Tema 1: Estequiometría

Conceptos clave:

  • mol ü
  • masa atómica y molecular ü
  • ajuste de reacciones químicas ü
  • concentración y unidades (riqueza y densidad, g/L, molaridad, molalidad y fracción molar) ü
  • ecuación de los gases perfectos ü
  • reactivo limitante y en exceso ü
  • determinación de fórmulas ü

Objetivos del tema:

  • Relacionar cantidad de sustancia con número de átomos y/o de moléculas ü
  • Ajustar reacciones químicas ü
  • Realizar cálculos estequiométricos involucrando sustancias sólidas, líquidas, gaseosas y en disolución ü
  • Determinar el reactivo limitante de una reacción y resolver cálculos estequiométricos en esos casos ü
  • Determinar fórmulas empíricas y moleculares de sustancias ü

1. Leyes ponderales y volumétricas.

  • Ley de Lavoisier o de conservación de la masa. 
La materia ni se crea ni se destruye, solo se transforma, por ello, en una reacción química, la masa de los reactivos es igual que la de los productos. Eso se debe a que los átomos no desaparecen sino que se reordenan.


  • Ley de Proust o de las proporciones constantes
Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas. Eso implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto.

  • Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Cuando dos elementos se combinan para dar lugar a varios productos, las masas de uno de ellos que reaccionan con una masa fija del otro están en relación de números enteros sencillos.


  • Ley de Richter o de las proporciones recíprocas
Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.




  • Ley volumétrica de Gay-Lussac
En una reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen guardan entre sí una proporción de números enteros y sencillos, si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura.


  • Ley de Avogadro
En volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, existen igual número de moléculas.



2. El mol. Masa atómica y molecular.

Un mol es la cantidad de materia que contiene el mismo número de partículas elementales de ésta, que el número de átomos que hay en 12 g del isótopo 12 del carbono. Este número es el número de Avogadro: 6.02E23.


Masa atómica: masa de un átomo de ese elemento medida en una unidad especial: la unidad de masa atómica (uma). 1 uma es igual a la doceava (1/12) parte de la masa  del isótopo 12 del peso del átomo de carbono.

Masa molecular: La masa molecular es la suma de las masas atómicas que entran en la fórmula molecular de un compuesto. La masa molecular se obtiene sumando la masa atómica de cada átomo de la molécula.

La masa de un mol (masa molar) de cualquier sustancia coincide numéricamente con la masa atómica o molecular, expresada directamente en gramos. Para averiguar el número de moles contenidos en una masa de sustancia, basta con dividir por el peso molecular de la misma.

Ley de Avogadro: volúmenes iguales de distintos gases en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Como consecuencia de esto, 1 mol de cualquier gas en condiciones normales (1 atm y 273 K) ocupa 22.4 L.




 Cuestiones



3. Concentración. Unidades.

Concentración es cualquier expresión que relacione las cantidades de soluto y disolvente de una disolución y exprese por tanto la proporción en que están mezclados.

Las formas más frecuentes de expresar la concentración son:
  • g/L
  • riqueza y densidad
  • molaridad, M, moles de soluto por litro de disolución
  • molalidad, m, moles de soluto por kilogramo de disolvente
  • fracción molar, Xi, moles de i partido de moles totales

Para relacionar riqueza y densidad con las demás unidades de concentración es útil verbalizar lo que significa. Por ejemplo, si trabajamos con HCl del 37 % de riqueza y densidad 1.18 g/mL, podemos escribir:
"1 mL de disolución pesa 1.18 g, de los cuáles, el 37 %, o sea, 0.44 g(=1.18·0.37), es HCl y el resto, o sea, 0.74 g(=1.18-0.44), agua."
Así, si queremos obtener ahora, por ejemplo la molalidad basta calcular cuántos moles son 0.44 g de HCl y dividirlo por el peso de disolvente en kg que los contiene, es decir, 0.74E-3: m=(0.44/36.5)/0.74E-3=16.29 mol/kg.


4. Estequiometría. Reactivo limitante y en exceso.

Reactivo limitante es el que se acaba primero en una reacción, haciendo de ese modo que la reacción finalice, y limitando (de ahí su nombre) la cantidad de producto que se puede formar. Todos los demás reactivos son, por definición, en exceso, pues parte de ellos sobra al final.

Algunas relaciones importantes para resolver problemas de estequiometría:

n=m/PM

N=n·Na con Na=6.02E23

1 mol de gas en CCNN=22.4 L

pV=nRT con R=0.082 atm·L/K·mol

Problemas






Relaciones estequiométricas


5. Tipos de fórmulas.

Fórmula empírica: Es la que nos da la proporción en que están los átomos que conforman una sustancia.

Fórmula molecular: Es la que nos proporciona el número exacto de átomos que integran la molécula. Siempre es un número entero de veces la fórmula empírica.

Fórmula semidesarrollada: Para compuestos orgánicos; es la que indica cómo se unen entre sí los átomos de la molécula, salvo las uniones con H, que se escriben juntos.

Fórmula desarrollada: Para compuestos orgánicos; es la que describe cómo se unen todos los átomos de la molécula.

Fórmula esquemática: Para compuestos orgánicos; es una simplificación de la semidesarrolada, en la que se omite la escritura de los átomos de C e H, y la cadena de átomos de carbono se representa por una línea quebrada.


6. Métodos de determinación de pesos moleculares.

6.1. Método de la densidad relativa.


Sólo se utiliza para gases, y consiste en dar la densidad del gas problema en relación con la de otro gas que se usa como referencia, en las mismas condiciones de presión y de temperatura.

Si despejamos la densidad de un gas de la ecuación de los gases:

pV=nRT
pV=(m/PM)RT
d=m/V=PM·p/RT

Dado que volúmenes de distintos gases en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de partículas, y por tanto de moles, al dividir la densidad de dos gases en las mismas condiciones, el resultado es el cociente de los pesos moleculares, es decir:

d(A/B)=PM(A)/PM(B)

6.2. Método de Meyer.


De nuevo sólo es para gases y consiste en dar la masa de un determinado volumen de gas en unas condiciones de presión y temperatura. Aplicando la ecuación de los gases, se puede obtener el peso molecular:

pV=nRT
pV=(m/PM)RT
PM=mRT/pV

6.3. Crioscopía.


Es aplicable a sustancias solubles y se basa en la propiedad coligativa del descenso crioscópico: midiendo el punto de congelación de una disolución, y sabiendo las cantidades de soluto y disolvente usadas se puede calcular el peso molecular del soluto:

DTc=Kc·molalidad=Kc·(m/PM)/kg dvte.
PM=Kc·m/kg·DTc




Bibliografía

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