Estequiometria
Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes (o también conocidos como reactivos) producidos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados.
Principio
En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:
- la conservación del número de átomos de cada elemento químico
- la conservación de la carga total
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
MOL
Es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química. Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12. Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.02x 10^23. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.
Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.
| 1 MOL de un elemento = 6.022 x 10^23 átomos |
Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.
Para cualquier ELEMENTO:
| 1 MOL = 6.022 X 10^23 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos) |
Ejemplos:
| Moles | Átomos | Gramos(Masa atómica) |
| 1 mol de S | 6.022 x 10^23 átomos de S | 32.06 g de S |
| 1 mol de Cu | 6.022 x 10^23 átomos de Cu | 63.55 g de Cu |
| 1 mol de N | 6.022 x 10^23 átomos de N | 14.01 g de N |
| 1 mol de Hg | 6.022 x 10^23 átomos de Hg | 200.59 g de Hg |
| 2 moles de K | 1.2044 x 10^24 átomos de K | 78.20 g de K |
| 0.5 moles de P | 3.0110 x 10^23 átomos de P | 15.485 g de P |
Volumen molar de un gas en condiciones normales
En ciertas ocasiones de presión y temperatura, es posible que la mayoría de las sustancias existan en alguno de los tres estados de la materia: solido, líquido y gaseoso. Por ejemplo, el agua puede estar en estado sólido como hielo, en estado líquido como en agua o en estado gaseoso como vapor. Las propiedades físicas de una sustancia dependen a menudo de su estado.
Los gases son en diversos aspectos mucho más sencillos que los líquidos y los sólidos. El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. Sujetos a cambios de temperatura y presión, los gases se comportan en forma más previsible que los sólidos y los líquidos. Las leyes que norman este comportamiento han desempeñado una importante función en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases.
De acuerdo con lo anterior se llega a volumen molar de un gas, que es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura.
Las condiciones a 0°C (273.15 K) Y 1 atm (760 mm de Hg) se denominan temperatura y presión estándar y, a menudo se abrevian CNPT.
APLICACIONES
Las principales aplicaciones de volumen molar de un gas es que resulta muy útil para determinar la masa molar de un gas o de sustancias que se pueden evaporar con cierta facilidad. Si conocemos el volumen y la masa de un gas en condiciones normales, podemos conocer la masa molar de dicho gas. Además, la densidad de un gas la podemos conocer gracias a la división de la masa molar de un gas por su volumen molar.
Un ejemplo son los globos meteorológicos que son lanzados a diario desde las estaciones meteorológicas en todo el país. Los globos empiezan a cierta presión, temperatura y volumen, pero una vez que suben, esas tres variables van cambiando en relación al entorno.
Al poner aire en una llanta, o en un balón, la presión se incrementa añadiendo más aire (moléculas) por que el volumen se mantiene igual.
Cálculo del volumen molar del gas (Vm)
Vg = volumen de gas recogido (se mide en la experiencia)
mO2= masa de oxigeno liberado (se mide en la experiencia).
Ejemplo:
- ¿Qué volumen ocupan 30 gramos de gas nitrógeno: N2, a cero grados centígrados y una atmósfera de presión? Masa atómica del nitrógeno= 14,0067.
Haciendo la regla de tres:
Despejando x:
Que es el volumen ocupado por 30 gramos de nitrógeno a cero grados centígrados y una atmósfera de presión.
¿Cuánto pesan 50 litros de gas oxigeno O2, a cero grados centígrados y una atmósfera de presión? Masa atómica del oxígeno = 15,9994.
Por regla de tres tenemos que:
Que es el peso en gramos de 50 litros de oxígeno en condiciones normales: cero grados Celsius y una atmósfera de presión.
