Para comenzar, la estequiometría es el área de la química que estudia la
relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción
química; a continuación mostramos un esquema para entender la estequiometría:
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El mol
La mol es la unidad fundamental utilizada para medir la
cantidad de una sustancia (elemento o
compuesto), puesto que los átomos
de los elementos y las moléculas de los compuestos son partículas demasiado
pequeñas para ser vistas. La mol es la
unidad que conecta el mundo microscópico de las partículas (átomos o moléculas)
de las sustancias y el mundo macroscópico de los humanos y sus laboratorios.
Masa fórmula
La suma de la masa de los átomos, como se indica en la
fórmula representa la masa – fórmula de la sustancia. En el caso de los
compuestos covalentes como el agua, la masa formula también se llama masa
molecular.
Se determina multiplicando el número de átomos de cada
elemento de la fórmula del compuesto por su masa atómica que se consulta en la
tabla periódica.
Ejemplo.
Calcular la masa – fórmula para:
a) H2O = 18 uma
H = 1.00 uma x 2 = 2.00 uma
O = 16.00 uma x 1 = 16.00 uma
=============18.00 uma
Masa molar
Se refiere a la masa de un mol de
una cierta sustancia, expresada en gramos.
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Y...¿Cómo se calcula?
1.- Averigua la masa molar de cada elemento que forma el
compuesto. Cada elemento tiene su propia masa molar, que puedes ver en la parte
inferior de su cuadrado en la tabla periódica. Por ejemplo, la masa molar del
oxígeno es 15,998 g/mol. Deberías anotar la masa molar de cada elemento antes
de continuar. Esto te resultará especialmente útil al calcular la masa molar de
compuestos químicos más complejos.
2.- Anota el número de átomos de cada elemento que forma el
compuesto químico. La fórmula del compuesto químico te proporcionará esta
información. Por ejemplo, en el agua, H2O, hay dos átomos de hidrógeno y un
átomo de oxígeno. El subíndice representa el número de átomos del elemento que
le precede. Si no hay subíndice se entiende que es 1.
3.-Multiplica el número de átomos por la masa molar del
elemento específico. Si tomamos el agua como ejemplo, veremos que la masa molar
del hidrógeno es 1,008 y la masa molar del oxígeno es 15,998. Como hay dos
átomos de hidrógeno, multiplica 1,008 por dos y como solo hay un átomo de
oxígeno, multiplica 15,998 por 1. Así, obtendrás un resultado de 15,998 g/mol
de oxígeno y 2,016 g/mol de hidrógeno.
4.- Suma la masa molar de cada elemento para averiguar la masa
molar total del compuesto químico. En el ejemplo del agua, suma la masa molar
del oxígeno (15,998 g/mol) a la masa molar del hidrógeno (2,016 g/mol): el
resultado es la masa molar total del compuesto. En este caso 8,014 g/mol.
Para mas ejemplos y/o dudas recomendamos el siguiente vídeo:
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Volumen molar
Es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en
condiciones normales de temperatura y presión y equivale a 22.4 litros.
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22.4 litros es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales.
Condiciones Normales:
Temperatura = 0 °C =
273 °K
Presión = 1 atmósfera
= 760 mmHg
Formula: VTPN=número de moles*22.4 litros/mol
O bien= VTPN= g sustancia/masa molar*22.4 litros/mol
El volumen molar puede utilizarse para resolver problemas
como el siguiente:
1.- ¿Qué volumen ocuparán 8
g de oxígeno en C.N.?
Si sabemos que el volumen que ocupa un mol de oxígeno en
C.N. es 22.4 litros y que el peso molar
del oxígeno es 32 g entonces nuestra
relación queda:
32 g/mol → 22.4
l/mol
8 g → x
Despejando la incógnita:
X = __8 g x 22.4 l/mol X = 5.6
litros de O2
32 g/mol
2.-Calcular el peso de 3 litros del gas amoníaco en C.N.
Si el peso molar del NH3 es 17 g y utilizando el valor del
volumen molar
22.4 l/mol → 17 g/ mol
3 litros → X
X = 2.28 g
3.-El óxido nitroso N2O, llamado también gas hilarante, fue la
primera sustancia que se usó como anestésico general. Se utiliza como gas
comprimido propelente en aerosoles y espumas, como la crema batida.
¿Qué volumen ocuparán 12 g de óxido nitroso en condiciones
normales?
R = 6.1 litros
Para mas ejemplos y/o dudas recomendamos el siguiente vídeo:
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Número de Avogadro
Es el número de partículas que contiene un mol de cualquier sustancia. Éste número es igual a 6.02x10^23 átomos de un elemento y equivale a la masa de un átomo en umas. Se le llama número de Avogadro (N) en honor al físico y
químico italiano Amedo Avogadro (1772-1856).
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Hagamos un repaso de lo que llevamos en esta tabla:
Moles
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Átomos
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Gramos
(Masa atómica) |
1 mol de S
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6.022 x 10^23 átomos de S
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32.06 g de S
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1 mol de Cu
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6.022x 10^23 átomos de Cu
|
63.55 g de Cu
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1 mol de N
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6.022x10^23 átomos de N
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14.01 g de N
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1 mol de Hg
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6.022x10^23 átomos de Hg
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200.59 g de Hg
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2 moles de K
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1.2044x10^23 átomos de K
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78.20 g de K
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0.5 moles de P
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3.0110x10^23 átomos de P
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15.485 g de P
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Problemas con el número de Avogadro:
¿Cuál es la masa de 3.01x10^23 átomos de sodio (Na)?
Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de
conversión de átomos a gramos.
| 3.01 x 10^23 átomos Na | ( |
22.99 g
6.023x10^23 átomos | ) | = 11.49 g Na |
Para mas problemas del número y/o dudas recomendamos el siguiente vídeo:
Composición porcentual
La composición porcentual en masa se define como el
porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto.
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Una ley fundamental de la química afirma que en todo compuesto
químico que esté formado por dos o más elementos diferentes, éstos se
encuentran presentes en dicho
Compuesto en una cantidad o composición porcentual
determinada. Lo que
La fórmula o procedimiento para calcular la composición porcentual es la siguiente:
Cabe mencionar que para verificar nuestros resultados debemos de sumar todos los porcentajes, nos debe de dar un 100% o algo acercado a ello.
Ejemplos:
SO2, contiene
un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por
ciento de dicha molécula.
Datos: la
masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.
Masa molecular
del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u.
Porcentaje de
azufre en el compuesto:
Porcentaje de
oxígeno en el compuesto:
Como vemos si sumamos el porcentaje del azufre y oxigeno no da un 100%. Esto quiere decir que están correctos.
Para mas ejercicios y/o dudas recomendamos el siguiente vídeo:
Fórmula mínima o empírica
La fórmula empírica es una expresión que representa la
proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un
compuesto químico. Es por tanto la representación mas sencilla de un compuesto.
Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.
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| Tomada de: http://www.worldofchemicals.com |
La fórmula empírica muestra la mínima relación de números
enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.
Pasos para calcular la fórmula empírica:
1.- Dividimos el porcentaje del elemento entre su masa atómica.
2.- Elegimos el cociente mas chico.
3.- Dividimos los demás cocientes entre el cociente mas chico (incluyéndole a el mas chico, nos va a dar 1.)
4. Si nos resulta un número cercano por muy poco a un entero lo redondeamos.
5.- En caso de que no se acerque a número entero, multiplicamos por un número que nos acerque a enteros.
6.- Si multiplicamos a un número por "x" número se deben de multiplicar los demas cocientes por ese mismo "x" número.
7.- Establecer la fórmula empírica.
Para entender lo anterior pondremos un ejemplo:
-Determina la fórmula empírica de un compuesto que contiene: 40.9% Carbono, 4.58% Hidrógeno, 54.5% de Oxígeno.
Paso 1: Carbono: 40.9/12.01=3.4052
Hidrógeno: 4.58/1.008= 4.5436
Oxígeno: 54.5/15.999= 3.4083
Paso 2: Como podemos observar el cociente mas chico es el del Carbono: 3.4052
Paso 3:
Carbono: 3.4052/3.4052=1
Hidrógeno:3.4052/4.5436= 1.33
Oxígeno: 3.4052/3.4083= 1.0009 o bien 1
Paso 4: El último cociente nos resultó 1.0009, esto es básicamente 1 y se quedaría como 1.
Paso 5: Como vimos, nos resultó un número muy lejano a enteros (1.33) buscaremos un número que al momento de multiplicarlo lo acerque a un entero; en este caso es el 3.
(1.33)(3)= 3.99 o bien 4 (paso 4)
Paso 6: En el paso anterior multiplicamos por 3 al 1.33, entonces también multiplicaremos a los otros dos cocientes que son 1 y 1.
Carbono: 3*1= 3
Hidrógeno: 1.33*3= 4
Oxígeno: 3*1= 3
Paso 7: Para establecer la fórmula empírica ya solamente tomamos los números que nos resultaron al momento de multiplicarlos por el 3 y se los ponemos a sus respectivos elementos:
Carbono: 3
Hidrógeno: 4
Oxígeno: 3
FORMULA EMPÍRICA: C3H4O3
Fórmula Molecular
Es la fórmula real de la molécula, nos indica los tipos de
átomos y su número, que participan en la formación de la molécula.
Por ejemplo, la fórmula molecular de la glucosa, C6H12O6,
nos dice que cada molécula se compone de 6 átomos de C, 12 átomos de hidrógeno
y 6 átomos de oxígeno.
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| Tomada de: http://lasticsenelusoadecuadodelagua.wikispaces.com
Forma de determinarla:
1. Se calcula la fórmula mínima o empírica por el
procedimiento que mencionamos anteriormente.
2. Se calcula la masa molecular de la fórmula empírica.
3. Se divide la masa molecular verdadera entre la obtenida
en el paso 2; de este modo se obtiene un factor. ( en caso de no obtener número entero se multiplicará por un número que nos dé entero)
4. Se multiplican los subíndices de la fórmula mínima por el
factor obtenido en el paso 3.
5.- Escribimos la fórmula molecular.
Para mas ejercicios y/o dudas, de fórmula empírica y molecular, les recomendamos el siguiente vídeo: |
