Unidad 2. 1. Estequiometria
Una vez que se
cuenta con las reacciones químicas balanceadas que describen un fenómeno, estas
pueden ser utilizadas para determinar la concentración de cada uno de los
compuestos de en una mezcla, empleando como herramienta a la
estequiometria.
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Se
define como el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción
química. La palabra estequiometria proviene de la etimología del griego
stocheion, que significa
primer principio o elemento y metron que significa
medida.
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La
estequiometria surge desde que Lavoisier, en 1789, estableció lo que
actualmente se conoce como ley de la conservación de la
materia.
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Ley de la
conservación de la materia.
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De manera
general describe que “la materia no se crea ni se destruye” por lo que en una
reacción química la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de
los reactivos es igual a la masa obtenida de los
productos.
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2.4.1. Unidades de concentración
Actualmente
conocemos que los átomos son tan pequeños que no sería posible trabajar con
ellos, esa es la razón por lo que se desarrolló una unidad de átomos que
describe a un gran número de ellos y hace posible su utilización. Esta unidad es
definida por el Sistema Internacional de Unidades como
mol.
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Mol y
uma
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Mol.
Se define como
la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos
hay en 12 gramos de carbono-12. La cantidad de sustancia es proporcional al
número de entidades, siendo la constante de proporcionalidad el número de
Avogadro. Un mol contiene 6.022045x1023
entidades.
Uma.
es un valor
igual a 1/12
(doceava) parte de la masa del isotopo 12 del átomo de Carbono y su valor se
corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo) de hidrógeno.
También es llamado Dalton.
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En el mundo
microscópico el mol es de gran utilidad, para comprender las interacciones entre
las moléculas y los átomos, pero en el mundo macroscópico la cantidad de masa
resulta ser más comprensible.
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Masa
atómica
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Se define como
la cantidad de masa que hay por mol de átomos de un
elemento
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Por
ejemplo: el Cl pesa 35.5 uma y por tanto 35.5g, esto es, que por cada 23g
hay un mol de átomos de cloro.
Por lo anterior,
conociendo la cantidad de sustancia, podemos determinar el número de mol y de
átomos que se están trabajando, como se muestra en el siguiente
ejemplo:
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Mol de
aluminio
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Átomos de
aluminio
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Gramos de
aluminio
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1.0
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6.023x1023
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27.0
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2.0
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1.204x1024
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54.0
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0.5
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3.011x1023
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13.5
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Masa
molecular.
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Es la suma de
las masas atómicas de cada elemento que integran a la
sustancia.
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Por
ejemplo: la masa molecular del agua es de 18g/mol, pero
veamos cómo se determinó esta cantidad.
1. Escribir la fórmula
del agua:
2. Identificar el número
de átomos en cada elemento:
2 átomos de
hidrógeno y 1 de oxígeno.
3. Obtener las masas de
cada elemento
4. Multiplicar las masas
atómicas de cada elemento por la cantidad de átomos en la
molécula.
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Hidrógeno =
2(1g) = 2g
Oxígeno = 1(16g)
= 16g
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5. Sumar los resultados
de la multiplicación para obtener la masa molecular del
agua.
2.4.2. Relación mol – mol.
Para realizar
los cálculos pertinentes en la estequiometria y no cometer errores, es necesario
escribir la fórmula de manera correcta. Posteriormente, se debe identificar que
sucede con la relación mol-mol, es decir, conocer cuántos moles de un reactivo
reaccionan con otro, para determinar el número de mol de un
producto.
Ejemplo.
La reacción el hidróxido de sodio con el ácido clorhídrico, nos indica que un
mol de NaOH reacciona con un mol de HCl para producir un mol de NaCl y un mol de
H2O.
Ejemplo.
Para el caso de la reacción de formación del agua, 2 mol de hidrógeno reaccionan
con 1 mol de oxígeno para producir dos mol de
agua:
una vez que la
ecuación química este correctamente balanceada, podemos determinar
cuantitativamente la cantidad de mol de un reactivo o producto, requerido para
un proceso.
Por
ejemplo. ¿Cuántos mol de hidrógeno se formarán a partir de 5.0 mol de litio
al reaccionar con el agua?
1. Escribir correctamente la
reacción:
2. Balancear la
ecuación:
3. Identificar la relación de moles entre los
compuestos:
4. Calcular los moles de hidrógeno producidos por 5 mol de
litio:
Lo que nos
indica que con 5 mol de litio obtendremos 2.5 mol de
hidrógeno.
2.4.3 Relación masa-mol
En muchas
ocasiones se requiere conocer la masa de un reactivo o producto, para ello se
utiliza la relación masa-mol. En este tipo de estequiometria se determina la
masa molecular de una sustancia.
por
ejemplo: ¿Cuántos gramos de sulfuro ferroso se obtendrán al hacer reaccionar
3.5mol de hierro?
1. Revisar que la ecuación se encuentre
balanceada.
2. Identificar la relación de moles en la
reacción:
3. Calcular los moles de FeS producidos por 3.5 mol de
Fe.
4. Calcular la masa del sulfuro
ferroso:
5. Calcular la masa en gramos (g) de sulfuro ferroso
producida por los 3.5 mol de hierro:
Por tanto,
partiendo de 3.5 mol de Fe se obtendrán 308g de
FeS.
En este caso la
relación masa-mol nos sirven para conocer la cantidad de reactivos o productos
involucrados en un proceso en el que se conocen los mol de alguna de las
especies químicas de interés.
2.4.4 Relación masa-masa
En el campo
laboral las cantidades de materia casi no se manejan en mol, sino en
masa.
Ejemplo:
¿Cuántos gramos de cloruro de calcio se obtendrán al hacer reaccionar 200g de
Ca? De acuerdo con la siguiente reacción:
1. Balancear la
ecuación.
2. Identificar la
relación de mol en la relación:
3. Establecer la
relación con la masa de cada compuesto:
En este caso las
relaciones estequiométricas se manejan en mol, los cuales son transformados a
masa mediante el cálculo de la masa molecular. Esta última relación es de gran
importancia, ya que de manera cotidiana manejamos cantidades más tangibles,
como lo son el gramo y kilogramo.
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