Estequiometria, soluciones, concentraciones

ESTEQUIOMETRÍA

SOLUCIONES, CONCENTRACIONES

Peso y masa molecular

 Cada sustancia tiene asociado consigo un peso. El peso relativo de cada molécula o elemento en una sustancia se denomina peso molecular, PM o también llamado peso fórmula. El PM se consigue sumando todos los pesos atómicos de los elementos que componen la molécula multiplicado por los subíndices correspondientes. El PM es igual al peso fórmula siempre y cuando la fórmula química de una sustancia sea la fórmula molecular.

Aunque se utiliza el término "peso molecular" debido a su uso extendido, es científicamente correcto usar masa molecular. El peso es una fuerza, es decir una cantidad vectorial que posee módulo, dirección y sentido y depende del campo gravitacional en el que se encuentre inmerso. La masa, en cambio es un escalar y es independiente del campo gravitacional. Si la masa se expresa sin unidades se denomina "masa molecular relativa", mientras que si la unidad es "g/mol" recibe el nombre de "masa molar". La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma).

Ahora veremos un ejemplo de cómo se calcula el peso molecular de una sustancia. Es un cálculo simple, pero que tiene muchas implicancias en la Química.

Ejercicio de ejemplo

Calcular el peso molecular de Ca (NO3)2.

Solución Si observamos la tabla periódica podemos ver los PM de cada uno de los elementos que forman esta molécula:

Ca = 40,1 uma        N= 14 ,0 uma         O= 16,0 uma

Si la fórmula química tiene un paréntesis, el subíndice exterior al paréntesis es un multiplicador de todos los átomos dentro del paréntesis.

En esta molécula tenemos:

1 átomo de Ca,  2 átomos de N y 6 átomos de oxígeno.

El cálculo del PM sería:

1 átomo de Ca = 1 x 40,1 uma = 40,1 uma

2 átomos de N = 2 x 14,0 uma = 28,0 uma

6 átomos de O = 6 x 16,0 uma = 96,0 uma

PM = 164,1 uma ó 164,1 g/mo

 Mol, masa molar y número de Avogadro

 Por muy pequeñas que sean las muestras de las que se disponen, en ellas hay un gran número de átomos, iones o moléculas. Por ejemplo, en 5 mL de agua hay aproximadamente 2 x 1023 moléculas de agua.

Es conveniente tener una unidad para describir números tan grandes.

 Aquí introduciremos un nuevo concepto para cuantificar cantidades de partículas atómicas en química. Aparece aquí el concepto de mol, como la cantidad de materia que contiene tantas cantidades elementales (átomos, iones o moléculas) de una determinada partícula que estemos estudiando.

Los científicos midieron la cantidad de átomos en 12 g de 12C y le asignaron a esa cantidad el nombre de número de Avogadro.

El número de Avogadro tiene un valor de 6,02 x 1023.

El estudiante debe memorizar este número, ya que lo empleará en muchos cálculos estequiométricos.

Un mol de cualquier entidad elemental (iones, moléculas, átomos u) contiene el número de Avogadro de esa entidad elemental. Es decir,

1 mol de átomos de 12C = 6,02 x 1023 átomos de 12C

 1 mol de moléculas de H2O = 6,02 x 1023 moléculas de H2O

Ejercicio de ejemplo

¿Cuántos átomos de nitrógeno hay en 0,25 moles de Ca(NO3)2?

Solución Sabemos que

1mol de Ca(NO3)2      ------------ -----         6,02 x 1023  moléculas de Ca(NO3)2

0,25 moles de Ca(NO3)2 ------- ----------- X= 1,51 x 1023 moléculas  de Ca(NO3)2

1 moléc de mol de Ca(NO3)2   ------------------    2 átomos de N

1,51 x 1023   moléculas  de Ca(NO3)2-----------X=3,01 x 1023   átomos de N

La masa molar de un compuesto es la masa de un mol de átomos, moléculas u otras partículas. Se expresa, generalmente, en g/mol.

Por ejemplo, la masa molar del Aluminio (Al) es 27 g. Esto quiere decir que un mol de átomos de Al pesa 27 g. La masa molar del Al es 27 g/mol.

Para cualquier elemento la masa molecular en uma es igual a la masa molar en g/mol. La masa molar de una sustancia se calcula sumando todas las masas molares de todos los átomos contenidos en la fórmula química.

 Veamos un ejemplo de cómo calcular esta cantidad para NaHCO3.

Sumando los pesos de los átomos en NaHCO3 tenemos que el peso molecular es 84 uma. O sea, que la masa molar para NaHCO3 es 84 g/mol. Relacionando todos los conceptos vistos hasta aquí, vamos a realizar algunos ejercicios para ver cómo se puede hacer uso de las cantidades enunciadas anteriormente.

En el ejercicio de ejemplo 4 y 5 veremos cómo convertir masas en moles y viceversa.

Ejercicio de ejemplo

¿Cuál es la masa, en gramos, de 0,728 moles de NaHCO3?

Solución

1mol de NaHCO3---------- ----------------84 gr

0,728 moles de NaHCO3 ----------------x=61,15 gr

Cuando estudiamos el concepto de pesos atómicos, dijimos que era una cantidad muy importante en Química, que nos permitiría realizar algunos cálculos.

 Ahora, habiendo introducido algunos conceptos estequiométricos, podemos ver que el concepto de peso atómico nos permite contar indirectamente la cantidad de átomos al pesar las muestras; mientras que el concepto de mol nos proporciona una relación entre masas y número de partículas.

La masa molar y el número de Avogadro se utilizan como factores de conversión para pasar de masa a moles y de moles a átomos.

 Es importante tener en cuenta que, cuando en un problema necesitamos averiguar cuántos átomos o moléculas hay en la muestra que estamos pesando, obtendremos un resultado muy grande. Si el resultado que obtenemos al realizar los cálculos no es un número muy grande, para este caso, debemos revisar los pasos y cálculos.

No olvide que los resultados tienen que ser razonables y coherentes con la realidad que estamos estudiando. Siempre se deben revisar cautelosamente los números y notaciones exponenciales antes de informar un resultado o sacar alguna conclusión en base a él.

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