Estequiometria

Estequiometria

Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.1 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:

«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».

También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.

MASA ATÓMICA:

Si suponemos que las sustancias están formadas por átomos, que se unen entre sí formando moléculas, es lógico pensar en cuál es la masa de esos átomos. Éste es un problema que se plantearon los científicos a principios del siglo XIX, en el marco de la Teoría Atómica, y que dio lugar a una laboriosa y apasionante tarea investigadora, llena de polémica que duró toda la primera mitad del siglo.

No tiene sentido pensar que un átomo o una molécula se puede pesar directamente en una balanza. Tampoco podemos hallar la masa de los átomos pesando una cierta cantidad de sustancia simple y dividirla por el número de átomos que haya en esa cantidad de sustancia porque es muy difícil conocer cuál es el número total de átomos.

Para expresar la masa de los átomos, los científicos eligieron el término masa atómica que puede definirse como la masa promedio de los átomos de un elemento en relación a la masa de un átomo de carbono 12, tomado exactamente como 12.0000,

Cuando en la Tabla Periódica leemos MASA ATÓMICA, hablamos en realidad de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, pues se compara la masa de cada uno con una unidad de referencia llamada u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa Atómica, (cuyo valor es igual a la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo de C) . En realidad no podemos pesar la masa de un átomo individualmente.

MASA MOLECULAR

Se puede definir como la suma de los pesos atómicos de los átomos de una Molécula. Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está comparando la masa de una molécula con la u.m.a. No podemos pesar la masa de una molécula individualmente.

Así por ejemplo, si tenemos una molécula de agua, esta por definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos, etc.

Molécula de agua H2O

M = (2 x 1) + 16 = 18 g

Donde obtenemos los pesos de cada elemento de la tabla periódica

MASA FORMULAR

El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos relativos.

Ejemplos:

Unid. P.A. (uma) Unid. P.A. (uma)

1 x Na = 1 x 23 uma 3 x H 3 x 1 uma = 3 uma

1 x H = 1 x 1 uma 1 x P 1 x 31 uma = 31 uma

1 x O = 1 x 16 uma 4 x O 4 x 16 uma = 64 uma

NaOH Peso Fórmula = 40 uma H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma

Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que existen como moléculas discretas.

MOL

Hasta las cantidades más pequeñas de una sustancia tienen un número monstruosamente grande de átomos. Resulta entonces muy conveniente tener alguna clase de referencia para una colección de un número muy grande de objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una colección de 12 objetos y una gruesa a una colección de 144 objetos). En química usamos una unidad llamada mol.

Una mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C.

Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es...

6.0221367 x 1023

El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce con el nombre de número de Avogadro.

Una mol de átomos, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos objetos.

Para determinar el número de moles de una sustancia se tiene entonces la siguiente formula:

n = m/M

Donde:

n= numero de moles

m= masa del compuesto (o elemento)

M= peso molecular o peso atómico (según sea el caso).

Ecuaciones químicas

Artículo principal:

Una ecuación química es una representación escrita de una reacción química. Se basa en el uso de símbolos químicos que identifican a los átomos que intervienen y como se encuentran agrupados antes y después de la reacción. Cada grupo de átomos se encuentra separado por símbolos (+) y representa a las moléculas que participan, cuenta además con una serie de números que indican la cantidad de átomos de cada tipo que las forman y la cantidad de moléculas que intervienen, y con una flecha que indica la situación inicial y la final de la reacción. Así por ejemplo en la reacción:

Tenemos los grupos de átomos (moléculas) siguientes:

• O2

• H2

• H2O

Subíndices

Los subíndices indican la atomicidad, es decir la cantidad de átomos de cada tipo que forman

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