Biología.Peso Molcular y Mol 3

ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría es la parte de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas
entre las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.
Ya hemos visto que las fórmulas de los compuestos tienen un significado cualitativo y
cuantitativo, lo mismo sucede cuando se representan mediante una ecuación química las
transformaciones que se producen entre unos compuestos para obtener otros distintos.
Además, es importante destacar que las reacciones se presentan siempre ajustadas, lo que
supone una información acerca de las cantidades, que intervienen en ellas, siendo estas iguales en
ambos miembros, aunque los compuestos sean distintos.
También se sobreentiende en las ecuaciones químicas que éstas representan tanto la relación
que se establece entre átomos como entre moles.
Una vez establecida la ecuación química de un proceso, se puede seguir un modelo simple
para la solución de todos los problemas estequiométricos, que consiste en tres pasos:
1.- Convertir la cantidad de sustancia dada a moles.
2.- Convertir los moles de las sustancias dadas a moles de las sustancias que se desean.
3.- Convertir los moles de las sustancias deseadas a las unidades de cantidad requeridas.
Para poder llevar a cabo estos pasos, vamos a recordar algunos conceptos muy importantes
que deben ser tenidos en cuenta:
PESO ATÓMICO
El peso atómico de un elemento es un número que indica cómo se relaciona la masa de un
átomo de ese elemento con la masa patrón de un átomo de referencia.
En 1961 se adoptó una nueva escala de pesos atómicos, para ser usados en química y física,
basada en el isótopo del carbono 12, simbolizado por
12
C, que tiene exactamente el valor de 12
uma ( unidades de masa atómica). Esta unidad de masa atómica se define exactamente como 1/12
de la masa del átomo de
12
C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción
del peso de los átomos.
En química, interesa conocer únicamente el peso atómico medio de los átomos que refleja la
abundancia relativa de los distintos isótopos. Por ejemplo, en el caso del carbono, una muestra
natural tomada al azar contiene 98,892 por 100 de
12
C 1,108 por 100 de
experimental se llama peso atómico relativo, o simplemente peso atómico.
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C. La masa media
ATOMO-GRAMO Y NÚMERO DE AVOGADRO
El átomo gramo de un elemento es la cantidad de gramos de ese elemento numéricamente igual a
su peso atómico. Se representa por at-g
Se ha determinado experimentalmente que un átomo-gramo de helio ( 4,0026 gr) tiene 6,023
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x 10
átomos de helio. Por eso, se define también que un átomo-gramo de cualquier elemento
contiene 6,023 x 10
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átomos de ese elemento.
En la actualidad se usa un término equivalente al at-gr, el mol , que es la unidad básica de
cantidad de sustancia en el sistema internacional, SI.
El número 6,023 x 10
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, que representa la cantidad de unidades que hay en un mol de
sustancia , se llama número de Avogadro, y se le designa por el símbolo N.
Ejemplo: ¿Cuántos átomos de Azufre hay en una muestra de este elemento que pesa 10 gr? Peso
atómico del azufre : 32
Solución: Un átomo de azufre pesa 32 uma, por lo tanto un átomo-gramo de azufre pesa 32 gr.,
luego 10 gr. de S son:
32 gr S ----------- 1 mol de átomos S
10 gr S ----------- x = 0,312 moles de átomos de S
Como 1 mol de átomos de azufre tiene 6,02x 10
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átomos de S, 0,312 mol de átomos de S son:
1 mol átomos S ---------- 6,02x 10
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0,312 átomos S ---------- x = 1,88 x 10
átomos de S
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átomos de S
ELEMENTOS
1 at-gramo
Peso-atómico-gramo
1 mol de átomos
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6,02 x 10 átomos
MOL Y PESO MOLECULAR
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Se ha definido el mol como 6,02x 10
unidades fundamentales. En cualquier situación, el
mol representa éste número fijo, así como una docena es siempre 12.
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Sin embargo, el peso de un mol depende del peso de las entidades individuales que se estén
considerando.. En este sentido se habla de un mol de átomos de H, de un mol de moléculas de H2 ,
+
ó de un mol de iones H cuando se trata de 6,02x 10
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unidades de las sustancias citadas.
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átomos de H, su peso es de 1,008 g
Ejemplos: un mol de átomos de H contiene 6,02x 10
un mol de átomos de O contiene 6,02x 10
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un mol de átomos de Cu contiene 6,02x 10
átomos de O, su peso es de 16,00 g
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átomos de Cu, su peso es de 63,54 g
El peso de un mol de moléculas también se puede obtener de los pesos atómicos. Así, un
mol de moléculas de CO contiene un mol de átomos de C y un mol de átomos de O. El peso de un
mol de CO será:
Peso de un mol de C + peso de un mol de O = peso de un mol de CO
12,01 g + 16 g = 28,01 g
La molécula-gramo
de un compuesto es la cantidad de gramos de ese compuesto
numéricamente igual a su peso molecular.
Para designar la cantidad de sustancia , número de moles, se usa el símbolo n . Por ejemplo,
en 56,02 g de CO hay 2 moles de CO, es decir n = 2.
En lo sucesivo, si no se indica lo contrario, al decir mol nos referiremos siempre al molgramo.
COMPUESTOS
1 molécula-gramo
1 peso molecular gramo
1 mol de moléculas
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6,02 x 10 moléculas
VOLUMEN MOLAR
Se ha encontrado experimentalmente que, en condiciones normales ( 0 o C y 1 atm), un mol
de cualquier gas ocupa aproximadamente 22,4 litros. Este valor, 22,4 litros por mol, se denomina
volumen molar de un gas ideal en condiciones normales. Así pues, y tomando como ejemplo el
oxígeno, podemos escribir esta cadena de equivalencias:
1 mol de O2
32 gramos de O2
22,4 litros en C.N.
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6,02 x 10
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moléculas de O2
Habiendo recordado estos conceptos veremos un ejemplo de un cálculo estequiométrico.
Ejemplo: El Oxígeno se prepara calentando el clorato de potasio: KClO3 . ¿Cuál es el peso de O2
obtenido a partir de 6,0 g de KClO3 .?
Solución: El primer paso consiste en escribir la ecuación ajustada de la reacción:
2 KClO3 . = 2 ClK + 3 O2
Ahora examinamos el problema a través de dos interrogantes: (a) que datos se dan y (b) que
es lo que se busca.
Respondemos diciendo que (a) se da el peso de KClO3 y (b) que se busca la cantidad de O2
producido. Como el peso molecular del KClO3 = 122,6 g, buscamos el número de moles:
122,6 g/mol KClO3 --------- 1 mol de KClO3
6,0 g de KClO3
------------ x = 0,0489 moles de KClO3
Este valor lo usamos para calcular el n;umero de moles de O2 producidos. De acuerdo con la
ecuación ajustada, 2 moles de KClO3 producen 3 moles de O2 . Por consiguiente:
2 moles de KClO3 ---------- 3 O2
0,0489 moles KClO3 ------- x = 0,0733 moles de O2
Ahora buscamos el peso de O2 :
Peso de O2 = 0,0733 moles de O2 x 32,0 g/mol = 2,345 g de O2
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