Estequiometria

<ESTEQUIOMETRIA

El termino “estequiometría” se utiliza para referirse a los diversos componentes presentes en los compuestos y a las relaciones cuantitativas entre ellos.

Por lo anterior, éste término se puede usar en dos sentidos:

1) Hablar de la estequiometría de composición..

2) Hablar de la estequiometría de las reacciones.

1) La estequiometría de composición, está relacionada con las proporciones en las cuales se encuentran presentes los diversos elementos en un compuesto.

2) La estequiometría de las reacciones, se relaciona con las proporciones en las cuales reaccionan los diferentes elementos o compuestos entre ellos y de la cantidad de productos que resultan.

Algunos Conceptos Importantes:

1. Número de Avogadro

Es una constante física cuyo valor es 6.023 x 1023

2. Masa Atómica (Peso Atómico) :

La masa atómica de un elemento es el promedio de las masa de los átomos de los distintos isótopos de dicho elemento. Esta masa se expresa o se mide en u.m.a.( unidades de masa atómica)

Por ejemplo

La masa atómica del cloro es igual 35.45 uma , en la práctica esta unidad de masa atómica, se expresa en gramos. Por ello , se dice que la masa atómica del cloro es igual a 35.45 gramos.

3. Atomo – Gramo :

Un átomo – gramo de un elemento , es la cantidad de él cuya masa expresada en gramos, es numéricamente igual a su masa atómica.Por ejemplo 1 átomo-gramo de cloro tiene una masa igual a su masa atómica ( 35.45 gramos).

Es importante señalar qué:

“UN ATOMO-GRAMO DE UN ELEMENTO CONTIENE UN NUMERO DE AVOGADRO DE ATOMOS DE DICHO ELEMENTO”

Ejemplo: En un átomo –gramo de cloro existen 6.023 x 1023 átomos

4.Composición Centesimal :

La composición centesimal de un compuesto indica el porcentaje en que se encuentra cada elemento que lo forma.

Por ejemplo: Composición Centesimal del Agua:

Hidrógeno : 11.2 %

Oxígeno : 88.8%

5. Fórmula Empírica:

La fórmula empírica de un compuesto, es la fórmula que expresa la razón, en números enteros sencillos, en que se encuentran los átomos de cada elemento en la molécula de dicho compuesto.

Por ejemplo:

Fórmula molecular del etano : C2H6

Fórmula empírica del etano : CH3

6. Fórmula molecular:

La fórmula molecular de un compuesto, es la representación simbólica de su molécula. Por ejemplo: N2O4 ; H2O ; H2SO4 etc.

7. Peso Molecular (Masa Molecular):

Es la masa de una molécula, expresada en uma. Es la suma de las masas atómicas de cada elemento constituyente de su molécula.

Por ejemplo:

Peso molecular del N2O4 será igual a la suma de los pesos atómicos de los átomos de nitrógeno y de oxígeno

2N (14.00 x 2) = 28.00

40 (16.0 x4) = 64.00

Peso molecular : 92.00 u.m.a.

8. MOL

Un mol de un compuesto, es la cantidad de él cuya masa, expresada en gramos, es numéricamente igual a su masa molecular.

Para compuestos un mol de ese compuesto contiene el Número de Avogadro de moléculas de dicho compuesto

Por ejemplo:

En 1 mol del compuesto de ácido nítrico (HNO3 ) existen 6.023 x 1023 moléculas de ácido nítrico

9. Volumen Molar:Normal:

El volumen molar normal de un elemento o de un compuesto, es el volumen que ocupa un mol del elemento (o compuesto).

El volumen molar normal de un gas, medido bajo condiciones normales de

presión y temperatura (1atm y 273oK) ó (760mmHg y O0C) es igual a 22.4 Litros

PROBLEMAS TIPOS

1.-CALCULO DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO

P-1 .- Calcular la composición centesimal del sulfato de sodio

(Na2SO4)

Datos: - Pesos atómicos: Na = 23 gramos

S = 32 gramos

O = 16 gramos

Peso Molecular : 142 gr/mol

Nº de átomos x P. atómico

% de Na= --------------------------------------------- x 100

Peso Molecular

(2) x (23)

% de Na = ------------------------- x 100

(142)

% de Na = 32.4 %

(1) x (32)

% de S = -------------------------- x 100

(142)

% de S = 22.54 %

(4) x (16)

% de O = ------------------------------- x 100

(142)

% de O = 45.1 %

(el porcentaje de oxígeno se puede calcular sumando los porcentajes de Na y de S y restarlo a 100).

Otra forma de resolver este problema es utilizando la siguiente relación para cada uno de los elementos que conforman el compuesto:

Por ejemplo para el caso del Na:

En 142 gr/mol de Na2SO4 -------- existen 46

gramos de Na

En 100 gr/mol de Na2SO4 -------- existen X

gramos de Na

X = 32.39 gramos de Na

X = 32.4 % % de sodio = 32.4 %

2.- DEDUCCIÓN DE FORMULAS A PARTIR DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO

CASO Nº 1: CUANDO SE CONOCE EL PESO MOLECULAR DEL COMPUESTO

CASO Nº1: CUANDO SE CONOCE EL PESO MOLECULAR DEL COMPUESTO

% de cada elemento x PM

Nº de ´´átomos = -----------------------------------------

Peso atómico x 100

Problema:. Un compuesto de Peso Molecular (PM) igual a 126 gr/mol contiene:

25.4 % de S peso atómico del S = 32

38.1 % de O peso atómico del O = 16

36.5 % de Na peso atómico del Na = 23

(25.4) x (126)

Nº de átomos de S = ----------------------- = 1

(32) x (100)

(38.1) x (126)

Nº de átomos de O = ----------------------- = 3

(16) x (100)

(36.5) x (126)

Nº de átomos de Na = ---------------------- = 2

(23)x (126)

Por lo tanto la fórmula sería Na2SO3

Otra forma de resolver el problema es aplicar las siguientes relaciones:

Para el caso del S :

100 gr del compuesto ........existen 25.4 gr de S

126 gr del compuesto ........existen X gr de S

X = 32 gr de S

Para el caso del O

100 gr del compuesto existen 38.1 gr de O

126 gr del compuesto existen X gr de O

X = 48.0 gr de O

Para el caso del Na

100 gr del compuesto existen 36.5 gr de Na

126 gr del compuesto existen X gr de Na

X = 46.0 gr de Na

Posteriormente cada uno de los resultados obtenidos para cada átomo, se divide por su peso atómico correspondiente:

46

SODIO = ------- = 2

23

32

AZUFRE = --------- = 1

32

48

OXIGENO = -----------3

16

Resultado: Na2 S O3 ( sulfito de sodio)

CASO 2 CUANDO NO SE CONOCE EL PESO MOLECULAR DEL COMPUESTO.

Si no se conoce el PM del compuesto, se calcula el número relativo de átomos de cada clase contenidos en la molécula, dividiendo el % de cada elemento entre su masa atómica.

Una vez calculados estos números relativos, se reducen sus valores a números enteros, dividiendo todos los resultados obtenidos entre el menor de ellos

EJEMPLO: Calcular la fórmula de un compuesto cuya composición porcentual es la siguiente:

38.67 % de K peso atómico del K = 39.1 g

3.85 % de N peso atómico del N = 14.0 g

47.48 % de O peso atómico del O = 16.0 g

Número relativo

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