Repaso de conceptos fundamentales de estequiometría

Mol

Se define mol a la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12. Dicho numero corresponde a 6,022 x 10 23 y se le denomina Numero de Avogadro

El mol equivale al peso atómico (o molecular) expresado en gramos

Ejemplo:  A cuanto corresponde un mol de N2 en gramos?

La masa atómica del Nitrógeno es 14,06 g/mol

por lo tanto, considerando que es una molécula biatómica:

14,06 g/mol x 2 = 28,12 g/mol

El problema nos pide calcular el peso de 1 mol

28,12 g/mol  x  1 mol = 28,12 g

Además podemos saber cuántos átomos componen estos 28,12 gramos

28,12 x 6,022 x 10 23 = 1,69 x 10 25 átomos de N

Escala de masa atómica

La unidad de masa atómica (uma) corresponde a 1/12 de la masa del carbono-12

1 uma = 1,66 x 10 -24 gramos

O también

1 gramo = 6,022 x 10 23 uma

La mayoría de los elementos que encontramos en la naturaleza se presentan como mezclas de isotopos. Se puede calcular la masa atómica promedio de un elemento si se conoce la masa y la abundancia relativa de cada isotopo.

Anteriormente hemos citado al carbono-12, que es un isotopo del carbono. Existen otros 2 isotopos del carbono y son el carbono-13 y el carbono-14. La abundancia de cada isotopo expresada en porcentaje es la siguiente:

98,892%

1,108%

Y una cantidad despreciable de carbono-14. Para calcular la masa atómica promedio del carbono se procede de la siguiente manera:

(0,98892) x 12uma + 0,1108 x 13,0335uma = 12,011 uma

El valor que hemos calculado es la masa atómica del carbono

Masa molar

La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).

Peso molecular y peso formula

El peso formula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química.

Si se trata de una molécula el peso formula corresponde al peso molecular. En compuestos iónicos, no se habla de peso molecular sino de peso formula, ya que las sustancias iónicas no forman enlaces químicos, sino electrostáticos.

Composición porcentual a partir de las formulas

A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto.

Ejemplo: CH4

Peso formula y molecular

C = 12,011 uma

H4 = 4,032 uma

CH4 = 12,011 uma + 4,032 uma = 16,043 uma

%C = 12,011uma / 14,043 uma = 74,9%

%H = 4,032 uma / 16,043 uma = 25,1%

Formulas empíricas a partir del análisis

Una formula empírica indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto

Por ejemplo: H2O tiene dos átomos de H y 1 átomo de oxígeno. Igualmente, 1 mol de H2O está compuesta por 2 moles de H y una mol de O.

Conociendo las cantidades molares de cada elemento de un compuesto. Podemos determinar la formula empírica

Por ejemplo:

El mercurio forma un compuesto con el cloro. Dicho compuesto está formado al 73,9% de mercurio y 26,1% de cloro en masa. (%m/m)

Es decir que de 100 g 73,9g son de Hg y 24,1g son de cloro.

Utilizando la formula

Mol = masa en gramos / masa molar

26,1g / 35,45g/mol = 0,736 mol

73,9g  / 200,59 g/mol = 0,368 mol

Queda solo por calcular las proporciones

0,736 / 0,368 = 2

Podemos concluir que se tienen el doble de moles de Cl que de Hg, por lo tanto la formula empírica será: HgCl2

Combustión en aire

Son reacciones rápidas, exotérmicas y que producen una llama. La mayoría de estas reacciones incluyen al oxigeno como comburente.

Los hidrocarburos son una clase de compuestos que usualmente participan en reacciones de combustión. Cuando los hidrocarburos, formados por C y H se queman, reaccionan con el oxígeno del aire. (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

Conociendo como dos sustancias reaccionan entre sí, se pueden determinar características cuantitativas, como por ejemplo la formula molecular de una sustancia si se conoce el peso molecular de la misma.

A este tipo de análisis se le llama Análisis Cuantitativo.

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