Es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades




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fecha de publicación28.11.2015
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Estequiometria


  1. 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 12 gramos de carbono-12.

Mol

Estándar

Unidades básicas del Sistema Internacional

Magnitud

Cantidad de sustancia

Símbolo

mol

Equivalencias

1 mol:

Cantidad:

6,022 141 29 (30) × 1023

  • 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:

 n = \cfrac{m}{m}

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

Por ejemplo para el caso de la molécula de agua

  • Se sabe que en una molécula de H2O hay 2 átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

  • Se puede calcular su Mr(H2O) = 2 × Ar(H) + Ar(O) = 2 × 1 + 16 = 18, o sea Mr(H2O) = 18 uma.

  • Se calcula la masa molecular absoluta = 18 × 1,66 × 1024g = 2,99 × 1023g.

  • Se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).

  • En un mol de agua hay 6,02214129 (30) × 1023 moléculas de H2O, a la vez que:

  • En un mol de agua hay 2 × 6,02214129 (30) × 1023 átomos de H (o sea 2 moles de átomos de hidrógeno) y 6,02214129 (30) × 1023 átomos de O (o sea 1 mol de átomos de oxígeno).



  1. Nº de Avogadro

Es el número departículas elementales (usualmente átomos o moléculas) en un mol de una sustancia cualquiera, donde el mol es una de las siete unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI). Su dimensión es el recíproco del mol y su valor es igual a 6,022 141 29(27)×1023 mol1.



Valor de NA1

Unidad

6,02214129(27)×1023

mol1

2,73159734(12)×1026

(lb-mol)1

1,707248434(77)×1025

(oz-mol)1

Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente.  Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uam».

 De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contienen igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:

N = 6,023 x 10 23



  1. 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

Como calcular la masa de los átomos:

  1. Encuentra la masa atómica relativa de un elemento. La masa atómica relativa de un elemento es el promedio de masa, en unidades atómicas, de una muestra de todos sus isótopos.

  2. Multiplica por la constante molar. Esta es definida como 0,001 kilogramos por mol, o 1 gramo por mol. Esto convierte unidades atómicas en gramos por moles.

  3. Encuentra la masa molar de una molécula divalente. Algunos elementos normalmente se encuentran en moléculas de 2 o más átomos de ese elemento. Esto quiere decir que si quieres hallar la masa molar de un elemento que está compuesto por 2 átomos, como el hidrógeno, el oxígeno y el cloro, entonces tienes que encontrar sus masas atómicas relativas, multiplicarlas por la constante de masa molar y luego multiplicar el resultado por 2.

  • En esos casos, la verdadera masa molar para el elemento es la masa molar para cada átomo multiplicada por el número de átomos de cada molécula.

Calcular la masa para un compuesto:

  1. Encuentra la fórmula química para el compuesto. Este es el número de átomos de cada elemento que forma el compuesto. (Esta información se encuentra en cualquier libro de referencias químicas). Por ejemplo, la fórmula del cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) es HCl; para la glucosa es C6H12O6. Esto quiere decir que la glucosa contiene 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y 6 átomos de oxígeno.

  2. Encuentra la masa molar de cada elemento del compuesto. Multiplica la masa atómica del elemento por la constante de la masa por el número de átomos de ese elemento en el compuesto. Así es como debes hacerlo:

    • Para el cloruro de hidrógeno, HCl, la masa molar de cada elemento es 1,007 gramos por mol para el hidrógeno y 35,453 gramos por mol para el cloruro.

    • Para la glucosa, C6H12O6, la masa molar de cada elemento es de 12,0107 por 6, o 72.0642 gramos por mol para el carbono; 1,007 por 12, o 12,084 gramos por mol para el hidrógeno, y 15,9994 por seis o 95,0064 gramos por mol para el oxígeno.

  1. Suma las masas molares de cada elemento en el compuesto. Esto determina la masa molar de cada compuesto. Así es como debes hacerlo:

    • Para el cloruro de hidrógeno, la masa molar es 1,007 + 35,453, o 36,460 gramos por mol.

    • Para la glucosa, la masa molar es 72,0642 + 12,084 + 95,9964, o 180,1446 gramos por mol.



  1. 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 25ºC) 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 debida 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. Porcentaje de composiciones

Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo.
Una molécula de dióxido de azufre, (SO2), contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.
Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.

El problema puede resolverse por dos vías:
Utilizando unidades de masa atómica:

Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u .

Porcentaje de azufre en el compuesto: (32'1 / 64'1) x (100) = 50'078%

Porcentaje de oxígeno en el compuesto: (32 / 64'1) x (100) = 49'92%

Utilizando gramos:

1 mol de moléculas de SO2 (64,1 g) contiene 1 mol de átomos de azufre (32,1 g) y 2 moles de átomos de oxígeno (16,0 g).

Porcentaje de azufre en el compuesto: Si en 64,1 g de SO2 hay ® 32,1 g de azufre, en 100 g habrá ® x, luego x = 50'078%

Porcentaje de oxígeno en el compuesto: Si en 64,1 g de SO2 hay ® 32,0 g de oxígeno, en 100 g habrá ® x, luego x = 49'92%


  1. Formula Empírica y Formula Molecular

La fórmula empírica es una expresión o forma que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico, en ella se relacionan los símbolos de los elementos con un número entero correspondiente a cada símbolo. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.
Determinación experimental de fórmulas empíricas.

1. El análisis químico indica el número de gramos de cada elemente presentes en una determinada cantidad de un compuesto.

2. Las cantidades de gramos se convierten a moles de cada elemento, recuerde que para convertir moles a gramos es necesario utilizar el peso atómico del elemento.

3. Seguidamente se debe realizar una comparación entre las moles obtenidas a fin de determinar la de menor valor.

4. Por último las moles de los demás elementos deben ser divididas por el número de moles de menor valor escogido en el numeral anterior. El cociente de esta división debe ser un numero entero, en caso contrario debe aproximarse (siempre y cuando sea posible) al valor entero más cercano o por ensayo y error determinar un numero entero que multiplique a todos los cocientes y los convierta en valores enteros. Una vez realizado este procedimiento se escribe la formula empírica con lo cocientes determinados para cada elemento.

Ejemplo 1.

La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44,4%; H: 6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Calcule su fórmula empírica.

Solución:

Se inicia suponiendo que hay 100 gramos de compuesto en este caso alicina, de tal manera que:

http://3.bp.blogspot.com/_wukap0nocjm/s1dzyfegr-i/aaaaaaaaama/t2fprzcnnuw/s400/dibujo2.jpg

Una vez obtenidos los moles de cada elemento se procede a realizar la división de cada uno de ellos entre las moles de menor valor que en este caso corresponden al oxígeno a fin de hallar los cocientes para escribir de la formula empírica:

http://3.bp.blogspot.com/_wukap0nocjm/s1da6bfhqni/aaaaaaaaami/nar2hvktnki/s400/dibujo3.jpg
Formula empírica: C6H10S2O

  • Determinación de Formulas Moleculares

Para calcular la fórmula molecular, o real, se requiere conocer la masa molecular aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica. Conociendo que el peso molecular de un compuesto debe ser un múltiplo entero (n) del peso molecular de la fórmula empírica. Por tanto,

(Peso Molecular de la Formula Empírica)*n = (Peso Molecular de la Fórmula Molecular)

Ejemplo 2.

Determinar la formula molecular de la alicina (ejemplo 3), sabiendo que el peso molecular de su fórmula molecular es 120g/mol.

Peso molecular de la Formula empírica

C = 12g x 3 = 36g/mol

H = 1g x 10 = 10g/mol

S = 32g x 2 = 64g/mol

O = 16g x 1 = 16g/mol

Peso Molecular = 120g/mol

http://1.bp.blogspot.com/_wukap0nocjm/s1db2m0xapi/aaaaaaaaamq/c-70_rni2s4/s400/dibujo4.jpg

En este caso, Formula Molecular = Formula Empírica


  1. Reactivo Limitante

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometria se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.

Reactivo limitante

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada

Ejemplo 1:

Para la reacción:

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?

Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2

Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.

Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:

Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.

El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

Rendimiento

Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.

La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad

Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico

Razones de este hecho:

    • es posible que no todos los productos reaccionen

    • es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado

    • la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

http://www.eis.uva.es/~qgintro/imagenes/esteq4-04.gif

Ejemplo:

La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento?

(Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).

http://www.eis.uva.es/~qgintro/imagenes/esteq4-05.gif

En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

1) Se usa la estequiometria para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S.

(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.

(8,2/9,6) x 100 = 85,4%

Rendimiento con Reactivos Limitantes

La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento?

(Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)

http://www.eis.uva.es/~qgintro/imagenes/esteq4-06.gif

En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.

1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:

Peso Molecular del Sb4: 487,2

Número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156

Peso Molecular del Cl2: 70,9

Número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,0282

2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometria:

0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6

De modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl2.

3) Usar la estequiometria para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2,00 g de Cl2 (el reactivo limitante).

4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.

(3,65/4,29) x 100 = 85,08%

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