Estequiometría

Química General para Ingenieros

Lic. Marisela Luzardo

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CAPÍTULO 4 ESTEQUIOMETRIA

4.1 ATOMOS, MOLÉCULAS, MOL

4.1.1 POSTULADOS DE LA TEORIA ATÓMICA DE DALTON: John Dalton diseñó, durante el

período de 1803 a 1807, una teoría atómica con la intención de dar explicación a varias

observaciones experimentales. Con esta teoría se desechaba definitivamente la idea de los

alquimistas sobre la transmutación de plomo en oro. Esta teoría ha perdurado prácticamente

intacta hasta la época actual.

Los postulados básicos de la Teoría Atómica de Dalton son los siguientes:

1. Cada elemento está formado por partículas muy pequeñas llamadas átomos (en

honor de Demócrito)

2. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí. Los átomos de

elementos diferentes son diferentes. Los átomos de elementos diferentes poseen

propiedades diferentes, incluyendo masas diferentes.

3. Los átomos de un elemento no pueden ser transformados en otro tipo de átomos

mediante reacciones químicas. En una reacción química los átomos no pueden ser

creados ni destruidos

4. Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de más de un elemento.

Un compuesto dado siempre tiene la misma clase y el mismo número relativo de

átomos.

4.1.2. LEYES PONDERALES: La teoría de Dalton explica varias leyes que ya se conocían en

su época, denominadas Leyes Ponderales.

Ley de la composición constante: en un compuesto dado los números relativos y las

clases de átomos son iguales. Esta Ley es la base del postulado N° 4

Ley de la conservación de la masa o Ley de la conservación de la materia: La masa total

de los materiales presentes después de una reacción química es la misma que la masa total

antes de la reacción. Esta ley es la base del postulado N° 3.

Ley de las proporciones múltiples: si dos elementos A y B se combinan para formar más

de un compuesto, las masas de B que se pueden combinan con una masa dada de A están

en proporciones de números enteros sencillos.

4.1.3. MASAS ATOMICAS Los científicos del siglo XIX no tenían conocimiento de la

existencia de las partículas subatómicas. Sin embargo, el segundo postulado de la teoría

atómica indica que los átomos de diferentes elementos tienen diferente masa.

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4-2 Estequiometría

Dalton elaboró una primera tabla de pesos atómicos basándose en que los

compuestos estaban formados por átomos en una relación 1:1 y de esta forma relacionó la

masa en que esos elementos se combinaban con la masa de los átomos entre sí.

Jons Jacob Berzelius, en 1807, investigó y determinó la composición elemental

exacta de distintos compuestos y proporcionó tantos ejemplos que sustentó con creces la

teoría de Dalton. Berzelius estudió y determinó las masas atómicas con métodos más

avanzados que los que usó Dalton y publicó en 1828 su primera Tabla de Pesos Atómicos.

Esta tabla es muy semejante a la actual (salvo por unos pocos elementos). Tanto Dalton

como Berzelius se basaron en la asignación del valor 1 al peso atómico del hidrógeno.

Las masas atómicas que se usan actualmente se basan en las masas relativas al

isótopo más estable del carbono, el carbono-12 (12C). Estas masas atómicas relativas se

expresan en unidades de masa atómica (uma)

1 uma = 1,66054 x 10-24 g 1 g = 6,02214 x 1023 uma

La uma se define asignando una masa de exactamente 12 uma a un átomo de 12C.

En estas unidades, la masa de un átomo de hidrógeno-1 (1H) es 1,0080 uma.

En la tabla periódica que se anexa a este problemario aparecen las masas atómicas

de los diferentes elementos.

4.1.4. EL MOL: En química la unidad del Sistema Internacional para la cantidad de materia

es el mol: el mol es la cantidad de materia de un sistema con un número de entidades

elementales igual a los átomos contenidos en 0,012 kg de carbono-12.

El término mol proviene del latín moles que significa “una masa”. El término molécula

es la forma diminutiva de esta palabra y significa “una masa pequeña”.

Mediante experimentos los científicos han determinado que la cantidad de átomos

que hay en 12 g de 12C es 6,0221367 x 1023. Este número es conocido como el Número de

Avogadro. Para los cálculos se usará 6,02 x 1023.

NUMERO DE AVOGADRO = 6,02 x 1023

Un mol de átomos y un mol de moléculas contienen ese número de entidades

elementales. A partir de ésto se pueden establecer factores de conversión entre moles y

átomos o moles y moléculas, incluso con otras entidades elementales como los electrones.:

1 mol de átomos de carbono = 6,02 x 1023 átomos de carbono

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

1 mol de electrones = 6,02 x 1023 electrones

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4-3 Estequiometría

4.1.5. MASA MOLAR: es la masa en gramos de un mol de una sustancia. La masa de un

solo átomo de un elemento (en uma) es numéricamente igual a la masa (en gramos) de un

mol de átomos de ese elemento.

1 átomo de 12C pesa 12 uma y 1 mol de 12C pesa 12 g

1 átomo de 1H pesa 1,0080 uma y 1 mol de 1H pesa 1,0080 g

La masa molar de un elemento se obtiene directamente de la tabla periódica o de una

tabla de masas atómicas. Este valor en gramos es la masa molar.

La masa molar de un compuesto se determina a partir de las masas atómicas de cada

uno de los átomos que lo conforman. La unidad en que se expresa la masa molar es g/mol.

La letra que representa la masa molar es M mayúscula.

Ejemplo 4.1 Determine la masa molar del componente activo de los destapadores de

cañerías y desgrasadores: NaOH

Se recomienda utilizar un solo decimal en las masas atómicas a fin de simplificar los cálculos.

Elemento Nº de átomos en la fórmula Masa atómica (de la tabla) (g/mol)

Na 1 23,0

O 1 16,0

H 1 1,0

M: 40,0 g/mol

Ejemplo 4.2 Determine la masa molar de H3PO4

Elemento Nº de átomos Masa atómica (de la tabla) Total

H 3 1,0 3 x 1,0 = 3,0

P 1 31,0 1 x 31,0 = 31,0

O 4 16,0 4 x 16,0 = 64,0

M: 98,0 g/mol

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4-4 Estequiometría

Ejemplo 4.3 Determine la Masa Molar de Ca3(PO4) 2

Elemento Nº de átomos Masa atómica (de la tabla) Total

Ca 3 40,0 3 x 40,0 = 40,0

P 2 31,0 2 x 31,0 = 62,0

O 4 x 2 = 8 16,0 8 x 16,0 = 128,0

M: 230,0 g/mol

Ejemplo 4.4 Determine el número de átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno que hay en

una cucharadita (5,0 g) de azúcar de mesa (sacarosa: C12H22O11)

Primero se determina la masa molar de la sacarosa para poder relacionarla con la

masa de la cucharadita de azúcar.

Elemento Nº de átomos Masa atómica (de la tabla) Total

C 12 12,0 12 x 12,0 = 144,0

H 22 1,0 22 x 1,0 = 22,0

O 11 16,0 11 x 16,0 = 176,0

M: 342,0 g/mol

Luego se determina la cantidad de sacarosa en moles:

0,015 mol

342,0 g

1mol

5,0 g de sacarosa x = de C12H22O11

Se determina ahora la cantidad de moléculas de C12H22O11 que hay en 0,015 moles:

9,0 x 10 moléculas

1mol

6,02 x 10 moléculas

0,015 mol de C H O x 21

23

12 22 11 =

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Una vez obtenido el número de moléculas se puede calcular el número de átomos de

carbono a partir de la fórmula: 1 molécula de C12H22O11 contiene 12 átomos de carbono, 22 de

hidrógeno y 11 de oxígeno.

1,1 x 10 átomos de C

1molécula

12 átomos de carbono

9,0 x 1021 moléculas x = 23

De igual forma se puede calcular la cantidad de átomos de hidrógeno y de oxígeno.

2,0 x 10 átomos de H

1molécula

22 átomos de hidrógeno

9,0 x 1021 moléculas x = 23

9,9 x 10 átomos de O

1molécula

11átomos de oxígeno

9,0 x 1021 moléculas x = 22

4.2 FORMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

4.2.1. COMPOSICIÓN PORCENTUAL: La composición porcentual representa la relación de

masas (%) de cada elemento presente en la fórmula de un compuesto. Se puede determinar

si se conoce la fórmula del compuesto o si se conoce la masa de cada elemento presente en

una cantidad dada de compuesto.

Ejemplo 4.5.Determine la composición porcentual de la aspirina:

C9H8O4

Primero se determina la masa molar de la aspirina

Elemento Nº de

átomos

Masa atómica

(de la tabla)

Masa de cada elemento presente en 1

mol del compuesto

C 9 12,0 9 x 12,0 = 108,0

H 8 1,0 8 x 1,0 = 8,0

O 4 16,0 4 x 16,0 = 64,0

Masa molar: 180,0 g/mol

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4-6 Estequiometría

Se determina ahora el porcentaje de cada elemento presente en un mol de aspirina:

x 100 60,00% de C

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