Es la parte de la química que trata los
cálculos de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las ecuaciones
químicas, recibe el nombre de estequiometria; dicho de otro modo, la
estequiometria estudia la composición de las sustancias en masa o volumen.
Mol o Molécula
Es la cantidad de una sustancia cuya
masa en gramos es igual al peso molecular.
Número de Avogadro
El número de moléculas que existen en un
mol es igual a 6,0221367 x 1023 y se
llama número de Avogadro y se representa por el símbolo NA o L. en una mol de
cualquier sustancia hay 602 000, 000 000, 000 000, 000 000, (seiscientos dos
mil trillones) de moléculas.
Átomo Gramo
Es de igual valor que el peso atómico,
pero expresado en gramos (no en umas).
Peso Molecular
Es la suma de los pesos atómicos de los
átomos que forman la molécula. También es promedio, también es relativo, y se
puede expresar en umas o en una nueva unidad llamada umm (unidad másica
molecular) que tiene igual valor numérico.
Cálculos Estequiométricos
Los cálculos estequiométricos son
aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se va a
obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos
o, por el contrario, las cantidades de reactivo que se han de utilizar para
obtener una determinada cantidad de producto.
Composición Porcentual
Sabemos que la cantidad de materia, es
decir, la masa de los átomo se concentra en su núcleo y que la unidad para
medirla es 1/12 de la masa del isótopo 12 de carbono llamada unidad de masa
atómica (uma)
Además, conoces que lo átomos de un ,
mismo elemento no son exactamente iguales en su masa, es por eso que las masas
atómicas que se consignan en la tabla periódica son fraccionarias, y
corresponden al promedio de las masas de los distintos isótopos que forman un
elemento dado.
Para obtener la composición porcentual
de las sustancias:
·
Se
obtiene la masa molecular.
·
Tomando
la masa molecular como el 100%, se determinan las proporciones de las masas de
cada uno de los constituyentes
Ejemplo calculando la composición
porcentual del hidróxido de sodio (NaOH).
NaOH
Na= 23
x 1 = 23
uma
O
= 16 x 1 = 16
uma
H = 1 x 1 =
1 uma s
40 uma
Para el Sodio (Na):
40
---------------- 100 
23 ---------------- x (Na)
= 57.5%
Para el Oxígeno (O):
40
---------------- 100 
16 ---------------- x (O)
= 40%
Para el Hidrógeno (H):
40
---------------- 100 
1
---------------- x (H)
= 2.5%
Ahora se suman los porcentajes:
Na = 57.5% O = 40% H
= 2.5% Total - 100%
En este caso la suma de los porcentajes
es 100 ya que en las divisiones no hubo residuos.
Formula Mínima.
También es llamada empírica, la cual se
refiere a la proporción en números enteros de los átomos de cada elemento en un
compuesto (NaCl, H2SO4, CaBr2, etc.)
Formula Molecular.
Representa el número real de átomos de
cada elemento en una molécula del compuesto (H2O, C6H6, NH3, etc.)
CÁLCULO MASA - MASA
El método de factor molar se basa en la
relación del número de moles entre dos sustancias que participan en una
reacción química.
Ejemplo: Determinar la masa en gramos de
SO3 que se producen cuando se tratan 500 gramos de oxígeno con exceso de
SO2.
2 SO2 + O2 -->
2SO3
Paso 1: Balancear la ecuación
Paso 2: Determinar el factor molar, que es igual a el número de moles buscados sobre el número de moles conocidos, es decir:
Fm = 2 Mol SO2/ 1 Mol O2
500g O2 * 1Mol O2/32g O2 = 15.625 mol O2
Paso 4: Hallar los moles de SO3 a partir de los de O2
15.625mol O2 * 2mol SO3/1 mol SO3 = 31.25 mol SO2
Paso 5: Hallamos los gramos de SO3 a
partir de los 31.25 mol SO3
31 mol SO2 * 80.06 g SO3 / 1 mol SO3 = 2501.81 g SO3
CÁLCULOS MOL – MOL
En este tipo de relación la sustancia de
partida está expresada en moles, y la sustancia deseada se pide en moles.
En los cálculos estequiométricos los resultados se reportan redondeándolos a
dos decimales. Igualmente, las masas atómicas de los elementos, deben
utilizarse redondeadas a dos decimales.
Para la siguiente ecuación balanceada:
4 Al + 3O2 ====> 2 Al2O3
PASO 1
Balancear la ecuación, revisando la
ecuación nos aseguramos de que realmente está bien balanceada. Podemos
representar en la ecuación balanceada el dato y la incógnita del ejercicio.
4 Al + 3O2 ===> 2 Al 2 O3
?mol 5.27 mol
PASO 2
Identificar la sustancia deseada y la de
partida.
Sustancia deseada: El texto del
ejercicio indica que debemos calcular las moles de aluminio, por lo tanto esta
es la sustancia deseada. Se pone la fórmula y entre paréntesis la unidad
solicitada, que en este caso son moles.
Sustancia deseada: Al (mol)
Sustancia de partida: El dato
proporcionado es 5.27 mol de óxido de aluminio (Al2O3)
por lo tanto, esta es la sustancia de partida. Se anota la fórmula y entre
paréntesis el dato.
Sustancia de partida: Al2O3
(5.27 mol)
PASO 3
Aplicar el factor molar, las moles de la
sustancia deseada y la de partida los obtenemos de la ecuación balanceada.
4 Al + 3O2 ===> 2 Al 2 O3
?mol 5.27 mol
Se
simplifica mol de Al2O3 y la operación que se realiza es
5.27 mol de Al2 O3 [4 mol Al / 2 mol Al2 O3]
Señale claramente el resultado final.
La respuesta es: 10.54 mol de Al.
REACTIVO LIMITANTE
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:
4 mol de Al / 3 mol de O2 = 2 mol de Al / n(O2)
n(O2) = 1.5 mol de O2
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.
Fíjate en la animación siguiente, que te
ayudará a entender el concepto de reactivo limitante y excedente (el título es
"estudio de la evolución de una reacción"). En ella se hacen
reaccionar dos sustancias (A y B) para formar otras dos (C y D); puedes variar
los coeficientes estequiométricos y la cantidad de sustancia inicial de A y de
B. Haciendo descender el cursor central la reacción avanza.
Molaridad (M):
Existen distintas formas de expresar la
concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son: gramos por
litro (g/l) y Molaridad (M). Los gramos por litro indican la masa de soluto,
expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución,
expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una
concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro
de disolución.
La Molaridad se define como la cantidad
de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de
disolución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El
número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la
masa de un mol (masa molar) de soluto. Por ejemplo, para conocer la Molaridad
de una disolución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio
(NaCl) hasta obtener 2 litros de disolución, hay que calcular el número de
moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas
atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el número de
moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6
molar).
Molalidad(m):
La molalidad se define como el número de
moles de soluto disueltos en 1kg de disolvente esto quiere decir:
Molalidad= Moles de soluto
masa de disolvente (Kg)
Por ejemplo para preparar una disolución
acuosa 1 molal o 1m de sulfato de sodio (Na2SO4) es necesario disolver 1
mol(142.0g) de la sustancia en 1000g de agua. Dependiendo de la naturaleza de
la interacción soluto disolvente, el volumen final de la disolución será mayor
o menor de 1000ml. También es posible, aunque muy improbable que el volumen
final sea de 1000ml
Cabe hacer la aclaración que para
expresar Molaridad se utiliza (M) y para
expresar Molalidad se utiliza (m)
Fracción Molar: Es una cantidad
adimensional que expresa la relación del número de moles de un componente con
el numero de moles de todos los componentes presentes. Siempre es menor que 1,
excepto cuando A es el único componente presente. En ese caso nb=0 y
Xa=nA/na=1. Cabe mencionar que la suma de las fracciones molares debe ser igual
a 1 por ejemplo:
XA + XB = na /(nA+nB) +
nB/( nA+nB) = 1
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