2. Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la
conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría que la
podemos definir como el procedimiento por medio del cual se determinan las
cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química.
Su etimología deriva del griego stoicheion que significa primer principio o
elemento y metron que significa medida.
MOL
Mol, unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), definida como la
cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en
0,012 kg (12 g) de carbono 12. Esa cantidad de partículas es
aproximadamente de 6,0221 1023, el llamado número de Avogadro. Por
tanto, un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada en
gramos es numéricamente igual a la masa atómica de dicha sustancia.
3. La masa de los átomos y de las moléculas se mide tomando como unidad la
llamada:
unidad de masa atómica (u),Doceava parte de la masa atómica del átomo de
carbono 12
Masa atómica es la masa de un átomo, medida en u. Por ejemplo, cuando decimos que la masa atómica
del calcio es de 40 u. Estamos indicando que es 40 veces mayor que la doceava parte de la masa de un
átomo de carbono 12.
Masa molecular es la masa de una molécula, medida en u. Es la suma de las masas de los átomos que
forman la molécula.
El término masa molecular se debe reservar para las sustancias que existen en forma de moléculas
discretas; al referirse a compuestos iónicos y a otros en los que no existen moléculas discretas es
preferible utilizar la expresión masa fórmula.
4. Mol . El concepto de mol se ha generalizado como un número de partículas y es
frecuente encontrar expresiones como: “un mol de átomos, “un mol de iones”, “un mol de
electrones”, etc. En todos los casos un mol contiene 6.02X1023 partículas: un mol de
electrones contiene 6.02X1023 electrones, un mol de iones contiene 6.02X1023 iones etc.
Al número se le conoce como número de Avogadro
¿Cuántas moléculas existen en 2 moles de oxígeno, 3 moles de agua,
0.5 moles de NH₃ y en 100 moles de NaCl ?
6.02X1023
12.04X10²³
5. Estequiometria. Se denomina estequiometrÍa al estudio de las reacciones cuantitativas que
existen entre las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.
Pasos fundamentales en la resolución de problemas de estequiometria:
a) Escribir la ecuación química.
b) Balancearla.
c) A partir de la reacción balanceada, calcular las masas, moles o moléculas de las sustancias que
se mencionan en al problema.
Ejemplo:
a) Se escribe la ecuación química: N₂ + H₂ NH₃
b) Balancearla: N₂ + 3 H₂ 2NH₃
c) La masa en gramos de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción química se puede
calcular de la siguiente manera:
Multiplicando el número de moles por la masa molecular
n (moles) X masa molecular (g/mol) = g
Ejercicio4. En la siguiente reacción, indicar la masa en gramos de cada una de las
sustancias
N₂ + 3H₂ 2NH₃
6. “Ley de Proust. “Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto, la relación en masa en que lo
hacen es siempre la misma.
Ejercicio 5. Calcular la composición en % (centesimal) de las sustancias que se indican en
la tabla, llenando los espacios correspondientes:
% elemento = masa del elemento X100
masa del compuesto
Proust observó que el
agua está formada
siempre por 11 partes por
100 de hidrógeno y por
89 partes por 100 de
oxígeno, sea cual sea su
procedencia.
En la molécula de agua
hay 11 % de Hidrógeno
y 89 % de Oxígeno.
Compues
to
Element
o
Cálculo
%
Resultad
o
Suma de
%
H₂O H 2/18 X100 11.11 %
O 16/18X10
0
88.89 % 100 %
7. PROBLEMAS DE
ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto se formará a partir de
cierta cantidad de reactivo ó que cantidad de reactivo se necesita para obtener
una cantidad “x” de producto; es por ello que se realizan cálculos
estequiométricos.
Se pueden hacer conversiones estequiométricas masa – masa ó mol – mol
dependiendo de lo que se solicite.
Estequimetría masa – masa: Este proceso se emplea cuando se necesita
conocer la cantidad de cada reactivo que se debe utilizar para producir la masa
del producto que se desee.
Por ejemplo en la relación masa - masa.
Sí se cuenta con 980 g de FeCl3 para realizar la siguiente reacción Química:
FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl
8. 1.- Se balancea la ecuación: FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl
Recuerda que para balancear una ecuación puedes hacer uso del siguiente diagrama de flujo.
Balanceando primero los metales, posteriormente los no metales dejando al final al oxígeno.
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
(ecuación balanceada)
9. Se comprueba que la ecuación se encuentre balanceada utilizando el
siguiente cuadro.
Reactivos
N° de átomos Elementos
Productos
N° de átomos
1 Fe 1
3 Na 3
3 Cl 3
3 H 3
3 O 3
2. Se realizan cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y
productos
10. Reconocer al mol como unidad asociada al número de partículas
(átomos, moléculas, iones).
MOL
Mol, unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), definida
como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades
elementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas)
como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono 12. Esa cantidad de
partículas es aproximadamente de 6,0221 × 1023, el llamado número de
Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya
masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa
molecular de dicha sustancia.
Mol . El concepto de mol se ha generalizado como un número de
partículas y es frecuente encontrar expresiones como: “un mol de
átomos, “un mol de iones”, “un mol de moléculas”, etc. En todos los
casos un mol contiene 6.02X1023 partículas: un mol de moléculas
contiene 6.02X1023 moléculas, un mol de iones contiene 6.02X1023 iones
etc.
Al número 6.02X1023 se le conoce
como número de Avogadro
