Estequiometria

Estequiometria

1.1 Cantidad de sustancia y su medida.

1.1.1 Cantidad de sustancia (mol, átomo-gramo, molécula-gramo)

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto químico) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,1 aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir del 2011 la definición se base directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la velocidad de la luz)La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.

Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos por el de mol. Insistir en la necesidad de considerar el actual concepto de mol como número de entidades fundamentales.

Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la fórmula NaCl no representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto hay igual número de iones Na+ que de iones Cl -. El término mol no sería apropiado en este caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl -. En este caso, en lugar de peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula.

Equivalencias

• 1 mol de alguna sustancia es equivalente a 6,02214129 (30) × 1023 unidades elementales.

• La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, es equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.

• 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).

• El número n de moles de átomos (o de moléculas si se trata de un compuesto) presentes en una cantidad de sustancia de masa m, es:

donde M es la masa atómica (o molecular, si se trata de un compuesto).

1.1.2 Numero de Avogadro

Por número de Avogadro se entiende al número de entidades elementales (es decir, de átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia. Pero veamos qué significa esto.

Un mol, de acuerdo a los expertos, equivale al número de átomos que hay en doce gramos de carbono-12 puro. La ecuación sería la siguiente: 1 mol = 6,022045 x 10 elevado a 23 partículas.

Dicha cantidad suele redondearse como 6,022 x 10 elevado a 23 y recibe el nombre de número de Avogadro (en ocasiones presentado como constante de Avogadro) en honor al científico de nacionalidad italiana Amedeo Avogadro (1776-1856), quien también formuló la ley que afirma que, en condiciones iguales de temperatura y presión, volúmenes idénticos de gases diferentes poseen igual cantidad de partículas. La utilidad de la constante de Avogadro radica en la necesidad de contar partículas o entidades microscópicas a partir de medidas macroscópicas (como la masa).

Es importante tener en cuenta que el número de Avogadro es inmenso: equivale, por ejemplo, a todo el volumen de la Luna dividido en bolas de un milímetro de radio.

El número de Avogadro, por otra parte, permite establecer conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica.

Como el mol expresa el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12, es posible afirmar que la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es igual al peso atómico en unidades de masa atómica de dicho elemento.

Además de todo lo expuesto tenemos que determinar que existen diversos métodos para medir lo que es el valor del número de Avogadro. Así, nos encontramos, por ejemplo, con el sistema de coulombimetría. No obstante, no es el único pues también existen otros más como sería el caso del método de la masa de electrones, también llamada CODATA, o el sistema de medición a través de la densidad del cristal haciendo uso de los rayos X.

1.1.3 Masa Molar

La masa molar (símbolo M) de una sustancia dada es una propiedad física definida como su masa por unidad de cantidad de sustancia.1 Su unidad de medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol o kg•mol−1), sin embargo, por razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol (g/mol).

Las sustancias puras, sean estas elementos o compuestos, poseen una masa molar intensiva y característica.

La masa molar de los átomos de un elemento está dado por el peso atómico de cada elemento2 multiplicado por la constante de masa molar, M

u = 1×10−3 kg/mol = 1 g/mol.3 Su valor numérico coincide con el de la masa molecular, pero expresado en gramos/mol en lugar de unidades de masa atómica (u), y se diferencia de ella en que mientras la masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol (6,022×1023) de moléculas. Ejemplos:

M(H) = 1,007 97(7) u × 1 g/mol = 1,007 97(7) g/mol

M(S) = 32,065(5) u × 1 g/mol = 32,065(5) g/mol

M(Cl) = 35,453(2) u × 1 g/mol = 35,453(2) g/mol

M(Fe) = 55,845(2) u × 1 g/mol = 55,845(2) g/mol

La multiplicación por la constante de masa molar asegura que el cálculo es dimensionalmente correcto: los pesos atómicos son cantidades adimensionales (i. e. números puros, sin unidades) mientras que las masas molares tienen asociada una unidad asociada a una magnitud física (en este caso, g/mol).

Usualmente algunos elementos son encontrados en forma molecular, como el hidrógeno (H2), azufre (S8), cloro (Cl2), etc. La masa molar de las moléculas homonucleares es el número de átomos en cada molécula multiplicado por el peso atómico del elemento constante, multiplicado por la constante de masa molar (Mu). Ejemplos:

M(H2) = 2 × 1,007 97(7) u × 1 g/mol = 2,015 88(14) g/mol

M(S8) = 8 × 32,065(5) u × 1 g/mol = 256,52(4) g/mol

M(Cl2) = 2 × 35,453(2) u × 1 g/mol = 70,906(4) g/mol

1.1.4 Volumen molar

Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia, ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera condiciones de presión y temperatura.

Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar). En condiciones estándar (1 atmosfera y 25 ºC) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l

Volumen molar normal de un gas = 22,4 l

Volumen molar estándar de un gas = 24,4 l

Este valor de 22,4 l, calculado experimentalmente, no es completamente exacto, aunque los valores verdaderos están muy próximos a él (así, el del dióxido de azufre es 21,9 l y el del amoniaco, 22,1 l). La razón de estas fluctuaciones es debido a las correcciones que hay que realizar al estudiar los gases como gases reales y no ideales.

El concepto de volumen molar es muy útil, Pues Permite calcular el Peso molecular, de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de dicho gas en condiciones normales.

1.2 Leyes ponderales.

La estequiometria se basa en las leyes que establecen las relaciones entre

las masas, y los volúmenes involucrados en las reacciones químicas las cuales se

denominas leyes ponderales, entre las más importantes tenemos:

1.2.1 Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa. Relaciones: masa-masa, masa-mol, volumen-volumen, masa-volumen, mol-volumen.

El químico francés Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) está

considerado como el padre de la química moderna. Se interesó en los

experimentos que permitían medir la materia, por ello empleo una balanza como

instrumento de medición. En 1785 como resultado de sus trabajos estableció la ley

de la conservación de la masa que dice:

En toda reacción química, la masa de los reactivos es igual a la de los productos. La masa no se crea ni se destruye solo se transforma. O bien, En todos los fenómenos químicos, la masa

total de las sustancias que intervienen en una reacción permanecen constantes.

Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y

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