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Documento de Estequiometria
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UNI-NORTE
Amadeo Avogadro
Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo,
los químicos del siglo XIX decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo
número de átomos o moléculas (o cualquer otra partícula) y definieron los términos átomo-gramo,
molécula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol. Un
mol de partículas son 6,023 × 1023 (número de Avogadro) de estas partículas.
Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere,
las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de
estas partículas. Así, los términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y
fórmula-gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol.
Por ello, en el caso de sustancias elementales conviene indicar, cuando sea necesario, si se trata de
átomos o de moléculas. Por ej., no se debe decir: "un mol de nitrógeno" pues puede inducir a
confusión, sino "un mol de átomos de nitrógeno" (=14 gramos de nitrógeno) o "un mol de
moléculas de nitrógeno" (= 28 gramos de nitrógeno).
En los compuestos iónicos también puede utilizarse el término mol, aun cuando no estén formados
por moléculas discretas. En este caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ej., 1 mol de
NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl- (NA es el número de Avogadro).
El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas
son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría
10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más),
es mucho más simple usar el mol.
El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total
de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el
hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.
Un Átomo de Hidrógeno
Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas
personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es
el peso combinado de todas sus partes.
Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de
oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.
+ =
2 moles H 1 mol O 1 mol de agua
+ =
2 * 1.01 g 16.00 g 18.02 g
Una botella llenada con exactamente 18.02 g de agua debería contener 6.02 x 10 23 moléculas de
agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos, también se aplica a las moléculas. De esta
manera, 9.01 g de agua debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 10 23 moléculas. Se puede calcular
el peso molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que
conforman el compuesto.
Cuántas moléculas de oxígeno y cuántos átomos de oxígeno están contenidos en 0.40 moles
de oxígeno gaseoso (O2), a 25ºC.
Composión Porcentual
La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad
del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada
elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo.
= 5.92% = 94.06 %
La suma de los porcentajes es 99.98%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las
masas molares de los dos elementos.
El ácido fosfórico (H 3 PO 4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más
sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.
Porcentaje de Pureza
Ejemplo: Al analizar una muestra 1.053 g de carbonato y bicarbonato de sodio, se encontró 0.563 g
de carbonato de sodio. Calcule el %Pureza del carbonato de sodio y el %Pureza del bicarbonato de
sodio.
Una fórmula indica la composición elemental, los números relativos de cada uno de los átomos
presentes, las cantidades reales de cada especie de átomos presentes en una molécula de sustancia o
la estructura del compuesto.
Fórmula Empírica: Es la que proporciona las cantidades mínimas relativas de átomos presentes en
un compuesto, también debe indicar el número relativo de moles de cada elemento.
La fórmula empírica es la fórmula más simple para un compuesto. Comúnmente, las fórmulas
empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí su nombre fórmula empírica.
Por ejemplo, si observamos que dos moles de hidrógeno reaccionan completamente con un mol de
oxígeno para formar un mol de agua sin generar otro producto, diríamos que la fórmula molecular
Ejemplo: En una muestra de gas color pardo, contaminante principal del aire, se ha determinado un
contenido de 2.34 g de N y 5.34 g de O. Cuál es la Fórmula Empírica del compuesto?
mFe = 6.00 g
m0 = 8.57 g – 6.00 g = 2.57 g
nFe = 6.00/55.85 = 0.107 mol (menor valor) 0.107 mol / 0.107 mol = 1.00 --> 2
n0 = 2.57/16.00 = 0.160 mol 0.160 mol / 0.107 mol = 1. 50 --> 3
Fórmula Molecular
La fórmula molecular es la fórmula que expresa las proporciones correctas y el número correcto de
átomos que forman una molécula de una sustancia dada. La fórmula empírica no necesariamente
coincide con la fórmula molecular. Si no coinciden, la fórmula molecular es un múltiplo de la
fórmula empírica.
Expresa cuántos átomos de cada elemento están presentes en una molécula de una sustancia. Para
calcular la Fórmula Molecular de un compuesto se necesita conocer el Peso Molecular de ese
compuesto y el Peso Molecular de la Fórmula Empírica.
c. Determinar el factor x para encontrar la cantidad de veces que la Formula Empírica esta
repetida en la Fórmula Molecular:
Muchas sales se encuentran en la naturaleza formando hidratos, lo que significa que un cierto
número de moléculas de agua están enlazadas a los iones en la estructura cristalina de la sal. El
número de moles de agua por mol del hidrato es usualmente una constante de acuerdo con la ley de
la composición definida. Por ejemplo, el cloruro férrico comercial se puede obtener como
FeCl3.6H2O y el sulfato de sodio como Na2SO4.10H2O.
Cuando los hidratos se calientan, se eliminan las aguas de cristalización y se obtiene la sal anhidra
(sin agua):
CuCl2 . X H 2 O CuCl2 + X H 2 O
moles (sal anhidra) = 2.084 g = 0.015 moles moles(agua) = 1.116 g = 0.062 moles
134.5g/mol 18 g/mol
Problemas a resolver
R/. C6H12O6
R/. Ba(ClO)2
• Cierto hidrato tiene la siguiente composición en peso: 12.10% Na, 14.19% Al,
22.14% Si, 42.09% O y 9.48% H2O. ¿Cuál es su fórmula?
Bibliografía
Asimov, Isaac. Morir en el laboratorio. En: El Electrón es Zurdo y Otros Ensayos Científicos.
Alianza Editorial. Madrid, 1972. pp. 237.
Wolke, Robert L. ¡Fuego!. En: Lo que Einstein no sabía. Robin Book, Bogotá, 2002. pp. 27