FORMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

   La fórmula de una sustancia es la expresión cuantitativa del número y tipos de átomos de los elementos que la constituyen: se denomina formula empírica cuando se indica únicamente la proporción entre el número de átomos que forman la sustancia, y fórmula molecular cuando se indica la verdadera composición de la molécula.

Ejemplos:

• La fórmula molecular del eteno es C2H4, su molécula está constituida por dos átomos de carbono y cuatro átomos de hidrógeno; la fórmula empírica del eteno no es CH2; en esta sustancia, por cada átomo de carbono hay dos átomos de hidrógeno.
• La fórmula molecular del propeno es C3H6; su molécula está formada por tres átomos de carbono y seis de hidrógeno; su fórmula empírica es CH2, un átomo de carbono por cada dos átomos de hidrógeno.
• La fórmula molecular del agua es H2O, su molécula está constituida por dos átomos qde hidrógeno y uno de oxígeno; su fórmula empírica es H2O, dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno.

   Los compuestos iónicos y metálicos no forman verdaderas moléculas, sino un retículo cristalino; por ello esos compuestos se representan mediante las fórmulas empíricas; sólo los compuestos covalentes forman moléculas verdaderas y se representan mediante fórmulas moleculares.

Bibliografía:

• Jaramillo J. 2004."Química para el acceso a Ciclos Formativos de Grado Superior" 1era. Edición. Editorial Editorial MAD S.L. España. Pag. 38. 
• Consultado de manera electrónica a través del siguiente enlace: http://books.google.es/books?id=dPyXVbvq0QQC&pg=PA59&dq=soluciones+quimicas&hl=es&sa=X&ei=8NuIU8vME-PW8AGrh4AI&ved=0CEQQ6AEwAw#v=onepage&q=reactivo%20limitante&f=false

MARÍA VERÓNICA LEÓN

REACTIVO LIMITANTE

    Si las cantidades de reactivos que se van a utilizar en una reacción química están en la proporción que indica la ecuación química ajustada, se dice que son cantidades estequiométricas. En la reacción química se agotarán todos los reactivos al mismo tiempo.

  Si los reactivos no están en cantidades estequiométricas exactas, cuando se agote uno de ellos, quedará una parte de los demás reactivos sin consumirse. El reactivo que se consume totalmente se le llama reactivo limitante, los demás que se encuentran en exceso y se les denominan reactivos excedentes.

Ejemplo: 

El sodio (Na) reacciona con el agua (H2O) formándose hidróxido de sodio (NaOH) y desprendiéndose gas hidrógeno (H2). Si mezclamos 20.7 g de Na con 14.4g de H2O:

a)¿Cuál es el reactivo limitante?¿Qué cantidad del otro reactivo queda sin reaccionar?

b)¿Qué volumen de hidrógeno medido en condiciones normales se obtiene?

Masas atómicas: Na=23  H=1  O=16

Solución:

La ecuación química ajustada correspondiente a esta reacción es:

2 Na  +  2H2O  -->  2 NaOH  +  H2

Es decir, 2 moles de Na reaccionan con 2 moles de H2O formándose 2 moles de NaOH y 1 mol de H2

a) Las masas moleculares del Na y del H2O que mezclamos:

20.7 g de Na x (1 mol de Na / 23 g de Na)  = 0.9 moles de Na

14.4 g de H2O x (1 mol de H2O / 18 g de H2O) = 0.8 moles de H2O

Como dos moles de Na reaccionan con 2 moles de H2O, es decir, 1 mol de Na con 1 mol de H2O, los 0.9 moles de Na necesitan reaccionar con 0.9 moles de H2O, pero como sólo disponemos de 0.8 moles de H2O este reactivo es el limitante y reaccionarán solamente 0.8 moles de Na, por lo que sobra 0.1 mol de Na.

0.1 mol de Na x (23 g de Na / 1 mol de Na) = 2.3g de Na

Luego, el reactivo límitante es el agua, del otro reactivo, el sodio, sobran 2.3 g.

b) Con 2 moles de Na se obtiene 1 mol de H2;

0.8 moles de Na x (1 mol de H2 / 2 moles de Na) = 0.4 moles de H2

Como en condiciones normales un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4L:

0.4 moles de H2 x (22.4L de H2 en CN / 1 mol de H2) = 8.96 L de H2 en CN

Se obtienen 8.96 L de hidrógeno medido en condiciones normales.

Referencias bibliográficas:

• Jaramillo J. 2004."Química para el acceso a Ciclos Formativos de Grado Superior" 1era. Edición. Editorial Editorial MAD S.L. España. Pag. 64, 71,72. 
• Consultado de manera electrónica a través del siguiente enlace: http://books.google.es/books?id=dPyXVbvq0QQC&pg=PA59&dq=soluciones+quimicas&hl=es&sa=X&ei=8NuIU8vME-PW8AGrh4AI&ved=0CEQQ6AEwAw#v=onepage&q=reactivo%20limitante&f=false

MARIA VERONICA LEON

DOSIS QUÍMICA:

En esta oportunidad te traemos nuevamente tres definiciones que te permitirán ampliar tu conocimiento en la maravillosa área de la química!!

Propiedades características: propiedades que permiten identificar una sustancia pura diferenciándola de otra. Son propiedades características la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, la capacidad calorífica , la solubilidad, etc.

Gases ideales: Gases que cumplen la ley general de los gases a cualquier temperatura. En un gas ideal o perfecto no hay fuerzas intermoleculares y el volumen ocupado por sus moléculas  es despreciable frente al total. Si bien ningún gas cumple rigurosamente estas leyes, el hidrógeno, el nitrógeno y el helio se aproximan bastante a presiones bajas y temperaturas relativamente elevadas.

Equilibrio químico: Estado de un sistema en el que la velocidad de las sustancias reaccionantes es igual a la velocidad de los productos de la reacción. Algunas reacciones químicas se producen de forma total y absoluta. Son las reacciones irreversibles, como la combustión. En cambio hay procesos incompletos. Se dice entonces que los productos obtenidos nuevamente y dan lugar a reactivos iniciales: son las reacciones reversibles. La reacción continua hasta que se alcanza el equilibrio, cuando las velocidades de reacción de los reactivos y productos se igualan. En este estado de equilibrio dinámico, las concentraciones de las sustancias se varían.  

MARÍA VERÓNICA LEÓN

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MARÍA VERÓNICA LEÓN

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MARÍA VERÓNICA LEÓN

PRECISIÓN Y EXACTITUD

   Al hablar de cantidades medidas experimentalmente, con frecuencia, los términos precisión y exactitud se utilizan de manera indistinta, cuando en realidad tienen un significado diferente. La exactitud es una indicación de lo próxima que está una cantidad medida experimentalmente a su valor verdadero. Precisión se refiere al grado de coincidencia entre dos o más medidas de una misma magnitud. Una medida puede ser exacta pero no precisa, o viceversa, tal como se indica mas adelante.

   A la hora de valorar el resultado de una medida, hay que distinguir también entre los términos error y equivocación o falta. El error es la imprecisión inevitable que acompaña a cada medida. Tal como hemos señalado al principio, cualquier tipo de medida y que se manifiesta en la última cifra significativa de la cantidad con que se expresa la medida. Cuanto mayor es el numero de cifras significativas, mayor es la precisión de la medida. Las faltas en que se pueden incurrir al realizar una medida dependen de la habilidad de la persona que las efectúa, y éstas se pueden eliminar tomando las precauciones necesarias.

   Para ilustrar la diferencia entre precisión y exactitud, imaginemos una operación que podemos llevar a cabo en nuestro laboratorio consistente en la determinación de masa, o peso, de un objeto de peso conocido, utilizando cuatro balanzas. Dos balanzas A y C, tienen una capacidad máxima de pesada  de 200 g y un poder de resolución de 0.001 g; es decir, sus pesadas se pueden medir con una precisión que alcanza hasta la milésima de gramo, y la tercera fila decimal es insegura en un rango de 1. Otras dos balanzas, B y D, tienen una capacidad de pesada de 2000 g, con un poder de resolución de 0.01 g, lo que representa que su límite de certidumbre está en la décima de gramo, primera cifra decimal, y la segunda cifra decimal ( la centésima de gramo) es incierta dentro de un rango de 1. Cuando en cada una de las balanzas se hizo una serie de cinco medidas independientes del peso de un bolígrafo, del que se sabe que pesa exactamente 4.5318 g, se obtuvieron los siguientes resultados:

Balanza A      Balanza B       Balanza C       Balanza D

4.532              4.54                 4.863            5.45

4.533              4.52                 4.861            5.43

 4.531              4.53                 4.860            5.47 

4.534              4.52                 4.864            5.47

 4.531              4.53                 4.861            5.43 

           

Valor medio                4.531            4.53                 4.862             5.45

   Exactitud                Buena            Buena               Mala            Mala

    Precisión                Buena            Mala                Buena           Mala

   Los valores registrados por la balanza A son a la vez precisos y exactos; precisos porque su coincidencia entre sí es grande, y exactos por la coincidencia existente entre su valor medio y el valor verdadero. La balanza B proporciona resultados menos precisos que los de la balanza A porque su poder de resolución tan solo permite obtener cantidades hasta la segunda cifra decimal; su falta de precisión pone de manifiesto que no es un instrumento adecuado para determinar una masa tan pequeña, pero, si aceptamos su imprecisión, esta balanza se puede considerar exacta al proporcionar un valor medio de las pesadas que coincide satisfactoriamente con el valor verdadero. Los resultados de la balanza C son tan precisos como los de la A pero apreciablemente menos exactos; el examen de sus resultados permite que nos formemos una idea sobre su falta de exactitud , posiblemente debida a un calibrado incorrecto o la presencia de alguna partícula de suciedad, no detectada por el operador, incrustada en el platillo de la balanza que provoca que todas las pesadas sean más elevadas que las que se obtienen con la balanza A. Finalmente la balanza D registra resultados que son a la vez imprecisos, por la misma razón que la apuntada para la balanza B, e inexactos, por las mismas causas que las indicadas por la balanza C.

Bibliografía consultada:

• Reboiras, M.D. (2008). "Química: La ciencia básica". 1era. Edición. Editorial International Thomson Ediciones Paraninfo. España. Pag. 22-23. Consultado el 11/4/14 por vía electrónica, mediante el enlace: http://books.google.es/books?id=QM-Gj2K2ZKYC&printsec=frontcover&dq=quimica+basica&hl=es&sa=X&ei=w0tIU7fdK6GR0AGHkIDYCQ&ved=0CD4Q6AEwAg#v=onepage&q=quimica%20basica&f=false

MARIA VERÓNICA LEÓN

                         

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

   Así como no todos los símbolos aparecen en todas las ecuaciones, de la misma manera no existen reglas absolutas para el balanceo de ecuaciones. (RECUERDE QUE LO QUE SI ES UNA REGLA ES QUE USTED DEBE BALANCEAR LAS ECUACIONES). Se debe balancear la cantidad de átomos o moles de átomos de cada elemento. Por tanto, debe haber la misma cantidad de átomos o moles de elemento en ambos lados de la ecuación. A este proceso lo llamamos "balanceo por inspección". Esta expresión se refiere al hecho de que no implica ningún proceso matemático. Más bien, evaluamos (inspeccionamos) la ecuación, trabajamos de acuerdo con las reglas y la balanceamos.
   
   Utilizaremos como ejemplo y para ayudar a la comprensión de las reglas, una reacción entre disoluciones acuosas de hidróxido de calcio y ácido fosfórico que dan como producto fosfato de calcio y agua líquida. 

Regla 1. Escribir las fórmulas correctas de los reactivos y los productos colocando los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha, separados por medio de una flecha -->. Separe los reactivos y productos entre sí, colocando un signo más (+). Una vez escrita la fórmula correcta, no se debe cambiar durante las subsiguientes operaciones de balanceo. En cambio coloque números llamados coeficientes, frente a la fórmula para obtener una ecuación balanceada.
La ecuación ejemplo nos queda:

Ca(OH)2(ac)  +   H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  +  H2O(l)

Regla 2. Se inicia el proceso de balanceo seleccionando el elemento específico que se va a balancear. Por lo general, se debe seleccionar un elemento del compuesto que contenga la mayor cantidad de átomos, y debe seleccionar el elemento presente en la mayor cantidad en este compuesto. Este elemento no debe ser un elemento poliatómico ni debe ser H u O. Realice el balanceo de la cantidad de átomos de este elemento colocando un coeficiente al frente a la fórmula adecuada que contenga el elemento seleccionado. Si seleccionamos el Ca en el Ca3(PO4)2 como nuestro elemento, la ecuación del ejemplo seria ahora:

3 Ca(OH)2(ac) + H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  +  H2O (l)

Ahora hay tres átomos de Ca en cada lado de la ecuación

Regla 3. Enseguida, se realiza el balanceo de los iones poliatómicos que deben ser iguales en ambos lados de la ecuación. Se pueden balancear como si se trataran de una sola unidad. En algunos casos, tendrá que ajustar el coeficiente que se colocó en el paso 2. Cuando esto ocurra, se debe asegurar de repetir el paso 2 para confirmar que el elemento seleccionado todavía esta balanceado. 

    El grupo PO4 es el ion poliatomico PO4 (carga 3-). Si balanceamos este ion, la ecuación del ejemplo será ahora: 

  3 Ca(OH)2(ac) + 2 H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  +  H2O (l)

    Si colocamos un 2 enfrente al H3PO4 tenemos dos iones de PO4 (carga 3-) en cada lado de la ecuación

Regla 4.  Se balancean los átomos de H y luego los átomos de O. Si aparecen en el ion poliatómico y ya se realizó en balance en el paso 3, no necesita volver a considerarlos.   

    Balancee los átomos de H colocando un 6 frente a H2O. La ecuación de ejemplo es ahora:

3 Ca(OH)2(ac) + 2 H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  + 6 H2O (l)

Ahora hay 12 átomos de H en cada lado de la ecuación: 6 de los cuales se encuentran a la izquierda en 3 Ca(OH)2 y 2 H3PO4 y 12 a la derecha en 6 H2O. Ahora balanceamos también los átomos de O.

Regla 5. Verifique todos los coeficientes para comprobar que son números enteros y que están en la proporción mas pequeña posible. Si los coeficientes son fracciones, debe multiplicar todos los coeficientes por un numero que convierta las fracciones en números enteros. Si los coeficientes son similares a 5/2 o 2(1/2), entonces se debe multiplicar todos los coeficientes por 2. El 5/2 o 2(1/2) se convierten en 5, un numero entero. Se debe reducir los coeficientes a la proporción mas pequeña posible. Si los coeficientes son 6 , 9  -> 3 , 12 , los puede reducir a todos, dividiendo cada uno entre 3 para obtener la proporción mas pequeña posible 2 , 3-> 1 , 4.

   Esta norma no se aplica aquí puesto que en nuestro ejemplo no hay coeficientes fraccionarios. 

3 Ca(OH)2(ac) + 2 H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  + 6 H2O (l)

Regla 6. Se debe marcar cada átomo o ion poliatomico, colocando una marca sobre el átomo o ion en ambos lados para asegurarse de que esta se encuentra balanceada. Conforme se vaya volviendo experto en el balanceo de ecuaciones esto no sera necesario, pero en las primeras ecuaciones en las que realice el balanceo, creemos que es conveniente que marque cada átomo o ion. La marca no es parte de la ecuación final, pero lo vamos a utilizar como instrumento de enseñanza para asegurarnos de que quede balanceado cada átomo o ion.

                               *   *  *                 *    *  *                      *      *  *                 *   *                               3 Ca(OH)2(ac) + 2 H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  + 6 H2O (l)

Las reglas se resumen como:

1. Escriba las fórmulas correctas
2. Comience con un elemento específico del compuesto con la mayor cantidad de átomos
3. Balancee los iones poliatómicos
4. Balancee los átomos H y luego los átomos O
5. Verifique los coeficientes para asegurarse de que todos son números enteros y están en la proporción mas pequeña posible
6. Realice una marca en cada átomo o ion poliatómico

Bibliografia consultada:

• Seese, W. (2005). Química. Pearson Educación. Octava Edición. Pág. 297. Consultado de manera electrónica a través del enlace: http://books.google.es/books?id=3V1Kr-FXwcsC&printsec=frontcover&hl=es&source=gbs_ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false

MARÍA VERÓNICA LEÓN