Estequiometría
El
termino estequiometría proviene del griego stoicheion,
“elemento” y métrón, “medida”.
La
interpretación cuantitativa de las reacciones químicas es la parte de la
química denominada estequiometria. En una ecuación química el coeficiente estequiométrico
nos indica la cantidad relativa (número de moles) de la sustancia que reacciona o es producida.
En
otras palabras, es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y
productos en el transcurso de una reacción química.
Imagen 1
Mol
En
cualquier reacción intervienen cantidades definidas de sustancias que
reaccionan entre sí para formar a otras, para lo cual se ha establecido como una
unidad fundamental de la cantidad de sustancias: el mol.
El mol
es la conexión entre lo que podemos ver y lo que no se puede ver a simple
vista. Los químicos cuentan los átomos y las moléculas por moles. Para ellos,
esto es algo muy común, como lo es para nosotros hablar de docenas de flores,
kilos de tortillas, o litros de leche.
Por
ejemplo:
1
docena de átomos= 12 1 mol de átomos=
6.02x1023 átomos
El mol
es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas
elementales (átomos, iones, moléculas, etc). Esto es posible gracias al número
de Avogadro.
La constante de Avogadro: Es el
factor de conversión que permite dar el salto desde el nivel individual
microscópico para una colectividad de partículas igual a 6.02x1023
|
Imagen 2
**Es muy importante que sepas
manejar las masas atómicas de cada elemento ya que es fundamental para llevar
acabo todo tipo de cálculos estequiometrícos.
Imagen 3
Masa formula (UMA)
Se
obtiene sumando los pesos atómicos de cada elemento por su coeficiente presente
en un compuesto químico.
Veamos
el siguiente ejemplo: Carbonato de calcio (CaCO3)
1.
Primero identificamos las masas
atómicas de los elementos que se encuentran en el compuesto.
Ca=
40.08
C=
12.01
O=
15.99
2. Después multiplicamos esa masa por sus
coeficientes (moles) o subíndices correspondientes.
En
este caso solo el Oxigeno tiene 3 como subíndice, entonces: 3(15.99) = 47.97
3. Posteriormente sumamos todas las masas.
40.08
+ 12.01 + 47.97
4. Entonces como resultado el carbonato de
calcio tiene una masa UMA de 100.08
Imagen 4
Masa molar
Es la masa en gramos
de un mol de átomos, moléculas o partículas de una sustancia; se representa con
las unidades de gramos sobre mol (g/mol)
Para
que quede mejor entendido llevaremos a la práctica lo anteriormente dicho sobre
la masa molar, calculando la de la cafeína C8H10N4O2
**Toma
en cuenta que es el mismo procedimiento con el que se calculó la masa UMA.
MM:
8(12.01) + 10(1) + 4(14)+ 2(15.99)
MM:
96.08+ 10+ 56+ 31.98
MM:
194.06 g/mol
Volumen molar
En un
gas es más fácil medir su volumen que su masa, por ello se acude a la ecuación
general de los gases para encontrar la relación entre la masa y el volumen, en
condiciones normales de presión y temperatura.
V TPN=n*22.4 litros/ mol
n=
número de moles
Y se
pueden calcular de la siguiente manera:
n=
gramos de sustancia/ masa molar
Imagen 5
Composición porcentual
El
análisis químico implica la descomposición de sustancias en sus elementos para,
a continuación determinar las cantidades relativas de cada uno de ellos. Bien
sea en gramos del compuesto primitivo o como tanto por ciento en peso.
A
continuación se muestran una serie de pasos para determinar el porcentaje que hay de cada elemento en un compuesto: H2SO4
1. Se
establece la masa molar del compuesto como se mostró anteriormente.
MM:
98.07 g/mol
2.Utilizaremos
la formula general:
%
del elemento= ((masa atomica)(indice) / (masa molar))*100%
.
.
3.Se
calcula el porcentaje de los tres elemento (H,S,O)
H%= ((1.008g/mol)(2)/(98.07g/mol)) *100%
H=2.05 %
S%=((32.64g/mol)(1)/(98.07g/mol)) *100%
S=32.69%
O%= ((15.99g/mol)(4)/(98.07g/mol))*100%
O=65.25%
4. 4.Para
verificar si el procedimiento que se hizo es correcto, se suman todos los
porcentajes y si resultado está muy
cercano a 100 (diferencia por decimales), entonces están correctos tus cálculos
En
este ejercicio el resultado es= 99.99%
Imagen 6
Información
e imágenes tomadas 28/octubre/2015
Imagen
2 http://educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/4750/4839/html/Nombre_avogadro.png
Correa
Maya, Carlos Arturo, Fenómenos Químicos,
universidad EAFIT, segunda edición, Colombia, 2002.
William,
Peter, principios de la química: los
caminos del descubrimiento,
panamericana, tercera edición, estados unidos, 2005.
