustancias reaccionantes se disocian en solución acuosa, dando lugar a pares
de iones, los cuales, a su vez, reaccionan entre sí para formar sustancias nuevas, más estables. Por
ejemplo, considérese la siguiente reacción:

2NaCl(ac) + CaSO4(ac) ----->  CaCl2(ac) + Na2SO4(ac)

En este proceso ocurren simultáneamente dos reacciones:

Luego se realiza el intercambio de especies, resultando las especies señaladas en la primera ecuación.

Reacciones de oxidación-reducción (redox) 

Las reacciones de oxidación-reducción se pueden considerar como la suma de dos procesos

independientes de oxidación y reducción. La oxidación es el proceso por el cual un elemento pierde

electrones, y como resultado su número de oxidación aumenta. Por el contrario, la reacción de

reducción es el proceso mediante el cual un elemento gana electrones, con lo cual el número de

oxidación disminuye.

La oxidación y la reducción son procesos simultáneos, que se denominan conjuntamente con la

abreviatura de procesos redox.

Para ilustrar estos conceptos, se puede analizar el siguiente ejemplo. Si se introduce una lámina de

zinc en una disolución concentrada de sulfato de cobre (II), se observa que, pasados unos minutos, la

lámina se recubre de una capa delgada de cobre. 

La ecuación química que describe lo ocurrido es:

Zn(s) + CuSO4(sol) ----> Cu(s) + ZnSO4(sol). 

Tanto el sulfato de cobre (II) como el sulfato de zinc son compuestos iónicos que, al estar en solución

acuosa, se disocian formando iones:

Teniendo en cuenta este hecho, podemos escribir la anterior ecuación partiendo de los iones, como

sigue:

Como el ion sulfato aparece en ambos miembros de la ecuación, esta se puede escribir de manera más

sencilla así:

Esta ecuación nos indica que durante la reacción, el átomo de zinc, eléctricamente neutro, se ha

transformado en un ion Zn2+, para lo cual ha tenido que ceder dos electrones. En otras palabras, ha

experimentado un proceso de oxidación. Por el contrario, el ion Cu2+ se ha transformado en un átomo

de cobre eléctricamente neutro, para lo cual ha tenido que ganar dos electrones, es decir, ha

experimentado un proceso de reducción.

Reacciones de neutralización 

Son reacciones entre ácidos y bases, en las que se produce una sal y agua.

El ejemplo típico de este tipo de reacciones es la interacción entre el ácido clorhídrico (HCl) y el

hidróxido de sodio (NaOH) para producir cloruro de sodio y agua, como se muestra en la siguiente

reacción.

HCl(ac) + NaOH(ac) ----> NaCl(ac) + H2O

Reacciones reversibles

Son aquellas reacciones que se realizan simultáneamente en los dos sentidos. Es decir, a medida que

se forman los productos, estos reaccionan entre sí para formar nuevamente los reactivos. Con ello, se

crea una situación de equilibrio químico en la cual la velocidad de reacción directa es igual a la

velocidad de reacción inversa. Este tipo de reacciones se representa con dos flechas, que separan los

reactivos de los productos. 

Reacciones irreversibles 

En este caso, los reactivos reaccionan completamente para convertirse en los productos, sin la

posibilidad de que estos originen nuevamente los reactivos. La reacción se termina cuando se agota al

menos uno de los reactivos. 

En estas reacciones, los reactivos se encuentran separados de los productos por una flecha que nos

indica que el sentido en que se desplaza la reacción es único.

Reacciones exotérmicas

Estas reacciones reciben este nombre debido a que la energía que producen casi siempre se presenta

como calor. La combustión, la fermentación, así como un gran número de reacciones de formación de

compuestos a partir de sus elementos son ejemplos de reacciones exotérmicas.

Frecuentemente, las reacciones exotérmicas necesitan un pequeño aporte inicial de energía para

producirse, que puede ser suministrado por una pequeña llama o una chispa eléctrica. Una vez iniciada

la reacción, la cantidad de energía que se desprende es muy superior a la que se suministró al

comienzo de la reacción.

Reacciones endotérmicas

Se denominan así porque en ellas es necesario suministrar energía al sistema de reacción para hacer

que ocurran las transformaciones químicas. Esta energía se suministra, en la mayoría de los casos, en

forma de calor. Reacciones como:

3C(s) + 2Fe2O3(s) + 467,47 kJ/mol ----> 4Fe(s) + 3CO2(g) 

2HgO(s) + calor ----> 2Hg(l) + O2(g)

2KClO3(s) + calor ----> 2KCl(s) + 3O2(g)

en las que ocurre descomposición de compuestos, son ejemplos de reacciones endotérmicas.

Balanceo de ecuaciones químicas

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la representación de un

fenómeno químico. A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se

expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados por

una flecha.

Más exactamente, a la izquierda del símbolo indicamos el contenido inicial del sistema en reacción

(reactivos), y a la derecha el contenido del sistema final (productos). Cada sustancia se representa por

su fórmula química, y posteriormente debemos ajustar toda la ecuación.

El químico francés Lavoisier, empleando sistemáticamente la balanza en el análisis de numerosas
reacciones químicas, comprobó que la cantidad de materia que interviene en una reacción permanece
constante antes, durante y después de producida la transformación.

Esto quiere decir que, en un sistema en reacción, la suma de las masas de las sustancias que
intervienen como reactantes es idéntica a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como
productos. Este enunciado se conoce como la ley de la conservación de la masa.

Para balancear o equilibrar una ecuación, es necesario colocar coeficientes numéricos que antecedan a
las fórmulas correspondientes a los reactivos y productos involucrados, de tal manera que, al hacer el
conteo de los átomos, este número sea igual a ambos lados de la ecuación.

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que

se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

Métodos para balancear ecuaciones

Método de tanteo 

El método de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reacción química de

una manera rápida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no

retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceo

Pasos a seguir:

- Tomemos en cuenta que una reacción química al estar en equilibrio, debe mantener la misma

cantidad de moléculas o átomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos.

- Si existe mayor cantidad de átomos de x  elemento de un lado, se equilibra completando el número

de átomos que tenga en el otro lado de la reacción.

- Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, hidrógeno y por último

oxígeno.

Método algebraico 

Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies,

crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los

coeficientes. Ecuación a balancear:

FeS + O2 ® Fe2O3 + SO2

Los pasos a seguir son los siguientes:

1.Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:

A		B		C		D
FeS	+	O2	à	Fe2O3	+	SO2

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos,

con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de

las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C .

El símbolo produce (® ) equivale al signo igual a (=).

      Fe       A = 2C                               

      S         A = D

      O        2B = 3C + 2D

A		B		C		D
FeS	+	O2	à	Fe2O3	+	SO2

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación

(obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir

se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este

caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A.

Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la

tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

Fe   A = 2C           Sí C =2      A= D         2B = 3C + 2D
S      A = D                   A= 2C              D = 4          2B = (3)(2) + (2)(4)
O       2B = 3C + 2D             A= 2(2)                                       2B = 14

                                             A = 4                                          B = 14/2     B = 7

4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A		B		C		D
4 FeS	+	7 O2	à	2Fe2O3	+	4SO2

Método Redox
 En las reacciones de óxido-reducción hay pérdida o ganancia de electrones. En consecuencia, los
conceptos de oxidación y de reducción pueden expresarse en función del cambio del número de
oxidación.
Se considera que un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación, o sea, hay una pérdida
de electrones, mientras que en la reducción hay una disminución en el estado de oxidación; luego, hay
ganancia de electrones.

Desde el punto de vista de la transferencia de electrones, un agente oxidante es aquel que es capaz de
captar electrones, provocando la oxidación de una sustancia, mientras que un agente reductor es aquel
que es capaz de ceder electrones, provocando que otras especies se reduzcan.

La oxidación se refiere a:     

       *La ganancia de oxígeno por parte de una molécula

       *La pérdida de hidrógeno en una molécula

       *La pérdida de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos

       *Aumentando en consecuencia su número de oxidación

La reducción se refiere a:    

       *La pérdida de oxígeno por parte de una molécula

       *La ganancia de hidrógeno en una molécula

       *La ganancia de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos

       *Disminución o reducción en su número de oxidación

       *Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

Pasos para realizar el metodo redox 

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer

los elementos que se oxidan y reducen.

Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.

Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso están balanceados.

Paso 4.  Igualar el número de electrones ganados y cedidos: 

Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.

Paso 5. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el cambio del número de oxidación.

Paso 6. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la reacción por tanteo

Observaciones 

*Observación 1:  Cuando los coeficientes calculados, no igualan la ecuación es recomendable duplicarlos.

*Observación 2: Cuando hay dos o más oxidaciones o reducciones, se pueden sumar las oxidaciones y reducciones para igualar la ecuación.

*Observación 3: Cuando en una misma molécula, un átomo se oxida y otro se reduce para obtener el coeficiente de oxidación y reducción se hace una resta

*Observación 4: En los peróxidos la valencia del oxígeno es - 1

Estequiometría 

Para resolver problemas que impliquen cálculos estequiométricos se precisan cuatro etapas: primero,
se escribe la ecuación química balanceada; luego, se convierte a moles la información suministrada en
el problema; a continuación, se analizan las relaciones molares en la ecuación química y, finalmente,
se pasa de moles a la unidad deseada.

La estequiometria es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y

productos dentro de una reacción química.

Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o

reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual

representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.  

 Reactantes →Productos

Ley de proporciones definidas 

Cuando se hace reaccionar dos elementos químicos para formar un determinado compuesto, dichos
elementos siempre reaccionan en la misma proporción (2 g de hidrógeno por cada 16 g de oxígeno
forman un mol de agua). De esta manera, si uno de estos elementos se encuentra en exceso con
relación al otro, esta cantidad sobrante no tomará parte en la transformación.

Esta proporción se mantiene a pesar de que se prepare el compuesto por diferentes procedimientos.
Así, podemos preparar agua combinando directamente hidrógeno y oxígeno, o bien podemos obtenerla
como uno de los productos de la combustión de la madera. Tanto en un caso como en el otro, la
proporción en la que se combinan el hidrógeno y el oxígeno siempre es la misma.

Los hechos anteriores se resumen en la llamada ley de las proporciones definidas o ley de las
proporciones constantes, enunciada en 1799 por el químico francés Joseph Louis Proust.

Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son
constantes e independientes del proceso seguido para su formación

Ley de proporciones múltiples
Dalton se sorprendió al comprobar que la reacción entre las masas de cobre que reaccionaban con 1 g
de oxígeno para formar dos compuestos distintos resultó ser 2:1, una relación entre números enteros.

Para descartar que este fenómeno haya sido una casualidad, demostró en el laboratorio que en otros
casos (óxidos y sales) ocurría lo mismo: siempre se obtenían relaciones de números enteros sencillos.
Con esta información, dedujo la ley de las proporciones múltiples, enunciada así: 
Las cantidades de un mismo elemento, que se combinan con una cantidad fija de otro para formar
varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

Un ejemplo de aplicación de la ley de Dalton es el siguiente: 16 g de oxígeno pueden combinarse con

14 g de nitrógeno para producir monóxido de nitrógeno, o con 7 g de nitrógeno para formar dióxido

de nitrógeno. Se obtiene una relación de números enteros sencilla entre las cantidades variables de

nitrógeno que se combinan con una misma cantidad de oxígeno. 7:14 = 1:2  

Reactivo limitante y reactivo en exceso 
Al reactivo que se consume totalmente en una reacción química se le llama reactivo limitante o
reactivo límite; de él depende la cantidad máxima de producto que se forma. Cuando la reacción cesa,
es porque el reactivo límite se ha consumido por completo. El reactivo que sobra se llama reactivo en
exceso o reactivo excedente.

Para explicar estos conceptos, se puede analizar el siguiente ejemplo. Se dispone de cuatro rebanadas
de jamón y seis trozos de pan, y se desea hacer tantos emparedados como sea posible, utilizando dos
trozos de pan y una rebanada de jamón para cada uno. Un cálculo rápido deja ver que solo se pueden
hacer tres emparedados, pues solamente se tienen seis trozos de pan y no alcanza para utilizar todo el
jamón disponible. El pan representa el reactivo límite y la rebanada de jamón sobrante representa el
reactivo en exceso. Por lo tanto, la cantidad de producto (emparedados) se calcula con base en el
reactivo límite: para el ejemplo, el pan. Es obvio que es el reactivo límite el que determina la cantidad
de producto posible en cada reacción.

El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: 
Una vez que este reactivo se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo
excedente. Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo
limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas.

Por ejemplo: 
Si debemos hacer sándwich de queso, y para ello disponemos de siete panes y sólo cinco láminas de
queso, ¿cuántos sándwiches podré hacer? Sólo podré hacer cinco sándwiches, y por tanto las láminas
de queso serán el reactivo limitante de este proceso, mientras que el pan será el reactivo excedente.

Reactivo limitante (R.L):

Aquel reactivo que se consume en su totalidad durante la reacción y que limita la cantidad de

producto a obtener, siendo que existe otro que no se consume en su totalidad y del cual sobra

un resto sin reaccionar.

Reactivo en exceso (R.E):

Aquel reactivo que no se consume en su totalidad durante la reacción y del cual sobra un resto

sin reaccionar, siendo que existe otro que limita la cantidad de producto a obtener y que no se

consume en su totalidad.

Pasos:

1.Igualar la ecuación

2.Calcular UMA

3.Calcular moles

4.Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor número de moles será el reactivo limitante y el mayor será el reactivo en

exceso.

A partir de los moles obtenidos del reactivo limitante, se busca mediante regla de tres el valor de

moles del otro reactivo.

Para calcular el exceso se trabaja con los moles del compuesto en exceso menos el valor obtenido de

la regla de tres

Para  calcular la masa del exceso se multiplica los moles por  la UMA

Ejemplo:

Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el

reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?

Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes

estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de

átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia.

Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera:

3H2 + N2 = 2NH3

Esto se interpreta así: 3 moléculas o moles de hidrógeno reaccionan con una molécula o mol de

nitrógeno para obtener 2 moles o moléculas de amoníaco.

Entonces, si  tengo 15 moles de hidrógeno,  reaccionarán con 5 moles de nitrógeno, sobrando otros 5

moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrógeno es el reactivo limitante, y el nitrógeno,

el reactivo en exceso. Si con tres moles de hidrógeno se producirían dos moles de amoníaco, con 15

moles de hidrógeno obtendremos 10 moles de amoníaco.

Porcentaje de Rendimiento 
La cantidad máxima de producto que puede obtenerse de acuerdo con la ecuación química, a partir de
cierta cantidad de reaccionantes, se denomina rendimiento teórico.

Por muchas razones, la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria en una
reacción química, puede ser menor que la cantidad teóricamente posible (figura 24). Algunas de las
razones son las siguientes:

        • La falta de cuidado al manipular el producto obtenido. • Las condiciones de la reacción no son adecuadas; por ejemplo, la temperatura o la presión del sistema de reacción no son las ideales para el proceso.
• La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es muy difícil y no todo el producto logra aislarse.
• En algunos casos, un conjunto particular de reactivo da lugar a dos o más reacciones simultáneas, formando productos indeseables además de los deseados.
• La calidad o la pureza de las materias primas no es óptima.

La cantidad real de producto que se obtiene se denomina rendimiento real. El rendimiento real de una
reacción se expresa en términos de % mediante la siguiente expresión:

Rendimiento experimental es el que se obtiene después de un proceso de reacción, que se puede ver

afectado por factores como la presión, temperatura, cantidades de reactivos, la pureza, etc.

Rendimiento teórico: se calcula a partir del reactivo limitante

Pasos para calcular el porcentaje de rendimiento 

1. Balancear la reacción

2. Convertir a moles todas las cantidades

3. Determinar el reactivo limitante

4. Calcular el rendimiento teórico

5. Identificar el rendimiento experimental

6. Calcular el porcentaje de rendimiento 

%Pureza 

Por lo general, las sustancias que intervienen en los procesos químicos contienen impurezas. Estas

impurezas representan un peso adicional que aumenta el de la sustancia pura, lo que afecta la calidad

del producto. Por ello, es importante cuantificar las impurezas antes de hacer el cálculo

estequiométrico, para conocer la cantidad real de reactivo puro..  

Con frecuencia en los laboratorios  e industrias reactivos que se emplean presentan impurezas y esto

afecta la calidad del producto, el cual no se obtendrá en estado puro.

Como las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras es necesario estar seguros de que

las cantidades tomadas para los cálculos correspondan a material puro que se encuentra en los

reactivos con impurezas.

La cantidad sustancia pura (SP) de una sustancia impura (SI) se puede calcular de la siguiente

manera:

                                            SP = (SI x %Pureza)/100