Estudiante en proceso

viernes, 24 de julio de 2015

ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA

es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:

«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».

También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

La ley de Proust puede ser enunciada de la siguiente manera:

Cuando dos sustancias se combinan para forman un compuesto, ellas deben guardar entre si, las proporciones ciertas y definidas.

CONSECUENCIAS DE LA LEY DE PROUST:

1º La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es:

2º Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no obtendremos 20 g de cloruro sódico, sino una cantidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1,5 por lo que:

3º Si ahora quisiéramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro y sodio para formar cloruro sódico, deberíamos dividir la cantidad de cada elemento entre su masa atómica, de forma que si reaccionan 6 g de Cl con 4 g de Na, como 35,5 g/mol y 23 g/mol son las masas atómicas del cloro y sodio, respectivamente, entonces:

Lo que indica que por cada 0,17 moles de cloro reaccionan otros 0,17 moles de sodio para formar el cloruro sódico, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esa reacción. Por tanto, 1 átomo de cloro también se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico, luego la fórmula de éste compuesto es NaCl y la proporción entre sus átomos es 1:1.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1808 por John Dalton, es una de las leyes más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac. Dice:

Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, una masa variable de uno de ellos se une a una masa fija del otro, y la primera tiene como relación números canónicos e indistintos.

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu₂O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.

REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO

Una reacción química se produce en condiciones estequiométricas cuando las cantidades de reactivos (en moles) están en las proporciones idénticas a las de la ecuación química ajustada.

Es frecuente que se use un exceso de alguno de los reactivos para conseguir que reaccione la mayor cantidad del reactivo menos abundante.

El reactivo que se consume en su totalidad es el que va a limitar la cantidad de producto que se obtendrá y se denomina reactivo limitante. Los otros reactivos se llaman excedentes o en exceso y no se consumen totalmente.

¿Cómo puedes saber cuál es el reactivo limitante? Por ejemplo, en la reacción del aluminio con el oxígeno para formar óxido de aluminio, mezclas para que reaccionen dos moles de aluminio con dos moles de dioxígeno.

La ecuación ajustada es : 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

y haciendo uso de la proporción estequiométrica entre el aluminio y el dioxígeno:

Por tanto, únicamente reaccionan 1,5 moles de O₂ y quedan sin reaccionar 0,5 moles de dioxígeno. El reactivo limitante es el aluminio, que se consume totalmente.

PASOS:

1- Igualar la ecuación
2- Calcular UMA
3- Calcular moles
4- Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor numero de moles sera el reactivo limitante y el mayor sera 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.

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

La cantidad de producto que se obtiene en una ecuación química generalmente es menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones estequiométricas.

El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas (algunos de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor es insuficiente, productos que forman nuevamente los reactivos).

El porcentaje de rendimiento o eficiencia se establece remplazando o despejando los datos de la siguiente fórmula:

% Rendimiento = (producción real/ producción teórica) x 100%

PORCENTAJE DE PUREZA

Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes.

Ejemplo 4.13. Cal viva

Una piedra caliza tiene una pureza en CaCO₃ del 92%. ¿Cuántos gramos de cal viva (CaO) se obtendrán por descomposición térmica de 200 g de la misma?

CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂(g)

1 mol 1 mol 1 mol

Significa que en los 200 g de caliza hay exactamente 184 g de CaCO₃ puro. Con este dato se realizan los cálculos estequiométricos.

lunes, 20 de julio de 2015

UNIDAD III

MASA ATÓMICA

Es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones (pues la masa de los electrones en el átomo es prácticamente despreciable) en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento). La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico

MASA MOLECULAR

La masa molecular o masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular y sus elementos. Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol.

La masa molecular se calcula de manera fácil sumando las masas atómicas. Por ejemplo la masa molecular del ácido sulfúrico:

H₂SO₄: H = 1,00797 Da; S = 32,065 Da; O = 15,9994 Da

H₂ = 2 x 1,00797 Da = 2,01594 Da

S = 1 x 32,065 Da = 32,065 Da

O₄ = 4 x 15,9994 Da = 63,9976 Da

Masa molecular = H₂ + S + O₄ = 2,01594 Da + 32,065 Da + 63,9976 Da = 98,07854 Da

MOL

es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

https://www.youtube.com/watch?v=_HF0BXkB2Bc

NUMERO DE AVOGADRO

es el número de entidades elementales en un mol de una sustancia cualquiera.

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

FORMULA EMPÍRICA

En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico.

Para hallar la fórmula empírica de un compuesto,² primero se obtienen los moles de cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por simplificación, se hallan los números enteros más sencillos posibles.

Al realizar el análisis gravimétrico de un determinado compuesto químico se ha encontrado la siguiente composición centesimal: 69,98 % Ag; 16,22 % As; 13,80 % O. Para la determinación de la fórmula empírica o molecular del compuesto se procede de la siguiente manera:

Dividiendo el peso por el peso atómico se obtienen los moles:

Para la plata 69,98/108= 0,65 moles
Para el arsénico 16,22/75= 0,22 moles
Para el oxígeno 13,80/16= 0,84 moles

Cada 0,22 moles de arsénico hay 0,65 moles de plata, para un mol de arsénico 0,65/0,22= 3 moles de plata y 0,84/0,22= 4 moles de oxígeno. La fórmula molecular es Ag₃AsO₄ y la masa molar y/o masa molecular del compuesto es de 463 g/mol.

FORMULA MOLECULAR

La fórmula molecular es una representación convencional de los elementos que forman una molécula o compuesto químico, propuesta por Berzelius a principios del siglo XIX. Una fórmula molecular se compone de símbolos y subíndices numéricos; los símbolos se corresponden con los elementos que forman el compuesto químicorepresentado y los subíndices, con la cantidad de átomos presentes de cada elemento en el compuesto. Así, por ejemplo, una molécula de ácido sulfúrico, descrita por la fórmula

H_{2}SO_{4}

posee dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y 4 átomos de oxígeno. El término se usa para diferenciar otras formas de representación de estructuras químicas, como la fórmula desarrollada o la fórmula esqueletal. La fórmula molecular se utiliza para la representación de los compuestos inorgánicos y en las ecuaciones químicas. También es útil en el cálculo de los pesos moleculares.

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos.

Nombre	Descripción	Representación	Ejemplo
Reacción de síntesis	Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. La siguiente es la forma general que presentan este tipo de reacciones:	A+B → AB Donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la síntesis del cloruro de sodio:	2Na(s) + Cl₂(g) → 2NaCl(s)
Reacción de descomposición	Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.	AB → A+B Donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua:	2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)
Reacción de desplazamientoo simple sustitución	Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.	A + BC → AC + B Donde A, B y C representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO₄):	Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu
Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución	Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.	AB + CD → AD + BC Donde A, B, C y D representan cualquier sustancia química. Veamos un ejemplo de este tipo de reacción:	NaOH + HCl → NaCl + H₂O

MÉTODOS DE BALANCEO

MÉTODO TANTEO

Una vez planteada la reacción se empieza a balancearla seleccionando un elemento que aparezca solo una vez en los reactivos y una vez en los productos.

Ejemplo

K + H₂O→ KOH + H₂

Se observa que el potasio y el oxígeno están en un solo reactivo y producto pero ya se hallan balanceados por lo que se debe balancear el hidrógeno.

K + H₂O→ KOH +1 /2 H₂

Hay 2 átomos de hidrógeno en los reactivos y 3 en los productos por lo que puede balancearse colocando ½ de hidrógeno en los productos

Para no trabajar con números fraccionarios se multiplican reactivos y productos por 2-

2 K + 2 H₂O→ 2 KOH + H₂

MÉTODO ALGEBRAICO

MÉTODO DE REDOX

Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.

OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su estado de oxidación.

REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya su número de oxidación.

Por ejemplo: Un cambio de numero de oxidación de +1 a +4 o de -2 a 0 es oxidación. Una cambio de +4 a +1 o de -1 a -3 es reducción.

En una reacción de redox el agente oxidante acepta electrones ( es el que se reduce) y el agente reductor suministra electrones (es el que se oxida).

Para poder balancear por método de redox es importante recordar como determinar la cantidad de átomos de un elemento en un compuesto, así como determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento y conocer los pasos del método de redox.

PROCEDIMIENTO PARA EL MÉTODO DE REDOX

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.

EJEMPLO:

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente manera:)

jueves, 28 de mayo de 2015

Unidad # 2

NUMERO DE OXIDACIÓN

se denomina numero de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitarias.



	Las reglas son:

	v Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos.

	v Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.


	Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.

	Por ejemplo: Vamos a determinar el número de oxidación del Cl en Cl₂y en HCl.



	Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismo que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.



	Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es +1.

	De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que permiten asignar números de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las cuales a veces pueden ser complejas o desconocidas.


	Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente manera:

	En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el número de oxidación es 0. Por ejemplo: Au^o, Cl₂^o, S₈^o.
	El 0xígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación -1.
	El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un no metal, por ser éstos más electronegativos; y con -1 cuando está combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.
	En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.

	Por ejemplo:
	Na⁺¹ ^{(Carga del ión)} +1 (Número de oxidación)
	S^-2 -2 (Número de oxidación)
	Al⁺³+3 (Número de oxidación)

	v Recordemos que los elementos de los grupos I_A (1) y II_A(2) forman iones de carga +1 y +2 respectivamente, y los del VII_A (17) y VI_A(16), de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.

	v La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es decir, que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de éstos.

	Por ejemplo:

	a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na₂SO₃, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos que no tienen opción, que son el Na: +1 y el O: -2

	+1 X -2
	Na₂S O₃

	Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada elemento.

	La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual:

	(+1) x 2 + X + (-2) x 3 = 0
	2 + X - 6 = 0
	X = + 4


	+1 +4 -2
	Na₂ S O₃

	En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.

	b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el Cr₂O₇⁼ nos basaremos en el O: -2

	X ^_2
	(Cr₂ O₇)^-2

	2 x X + (-2) x 7 = -2 (Suma igual a la carga del ión)

	resolviendo, encontramos que X = + 6

	+6 ^_2
	(Cr₂ O₇)^-2

II.- FORMULA Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

En la primera parte de esta asignatura se determinaron los números de oxidación de los átomos en diferentes especies químicas cuyas fórmulas se dieron como dato. Ahora invertiremos el proceso, es decir, que conociendo los estados de oxidación se podrá deducir la fórmula química, y a partir de ella el nombre de la especie.

Se seguirán las reglas dictadas por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). En las fórmulas, la porción positiva de un compuesto se escribe en primer término, a excepción de algunas especies que por su difundido uso se mantienen con la formulación tradicional. Tal es el caso, entre otros, del amoníaco, NH_3; del ión amonio, NH₄⁺; del metano, CH₄. En cuanto a la nomenclatura, subsisten diferentes sistemas en uso, aunque es recomendable la utilización de la nomenclatura sistemática, ya que aún sin mayores conocimientos puede ser deducida a partir de la fórmula química; o en el caso inverso, dada la nomenclatura, puede escribirse la fórmula correspondiente.

II.- 1.- Óxidos

Los óxidos son compuestos binarios, es decir, formados sólo por dos elementos, uno de los cuales es oxígeno actuando con número de oxidación –2.

a) Óxidos metálicos o básicos:

a₁) Óxidos de metales que actúan con un solo estado de oxidación:

Recorriendo la tabla periódica de izquierda a derecha, encontramos en primer término el grupo IA (1) o de los alcalinos, los que por tener un solo electrón por encima de la estructura de gas noble actúan con carga +1. Para obtener la fórmula química, se debe recordar que la sumatoria de los números de oxidación debe ser cero. En este caso se necesitarán dos iones del metal para neutralizar la carga del oxígeno. En otras palabras la fórmula de estos óxidos será: Li₂O, Na₂O, K₂O, etc., y en general, será M₂O siempre que el metal actúe como +1.

Para nombrar estos óxidos, se sigue la siguiente regla:

La parte variable del nombre figura entre paréntesis. Así, las sustancias anteriormente escritas se denominarán respectivamente óxido de litio, óxido de sodio y óxido de potasio. Es incorrecto escribir óxido de Li u óxido de Na, ya que es una mezcla de nomenclatura con fórmula.

Los metales alcalino térreos o del grupo IIA (2), por poseer dos electrones en el último nivel, actúan con número de oxidación +2 por lo que la fórmula de su óxido será: MgO, CaO, BaO, etc., y en general, será MO. Como ejercitación, nombre los óxidos escritos anteriormente.

El aluminio pertenece al grupo IIIA (13) y su número de oxidación es +3. Escriba la fórmula del óxido y nómbrelo.

a₂) Óxidos de metales que actúan con más de un estado de oxidación:

En el caso de los metales de transición, éstos suelen actuar con más de un número de oxidación; así, el hierro actúa con +2 y +3, originando dos óxidos diferentes: FeO y Fe₂O₃ respectivamente. Nótese que si se sigue la regla anterior, ambos se llamarían óxido de hierro y no se sabría a cuál de las sustancias se está refiriendo. Eso es incorrecto, ya que el nombre debe ser lo suficientemente preciso como para que no quepa la pregunta “¿cuál?” . ¿Cómo se subsana? Utilizando la siguiente regla:

En este caso los nombres serán óxido de hierro (II) y óxido de hierro (III).

¿Cuál es la fórmula del óxido de manganeso (IV)?

En primer término se escriben los elementos que forman la sustancia: MnO, y nos ayudamos con los números de oxidación, –2 para el oxígeno y +4 para el Mn, indicado por los números romanos; luego haremos que la sumatoria de los números de oxidación sea cero, quedando: MnO₂.

Esta nomenclatura también es utilizada con los elementos representativos que actúan con más de un estado de oxidación (G IIIA (13) al VIA (16)). Ejemplo: PbO se denomina óxido de plomo (II)

Resumiendo: la nomenclatura que hemos utilizado en a₁ (no es necesario aclarar el número de oxidación) y a₂ (es indispensable aclarar el número de oxidación) se denominanomenclatura sistemática de Stock o de numeración romana. Es la de uso más frecuente para los compuestos metálicos.

b) Óxidos no metálicos o ácidos:

Para ellos seguimos las mismas reglas de escritura, pero la nomenclatura más frecuente es la de los prefijos griegos; éstos indican el número de átomos de cada elemento y los más usados son:

Prefijo	mono	di	tri	tetra	penta	hexa	hepta	octa	nona	deca
Número de átomos	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10

La regla para nombrarlos es:

El primer prefijo indica el número de átomos de oxígeno, y cuando termina con

las letras a u o, se elimina antes de la palabra óxido: así, no se dice heptaóxido, sino, heptóxido. El segundo prefijo indica el número de átomos del no metal y no se usa cuando tiene un solo átomo: así, el CO₂ se nombra dióxido de carbono y no dióxido de monocarbono.

Por ejemplo:

N₂O monóxido de dinitrógeno

P₄O₁₀ decóxido de tetrafósforo

Nótese lo fácil que resulta escribir la fórmula de una sustancia si se utiliza esta nomenclatura; inténtelo con: dióxido de azufre, pentóxido de dicloro, tetróxido de dinitrógeno.

Nota: Es correcto utilizar ambas formas de nomenclatura para metales y no metales. Lo que se explicó anteriormente, es la utilizada con preferencia y no con exclusión. Así, Cu₂O se denomina óxido de cobre (I) (más común) o monóxido de dicobre y CO se denomina monóxido de carbono (más común) u óxido de carbono (II).

Anteriormente se utilizaba la llamada nomenclatura clásica que utiliza el sufijo osocuando el elemento que tiene número de oxidación positivo actúa con su menor estado de oxidación, y el sufijo ico cuando actúa con el mayor. Volviendo a ejemplos ya citados el FeO se denomina óxido ferroso, y el Fe₂O_3, óxido férrico, igualmente el SO₂ se denomina óxido sulfuroso y el SO₃, óxido sulfúrico. El inconveniente de esta nomenclatura estriba en que exige el conocimiento de los estados de oxidación del elemento, puesto que sólo nos indica que es el mayor o el menor, pero no cuál es su valor. Además, no sirve para especies que presentan más de dos números de oxidación.

II.- 2.- Hidróxidos

Estas sustancias se caracterizan por la existencia del ion OH^- o ion hidroxilo combinado con un catión.

Si simbolizamos a un catión metálico como M ⁺ⁿ, la fórmula general será: M(OH)_n. Se denominan de igual manera que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidróxido (nomenclatura sistemática o de Stock).

Por ejemplo:

Mg(OH)₂ Hidróxido de magnesio

Fe(OH)₃ Hidróxido de hierro (III)

Cuando el NH₃ se disuelve en agua, se encuentran en solución OH^- y NH₄⁺ por lo que habitualmente se lo denomina hidróxido de amonio y se lo formula NH₄OH.

La regla para nombrar a los hidróxidos es:

II.- 3.- Ácidos Oxigenados u Oxácidos

Pueden representarse por la fórmula general H_xA O_ydonde A representa a un no metal, actuando con número de oxidación positivo (a veces, puede tratarse de un metal de transición).

Existen dos nomenclaturas:

a) La clásica o funcional es la misma que se utiliza en los óxidos ácidos; así, si un elemento es capaz de formar 2 oxácidos, el construido con el elemento actuando con su mayor estado de oxidación llevará el nombre del elemento seguido de la terminación ico y si está actuando con el menor llevará el nombre del elemento seguido de la terminaciónoso anteponiendo en ambos casos el término ácido. Los oxácidos más frecuentes con los que trabajaremos son:

Grupo IV A (14)	Grupo V A (15)	Grupo VI A (16)
H₂CO₃ ácido carbónico	HNO₂ ácido nitroso	H₂SO₃ ácido sulfuroso
*	HNO₃ ácido nítrico	H₂SO₄ ácido sulfúrico
*	H₃PO₃ ácidofosforoso	*
*	H₃PO₄ ácido fosfórico	*

En el caso del Grupo VII A (17) los oxácidos formados responden a la fórmula general H X O_n donde n puede variar entre 1 y 4, y X representa al Cl, Br o I.

¿Podría Ud. justificar por qué X no representa al F?

El sufijo oso corresponde al estado de oxidación +3 para X y el sufijo ico corresponde al estado de oxidación +5 para X. Ambos estados son intermedios. Cuando el estado de oxidación de X es +1, por ser menor que el designado con oso, se le antepone el prefijohipo, y cuando el estado de oxidación es +7, por ser mayor que el designado con ico, se le antepone el prefijo hiper, abreviado per.

En general:

Por ejemplo:

HBrO ácido hipobromoso

HClO₂ ácido cloroso

HIO₃ ácido yódico

HClO₄ ácido perclórico

b)La nomenclatura sistemática indica el número de átomos de oxígeno mediante el uso de los prefijos griegos (a excepción de mono) seguido del sufijo oxo y luego se agrega el nombre del elemento siempre terminado en ico, y su estado de oxidación en números romanos.

En general:

Ejemplos:

H₂SO₃ ácido trioxosulfúrico (IV)

H₂SO₄ ácido tetraoxosulfúrico (VI)

¿Cuál es la fórmula del ácido tetraoxosilícico (IV)? Pondremos los símbolos de los elementos: HSiO, luego utilizamos el subíndice 4 para el oxígeno quedándonos H_xSiO₄ y finalmente a través del número de oxidación del silicio dado en la nomenclatura (IV), se puede calcular el número de átomos de H:

1.X + 4 – 8 = 0, por lo tanto, X = 4 , quedando así la fórmula H₄SiO₄.

Utilizando esta nomenclatura, no es necesario conocer si el elemento tiene o no diferentes estados de oxidación. Lamentablemente su uso no es lo suficientemente habitual y la mayoría denominaría simplemente al ácido HClO como ácido hipocloroso (funcional o clásica) y no ácido oxoclórico (I) (sistemática).

II.- 4.- Compuestos binarios del Hidrógeno

a) Los compuestos de hidrógeno con metales son los llamados hidruros.

En estas sustancias el metal es el elemento que lleva el número de oxidación positivo, correspondiéndole al hidrógeno –1. La fórmula general para un metal con estado de oxidación +n será MH_n,denominándose igual que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidruro:

Ejemplos:

KH hidruro de potasio

CuH hidruro de cobre (I)

b) El hidrógeno también forma compuestos con los no metales.

En este caso el hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y se denominan

Los elementos del grupo VII A (17) forman con el hidrógeno sustancias de fórmula HX, donde X es F, Cl, Br o I y sus nombres serán Fluoruro de Hidrógeno, Cloruro de Hidrógeno, etc. El S por pertenecer al Grupo VIA (16) formará H₂S, cuyo nombre es Sulfuro de Hidrógeno. Los elementos N y P, que pertenecen al Grupo VA (15), forman con el hidrógeno NH₃ y PH_3, que se nombran frecuentemente en forma trivial amoníaco y fosfina respectivamente. (Nótese la excepción en la forma de escritura de la fórmula ya mencionada anteriormente). Dé la nomenclatura sistemática de estas especies.

II.- 5.- Hidrácidos

Cuando los compuestos hidrogenados derivados de elementos de los grupos VIA (16) y VIIA (17) se disuelven en agua, originan iones Hidrógeno y pasan a denominarseHidrácidos (ácidos sin oxígeno).

Para nombrarlos debemos decir así:

Las sustancias del inciso 4 pasarán a denominarse: ácido fluorhídrico, ácido clorhídrico, ácido bromhídrico y ácido sulfhídrico.

Nótese que no se incluyen en este grupo los derivados de no metales de los Grupos IVA (14) y VA (15).

II.- 6.- Aniones

Los ácidos, como hemos visto, generan H⁺ en solución acuosa, originando simultáneamente un anión que posee tantas cargas negativas como Hidrógenos se hayan cedido.

Se denominan con los siguientes sufijos:

a) Anión de hidrácido

Por ejemplo:

F^- Fluoruro, S⁼ Sulfuro. Como el ácido sulfhídrico posee más de un H, podrá perder un solo protón, originando el anión HS^-, y para denominarlo hay que añadir el término hidrógeno. Este ion se denominará por lo tanto, ion hidrógeno sulfuro.

b) Los oxoácidos originan aniones que sustituyen la terminación ico por ato tanto en la nomenclatura funcional como en la sistemática, y se sustituye la de oso por ito si se trabaja con la funcional.

Veamos a continuación algunos ejemplos y complete los espacios vacíos:

Anión	Nomenclatura funcional	Nomenclatura sistemática
NO₃^-	Nitrato	Trioxonitrato (V)
NO₂^-	Nitrito	Dioxonitrato (III)
ClO^-	Hipoclorito	Oxoclorato (I)
ClO₂^-	Clorito	Dioxoclorato (III)
ClO₃^-
ClO₄^-

En resumen:

En resumen:	Ácido	Anión
Sin oxígeno	-----hídrico	------uro
Con oxígeno	-------ico	------ato
Con oxígeno	-------oso	------ito

Las celdas sombreadas no existen en la nomenclatura sistemática.

Cuando los oxácidos poseen más de dos hidrógenos originan diferentes aniones hidrogenados y deben diferenciarse usando los prefijos griegos para indicar el número de hidrógenos que aún contienen.

Veamos los siguientes ejemplos y complete los espacios vacíos.

Anión	Nomenclatura funcional	Nomenclatura sistemática
H₂PO₄^-	Dihidrógenofosfato	Dihidrógenotetraoxofosfato (V)
HPO₄^-2	Hidrógenofosfato	Hidrógenotetraoxofosfato (V)
HSO₄^-	Hidrógenosulfato	Hidrógenotetraoxosulfato (VI)
HSO₃^-
HCO₃^-

II.- 7.- Sales binarias

Estas sustancias se componen de un anión proveniente de un ácido y de un catión generalmente metálico.

Se denominan

Durante el curso utilizaremos frecuentemente un catión no metálico: NH₄⁺ denominadoamonio, y sus compuestos se denominan siguiendo las mismas reglas dadas.

Veamos algunos ejemplos usando la nomenclatura funcional, dejando la sistemática como ejercitación.

Sal	Nomenclatura funcional	Nomenclatura sistemática
K₂SO₄	Sulfato de Potasio
FePO₄	Fosfato Férrico
NH₄NO₃	Nitrato de amonio
Al₂(CO₃)₃	Carbonato de aluminio
HgI₂	Ioduro mercúrico
Cr(H₂PO₄)₃	Dihidrógenofosfato de cromo(III)
NH₄(HCO₃)	Hidrógenocarbonato de amonio
Ca(HS)₂	Hidrógenosulfuro de calcio

II.- 8.- Peróxidos

Son compuestos binarios del oxígeno, que presentan la particularidad de que dos átomos de oxígeno se unen entre sí, lo que determina que su número de oxidación sea –1.

Se denominan sustituyendo la palabra óxido por peróxido.

Así:

Na₂O₂ Peróxido de sodio

BaO₂ Peróxido de bario

H₂O₂ Peróxido de hidrógeno (más conocido por su nombre trivial de agua

oxigenada).

II.- 9.- Otros aniones utilizados frecuentemente en este curso:

a) Oxoaniones cuyo elemento central es un metal

Anión	Nomenclatura funcional
MnO₄^-	Permanganato
CrO₄^-2	Cromato
Cr₂O₇^-2	Dicromato

b) Aniones no oxigenados

Anión	Nomenclatura funcional
CN^-	Cianuro
SCN^-	Sulfocianuro

Resumen de reacciones típicas:

III.- MASAS MOLECULARES

Con idéntico criterio a lo tratado con respecto a los átomos, podemos definir las unidades de masa moleculares con sólo cambiar el término atómico por molecular.

Así, tendremos: Masa molecular relativa ( M.M.R) o simplemente masa molecular (M.M.) es un número adimensional que expresa cuántas veces más masa tiene una molécula que la uma. Su valor se obtiene sumando las M.A. de todos los átomos que componen a la molécula.

Por ejemplo:

Calculemos la M.M.R de una sustancia cuya fórmula es C₂H₆O:

M.M.R = 12 x 2 + 1 x 6 + 16 = 46

Para las sustancias iónicas o para las macromoléculas, donde no existen las moléculas, la denominación correcta sería masa fórmula en lugar de masa molecular, ya que en su cálculo se utiliza la fórmula empírica. (Aunque esta denominación sería la más estricta, la costumbre hace que se admita la denominación de masa molecular en todos los casos).

Masa Molecular gramo o masa de la moléculagramo: es la masa de un mol de moléculas, y se obtiene añadiendo la unidad “gramo” a la M.M. En el ejemplo anterior, una moléculagramo de C₂H₆O tiene una masa de 46 g.

Masa molecular absoluta: es la masa verdadera de una molécula y se obtiene añadiendo la unidad “uma” a la M.M. Siguiendo con el ejemplo dado, la masa de una molécula será de 46 uma o reemplazando una por su equivalente en g:

46 x 1,66 x 10^{- 24}g = 7,636 x 10 ^-23 g.

Volumen Molar: Se define así al volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia. Si ésta es un gas, el volumen ocupado por un mol es de 22,4 litros si se mide a 0^o C y 1 atmósfera de presión, condiciones que se conocen con el nombre de “condiciones normales de presión y temperatura o C.N.P.T”, o simplemente, “condiciones normales: C.N.".

Ahora estamos en condiciones de poder interpretar a la fórmula química con mayor profundidad, es decir desde el aspecto cuantitativo. Éste puede estudiarse según dos puntos de vista, para lo cual utilizaremos como ejemplo al CO₂:

a) Punto de vista molecular

CO₂	C	O
1 molécula	1 átomo	2 átomos
44 uma	12 uma	32 uma
7,3 x 10 ^–23 g	2 x 10 ^–23 g	5,3 x 10 ^–23 g

b) Punto de vista molar

CO₂	C	O
1 mol de moléculas	1 mol de átomos	2 moles de átomos
44 g	12 g	32 g
1 molécula gramo	1 átomo gramo	2 átomo gramo
6,023 x 10 ²³ moléculas	6,023 x 10 ²³ átomos	2 x 6,023 x 10 ²³ átomos
22,4 l (C.N.)	-----------	----------

Ejercicios resueltos:

1.- ¿Cuántos átomos de O hay en 8,55 g de Al₂(SO₄)₃?

M.M.: 27 x 2 + 32 x 3 + 16 x 12 = 342

Masa de la moléculagramo: 342 g

342 g de Al₂(SO₄)₃ .......................... 12 x 6,023 x 10²³ átomos de O

8,55 g de Al₂(SO₄)₃ ......................... x = 1,8 x 10²³ átomos de O

2.- ¿Cuántos átomogramos de S hay en 3 x 10²² “moléculas” de Al₂(SO₄)₃?

6,023 x 10²³ moléc.......................... 3 átomogramos de S

3 x 10²² moléc. .......................... x = 1,5 x 10^{- 1} átomogramos de S

3.- ¿Cuántos átomos de Al se habrán combinado con 2400 uma de O

para formar Al₂(SO₄)₃?

III.1.-Composición centesimal

La composición centesimal indica la masa de cada elemento presente en 100 g de un compuesto.

Calculémosla para el H₂O, cuya M.M.R es 1 x 2 + 16 = 18

18 g de H₂O ............................ 16 g de O

100 g de H₂O ............................. x = 88,9 g de O

18 g de H₂O ............................. 2 g de H

100 g de H₂O ............................. x = 11,1 g de H

La fórmula centesimal del agua será entonces: 88,9 % de O y 11,1 % de H. Se podría alegar que teniendo el porcentaje del O, el del H podría calcularse por una simple diferencia. Ello es correcto, pero el efectuar todos los cálculos por separado y luego sumarlos, servirá de verificación de que no se han cometido errores, ya sea de planteo o de cálculo, lo que pasaría inadvertido en caso de calcular la masa del último elemento por diferencia.

a) Fórmula mínima o empírica: se denomina así a la fórmula que indica la relación numérica que guardan los elementos, expresada mediante el menor número entero posible de los átomos de cada uno.

b) Fórmula molecular: se denomina así a la verdadera fórmula de la sustancia.

En muchos casos la fórmula mínima coincide con la molecular, como por ejemplo en H₂O, CO₂, NH₃, etc. En otras sustancias esta coincidencia no existe; así en el C₆H₆ se observa que la F.M. será CH, y la única información que nos dá es que en esa sustancia se encuentran tantos átomos de C como de H, pero no se informa de cuál es su número; para el C₆H₁₂O₆ se obtiene una F.M. CH₂O lo que nos indica que en ella haya tantos átomos de C como de O, y el doble de átomos de H. De lo dicho, se desprende que la fórmula química coincide con la mínima o es un múltiplo de la misma:

Fórmula molecular = n x fórmula mínima

donde n es un número entero mayor o igual a 1, según el caso considerado, e indica cuántas veces se repite la fórmula mínima en la molecular.

Anteriormente calculamos la composición centesimal de una sustancia, conociendo su fórmula química; este proceso puede ser invertido, es decir que si se conoce la composición centesimal, se puede determinar la fórmula mínima.

Por ejemplo:

Se sabe que una sustancia está constituida por un 43,6% de P y 56,4 % de O, y se desea conocer su F.M.. Podremos efectuar el siguiente razonamiento suponiendo que partimos de 100 g de muestra:

31 g de P ........................ 1 átomogramo P

43,6 g de P ........................ x = 1,41 átomogramos de P

16 g de O ........................ 1 átomogramo de O

56,4 g de O ...................... x = 3,53 átomogramos de O

La proporción de átomos de los distintos elementos en una sustancia es la misma que la de átomogramos; por consiguiente en este compuesto se encontrarán 1,41 átomos de P por cada 3,53 átomos de O. Sin embargo, la proporción debe guardar una relación de números enteros, ya que de otra forma mantiene un sentido matemático, pero no físico, ya que los átomos no pueden fraccionarse en una sustancia. Si dividimos a todos los átomogramos (para no romper la relación, es decir no cambiar la composición centesimal) por el más pequeño, se obtiene:

Para y para el

Aún no se ha logrado la proporción de números enteros, pero si multiplicamos ambos valores por 2, obtendremos que la F.M. será P₂O₅. La fórmula de la sustancia podría ser:

P₂O₅, P₄O₁₀, P₆O₁₅,P₈O₂₀ etc.

Por lo tanto para poder determinarla unívocamente se debe disponer de un dato adicional como por ejemplo saber que en 0,25 moles de la sustancia hay 1,506 x 10²⁴ átomos de O. Podremos plantear entonces :

0,25 moles de la sust. ....................... 1,506 x 10²⁴ átomos de O

1 mol de la sust. ......................... x = 6,024 x 10²⁴ átomos de O

Esa cantidad de átomos son los que se encuentran en 10 átomogramos, lo que indica que la fórmula será la segunda: P₄O₁₀ .

Otro dato que podría conocerse es la masa molecular; en este caso es 284, y utilizando la fórmula:

Masa Molecular = n x Masa de la fórmula mínima

Entonces: 284 = n x (31 x 2 + 16 x 5) = n x 142

de donde n = 2, es decir que la fórmula mínima se encontrará repetida 2 veces en la molecular: (P₂O₅) x 2 = P₄O₁₀

Otra manera de encarar este tipo de problema si se conoce la masa molecular es la siguiente:

La masa molecular del ácido cítrico es 192,13, y está compuesto por 37,51% de C, 58,29 % de O y 4,20 % de H. Determinar sus fórmulas mínima y molecular.

100 g de sustancia ...................... 37,51 g de C

192,13 g de sust. ...................... x = 72,07 g de C ,

(1 mol) ....................... 6 átomogramos de C

Encntramos que en un mol de la sustancia hay 6 átomogramos de C, o lo que es lo mismo, que en una molécula hay 6 átomos de C. Trabajando con idéntico criterio para los otros elementos determinaremos que la fórmula química es C₆H₈O₇, y de ella podemos deducir la fórmula mínima, que en este caso será coincidente con la fórmula química.-

IV.- REACCIÓN QUÍMICA Y ECUACIÓN QUÍMICA

La reacción química es un proceso durante el cuál unas sustancias se transforman en otras mediante la ruptura y/o creación de enlaces. En otras palabras, lo que ocurre es un intercambio de átomos. Para representar este fenómeno se hace uso de la ecuaciónquímica.

Las sustancias reaccionantes se denominan reactivos, y se escriben del lado izquierdo mediante sus respectivas fórmulas, separadas por el signo más; las sustancias que se obtienen se denominan productos de la reacción, o más comúnmente productos, y se escriben del lado derecho mediante sus respectivas fórmulas, también separadas por el signo más. Entre reactivos y productos se intercala una flecha que indica el sentido de la reacción. El orden de escritura de la ecuación es, en primer término bien formulados, los reactivos y los productos:

CO + O₂ ® CO₂

Ésta expresión no es cuantitavivamente correcta, debido a que no respeta la ley de conservación de la masa. En otros términos, por lo dicho anteriormente, deben existir tantos átomos de cada elemento al principio como al final de la reacción, lo que se explícita mediante el uso de coeficientes delante de las fórmulas, proceso que se denomina balanceo, ajuste o equilibrio. Estos coeficientes son siempre números enteros y mantienen la menor proporción; en el ejemplo que estamos considerando, los mismos serán:

2 CO + O₂ ® 2 CO₂

Esta expresión puede ser interpretada desde dos puntos de vista, tal como se vio anteriormente, aplicándolo a cada especie que aparece en la ecuación:

a) Punto de vista molecular

2 moléc. + 1 moléc ® 2 moléc.

2 x 28 uma + 32 uma ® 2 x 44 uma

2 x 28 x 1,67x 10^-24 g + 32 x 1,67x 10^-24 g ® 2 x 44 x1,67x 10^-24 g

b) Punto de vista molar

2 moles CO +	1 mol O₂ ®	2 moles CO₂
2 x 28 g	32 g ®	2 x 44 g
2 moléc-gramo	1 moléc-gramo ®	2 moléc-gramo
2 x 22,4 litros	22,4 litros ®	2 x 22,4 litros
2 x 6,023 x 10²³moléc.	6,023 x 10²³ moléc®	2 x 6,023 x 10²³ moléc.

En realidad, la ecuación posee un sentido más amplio, ya que no sólo nos indica que 2 moles de CO reaccionan con 1 mol de O₂, sino que se necesita el doble de moles de CO, sea cuál sea la cantidad considerada, que de moles de O₂ . Y con idéntico criterio, se van a obtener tantos moles de CO₂ como moles de CO hayan reaccionado, o, si consideramos el otro reactivo, se obtendrá el doble de moles de producto que los moles de O₂ que han reaccionado. Por esta razón los cálculos estequiométricos pueden resolverse fácilmente utilizando reglas de 3 simple, en las cuales el primer renglón es la lectura de la ecuación en las unidades pedidas, o bien utilizando el sistema de proporciones o cualquier otro método algebraico.

Por ejemplo:

N₂ + 3 H₂ ¾¾® 2 NH₃

Calculemos los gramos de H₂ que reaccionarán con 0,12 moles de N₂:

Según la interpretación molar:

a) 1 mol de N₂ reacciona con 3 moles de H₂ (surge de la ecuación)
conviene llevar los moles de H₂ a g ya que nos solicitan masa (y no moles) de H₂ que habrán de reaccionar:

1 mol de N₂ ® 3 x 2 g H₂ (por la ecuación)

0,12 moles de N₂® x = 0,72 g H₂

b) Calcule la masa de NH₃ a obtener en g cuando reaccionan 3,01 x 10²² moléculas de H₂ :

3 mol de H₂ ® 2 moles de NH₃ (ecuación)

3 x 6,02 x 10₂₃ moléc. H₂ ® 2 x 17 g NH₃ (ecuación)

3,01 x 10²³ moléc. H₂ ® x = 5,66 g NH₃

c) Calcule cuántas moléculas de H₂ reaccionarán con 1,5 x 10²² moléculas de N₂:

1 mol de N₂ ® 3 moles de H₂ (ecuación)

6,02 x 10²³ moléc. N₂ ® 3 x 6,02 x 10²³moléc. H₂ (ecuación)

1,5x10²² moléc.N₂ ® x = 4,5 x 10²³ moléc.H₂

IV.- 1.- Reactivo limitante

En los ejemplos anteriores se hace mención de uno solo de los reactivos, interpretándose que del o de los otros reactivos se dispone cantidad suficiente. Si los reactivos se encuentran exactamente en cantidades estequiométricas, el sistema final solo contendrá productos, ya que se habrán agotados los reactivos simultáneamente.

En el caso de que se haga mención a más de un reactivo lo primero que debe determinarse es si se encuentran o no guardando la relación estequiométrica. En el primer caso los cálculos de productos obtenidos se podrá efectuar con cualquiera de los reactivos. Pero si los reactivos no guardan relación estequiométrica, uno de ellos se encontrará en menor cantidad que la necesaria para que el otro reactivo se transforme en su totalidad. Por ese motivo a este reactivo que está en menor proporción que el otro se lo denomina reactivo en defecto o reactivo limitante (limita el desarrollo de la reacción).

Por ejemplo:

¿Cuántos gramos de CO₂ se obtienen cuando se mezclan 3 moles de CO con 60 g de O₂?

2 mol CO ® 32 g de O₂

3 mol CO ® x = 48 g de O₂

Esto significa que para que reaccionen completamente los 3 moles de CO, se requieren 48 g de O₂; en otras palabras de los 60 g de O₂ iniciales reaccionan solamente 48 g, quedando 12 g sin reaccionar. Por esta razón se dice que el O₂es el reactivo en exceso, mientras que el CO es el reactivo en defecto o limitante, ya que es el que determina las cantidades de producto obtenido.

A idénticas conclusiones se llega efectuando el cálculo efectuando el cálculo en base al O₂:

32 g O₂ ® 2 mol de CO

60 g de O₂ ® x = 3,75 mol CO

Según este cálculo los 60 g de O₂requieren 3,75 moles de CO, pero solo se disponte inicialmente de 3 moles, lo que determina que el CO se consume en su totalidad.

El cálculo de obtención de CO₂ debe realizarse entonces en base al reactivo limitante:

2 mol de CO ® 2x 44 g CO₂

3 mol de CO ® x = 132 g de CO₂

Nótese que en estos casos al final de la reacción no solo se encontrarán los productos, sino que también se encontrará el reactivo en exceso en una cantidad igual a la cantidad inicial menos la cantidad que reaccionó; en este caso 132 g de CO₂y 12 g de O₂ .