Estequiometria

1.1 Mol y Número de Avogrado

La unidad fundamental en todo proceso químico es el átomo (si se trata de un elemento) o la molécula (si se trata de un compuesto). Dado que el tamaño de estas partículas (extremadamente pequeño) y su número en cualquier muestra (extremadamente grande) hacen imposible contar las partículas individualmente, se precisa de un método para determinarlo de manera rápida y sencilla. Este método es el pesado.

Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, los químicos del siglo XIX decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas (o cualquer otra partícula) y definieron los términos átomo-gramo, molécula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol. Un mol de partículas son 6,023 × 1023 (número de Avogadro) de estas partículas.

Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol.

Por ello, en el caso de sustancias elementales conviene indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ej., no se debe decir: "un mol de nitrógeno" pues puede inducir a confusión, sino "un mol de átomos de nitrógeno" (=14 gramos de nitrógeno) o "un mol de moléculas de nitrógeno" (= 28 gramos de nitrógeno).

En los compuestos iónicos también puede utilizarse el término mol, aun cuando no estén formados por moléculas discretas. En este caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ej., 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl- (NA es el número de Avogadro).

En consecuencia, en términos prácticos un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica o masa molecular de dicha sustancia.

Equivalencias

• 1 mol es igual a 6,023 × 1023

• 1 mol es igual a la masa atomica

• 1 mol es igual a la masa molar (suma de todas las masas)

• 1 mol es igual a 22,4 litros de un compuesto gaseoso en condiciones normales de temperatura y presion.

El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.

1.2 Peso atómico, peso molecular

El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.

Un Átomo de Hidrógeno

Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.

Peso Molecular

Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.

Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.

Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes

2 moles H

+ 1 mol O = 1 mol de agua

2 * 1.01 g + 16.00 g = 18.02 g

Una botella llenada con exactamente 18.02 g de agua debería contener 6.02 x 1023 moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos, también se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01 g de agua debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 1023 moléculas. Se puede calcular el peso molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que conforman el compuesto.

Cuántas moléculas de oxígeno y cuántos átomos de oxígeno están contenidos en 0.40 moles de oxígeno gaseoso (O2), a 25ºC.

1 mol O2 6.022 * 1023 moléculas

Moléculas de O2 = 0.4 moles de N2 * 6.022 *1023 moléculas de O2 = 2.41 * 1023 moléculas

1 mol de O2

1 molécula de O2 2 átomos de O

Átomos de O = # de molécula * 2 átomos de O = 2.41 * 1023 * 2 = 4.82 * 1023 átomos

1 molécula 1

Número de mol: moles = gramos de sustancia

Peso molecular o peso atómico

Ejemplo Calcule cuántos átomos de cobre hay en 12.5 gramos del mismo.

molesCu = 12.5 g = 0.2 moles Cu

63 g/mol

1 mol 6.022 * 1023 átomos Cu

0.2 mol X X = 1.20 * 1023 átomos Cu

Composión Porcentual

La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular

...