TEÓRICO-PRÁCTICO N 2: ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA

Transcripción

1 TEÓRICO-PRÁCTICO N 2: ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA FUNDAMENTO TEÓRICO La estequiometría es el área de la química que estudia las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química, expresados en unidades adecuadas (pesos, volúmenes, número de moles, etc.). Según surge de los postulados de la Teoría Atómica, cada elemento debe tener una masa atómica característica. La masa atómica también se denomina peso atómico, aunque esta denominación es incorrecta, ya que la masa es una propiedad de las sustancias y el peso depende de la gravedad. Desde entonces, surgió el interés de los químicos en medir esta masa, puesto que resultaba importante para el trabajo de laboratorio, y es aquí donde surgieron algunos inconvenientes: a causa de su tamaño tan pequeño resulta imposible determinar la masa individual de los átomos (imagínense como son de pequeños que aún la partícula mínima de polvo, que se filtra por una ventana, visible a simple vista contiene aproximadamente 1x10 16 átomos). Sin embargo existen métodos experimentales para determinar la masa de un átomo en relación con otro tomado como patrón. Debido al tamaño tan pequeño de los átomos, sus masas se fijaron en forma relativa tomando como referencia una unidad de masa atómica: la uma. Unidad de masa atómica (u.m.a): Se define como una masa exactamente igual a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12, es decir: El patrón utilizado ha ido cambiando a través del tiempo y en la actualidad, y desde 1961, la IUPAC, por un acuerdo internacional, seleccionó arbitrariamente como patrón al átomo de 12 C (isótopo de 12 C ) asignándole una masa de 12 unidades de masa atómica, 12 u.m.a. Página 1 de 9

2 Masa atómica relativa (o Peso atómico relativo): se define como un número que indica cuántas veces un átomo es más pesado que la unidad de masa atómica (patrón de referencia). Por lo tanto la masa atómica relativa de un elemento es el cociente entre la masa de ese elemento y la doceava parte de la masa del 12 C. Las masas atómicas relativas (MAr) de los distintos elementos se encuentran en la Tabla periódica. Sus valores son adimensionales, puesto que indican cuantas veces más pesado que la uma es el átomo de ese elemento. Por ejemplo: (Información obtenida de la tabla periódica) Ello quiere decir que un átomo de Oxigeno es 16 veces más pesado que la doceava parte del átomo de Carbono-12. Una vez que se conoce la masa atómica para los átomos de los diferentes elementos es posible calcular la masa molecular, ya que las moléculas son conjuntos unitarios de átomos. Masa Molecular relativa (MMr)(o Peso molecular relativo): se define como un número que indica cuántas veces una molécula es más pesada que la unidad tomada como patrón, tomándose como patrón el mismo que para las masas atómicas. La MMr se expresa en uma y se calcula sumando las masas atómicas relativas de los elementos presentes en la fórmula molecular. Por ejemplo: Calculo de la Masa Molecular Relativa N 2 H 2 SO 4 Fe 3 (PO 4 ) 2 N x 2 = 14 X 2= 28 uma Hx2 = 1x2 = 2 Sx1 = 32x1 = 32 Ox4 = 16x4 = 64 = 98 uma Fex3= 56x3 = 168 Px2 = 31x2 = 62 Ox8 = 16x8 = 128 = 358 uma Página 2 de 9

3 EL MOL Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero debido a que los átomos tienen una masa tan pequeña, no es posible diseñar una balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica, asi mismo las muestras más pequeñas con las que se puede trabajar en un laboratorio de Química contienen grandes cantidades de átomos, iones o moléculas. Resulta, entonces, conveniente tener una unidad especial para describir números tan grandes. En Química la unidad utilizada para referirse a cantidades de átomos, moléculas y iones es el MOL, que proviene del latín y significa mole, pila o montón. En 1971 la XIV Conferencia de Pesas y Medidas designó al Mol como otra unidad básica del Sistema Internacional (S.I.) y denominó cantidad de sustancia a la magnitud que se mide con esta unidad. MOL: es la cantidad de materia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isotopo de Carbono-12. La cantidad de entidades elementales encontradas es 6, x10 23 y recibe el nombre de Número o Constante de Avogadro (NA). Así 1 Mol de partículas contiene 1 vez al N de Avogadro en esas partículas. Ejemplos: 1 mol de átomos de 12 C contiene 6,02x10 23 átomos de 12 C 1mol de moléculas de H 2 O contiene 6,02x10 23 moléculas H 2 O 1mol de iones de NO - 3 contiene 6,02x10 23 iones NO - 3 Página 3 de 9

4 Masa del Mol - Masa Molar o Peso Molecular Si tenemos en cuenta la definición dada de MOL y del Número de Avogadro, podemos relacionar los gramos que pesa un mol de átomos con la cantidad de átomos que este contiene. Se sabe que 1 solo átomo de 12 C tiene una masa de 12 uma, entonces 1 solo átomo de 24 Mg tiene una masa de 24 uma. Por definición de mol podemos decir que: 1 mol de átomos de 12 C pesa 12 g y contiene 6,02x10 23 átomos de 12 C 1mol de átomos de Mg pesa 24 g y contiene 6,02x10 23 átomos de Mg De lo anterior se ve que la masa de 1 solo átomo de un elemento en uma es numéricamente igual a la masa en gramos de 1 mol de átomos de ese elemento, en consecuencia se define a la Masa Molar o Masa del Mol como la masa en gramos de 1 mol de sustancia. Así: 1 átomo de Na pesa 23 uma 1 mol de átomos de Na (o sea 6,02X10 23 átomos de Na) pesan 23 g. 1 Molécula de H 2 O pesa 18 uma 1 mol de moléculas de H 2 O (6,02X10 23 molec. de H 2 O) pesan 18 g. El mol constituye un puente entre el mundo de los átomos y moléculas invisibles y los gramos y moles de sustancia que se puede ver y pesar. Así ante la pregunta, cuánto pesa un átomo?, siempre se expresará en gramos, nunca en uma, porque esta no es una unidad de masa ni de peso. Volumen molar: Avogadro estableció relaciones entre el volumen de un gas y el número de moles. Experimentalmente encontró que: Volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. En C.N.T.P. (condiciones normales de temperatura y presión, 273 K y 1 Página 4 de 9

5 atmósfera): el volumen de cualquier gas ideal es 22,4 litros y se llama volumen molar, así: 1 mol de gas ocupa un volumen de 22,4 L. En general se puede escribir la siguiente relación: 1mol Moléculas = 6,02x1023 moléculas = PM(g) = 22,4 L Por lo que las unidades en las cuales expresaremos la cantidad de un compuesto son: moles, gramos, número de moléculas o átomos y Litros. Resumiendo, podemos establecer el siguiente diagrama que relaciona todas las cantidades atómicomoleculares: COMENTARIO: Debemos tener en cuenta que cuando nos referimos a las moléculas, los subíndices en las fórmulas indican el número de átomos de ese elemento presentes en cada molécula de la sustancia, mientras que cuando hablamos del mol de sustancia los subíndices representan el número de moles de átomos de ese elemento presentes y si queremos contabilizar el número de átomos se debe multiplicar por NA. Ejemplos: -1 molécula de H 2 O contiene 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. -1 mol de H 2 O contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y 1 mol de átomos de oxígeno, es decir contiene 2x 6,02x10 23 átomos de hidrogeno y 6,02x10 23 átomos de oxígeno. Página 5 de 9

6 Con esa aclaración podemos resumir los conceptos estequimétricos más importantes de la siguiente manera: 1 mol de moléculas de CO 2 6,02X10 23 moléculas de CO 2 CO 2 (g) 44 g de CO 2 22,4 L de CO 2 en CNPT 1 mol de átomos de C (6,02X10 23 átomos de C o 12 g de carbono) 2 moles de átomos de O (2 x 6,02X10 23 átomos de O ó 2 x 16 g de Oxigeno) EJERCITACION: 1. Calcule la masa molar de los siguientes compuestos: Cloruro de sodio Sulfato de bario Acido perclórico Nitrato férrico Carbonato de calcio Oxido perclórico Metano Hipoclorito de sodio Hidróxido de calcio Pirofosfato cobaltoso Amoniaco 2. Cuántos moles de átomos de S hay en 45,5 gramos de este elemento? 3. Calcule la masa de una muestra de hierro metálico que contengan 0,35 moles de átomos de Hierro. Página 6 de 9

7 4. Calcule el volumen ocupado por 1000 g de los siguientes gases en CNPT Cl 2 CH 4 N 2 O 4 SO 3 NH 3 O 2 5. Cuántas moléculas de gas metano CH 4 en CNTP hay en: 120 L del gas en CNTP. 22,4 L 1000g de metano. 12 moles de moléculas del gas metano. 6. Se disponen de 0,4 moles de H 2 S. Cuántos gramos de H 2 S contienen esos moles? cuantos moles de H y S están contenidos en esos moles? Cuántos gramos de H y S están presentes? Cuántas moléculas de H 2 S hay? Cuántos átomos de H y S hay? 7. Consideremos ahora que el H 2 S es un gas que se encuentra en C.N.P.T. Qué volumen ocuparán 0,4 moles del mismo? 8. Completa la siguiente tabla: Compuesto Masa (g) N de moles N de moléculas N de átomos Volumen (CNPT) N 2 O HCl 139 g S0 3 7,5 X10 24 CO 2 2,50 H 2 S 1000 L Página 7 de 9

8 9. Cuántos gramos de metano, CH 4 hay en 1.20 x 10-4 moléculas?. 10. El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente venenoso. Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica promedio? 11. Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na 2 S corresponden a x moléculas de sulfuro de sodio y cuántos moles de sodio?. 12. Una muestra de Dicromato de amonio, contiene 1.81 x átomos de hidrógeno cuántos gramos de nitrógeno hay en ella?. 13. cuántos átomos de O y de H hay en : 3 moles de Hidróxido Férrico 0,07 moles de Ácido sulfúrico 0,12 moles de agua 3,7 x 10-3 moles de ácido metarsenioso 0,05 x 10-3 moles de ácido Perbrómico 1 mol de Ácido bórico 14. indica el peso de cada una de las siguientes muestras según corresponda: 3,3 moles de sulfito de calcio 0,01 moles de sulfuro ferroso 0,32 moles de agua 2,09 moles de nitrato cúprico 0,004 moles de carbonato de potasio 3 moles de sulfito de bario 3,2 x 10-5 moles de ácido sulfúrico 0,12 moles de agua 2 x 10-2 moles de permanganato de potasio 0,07 moles de sulfato ferroso 2,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico 0,09 moles de nitrato de potasio 0,0045 moles de carbonato de sodio 2,6 x 10-2 moles de permanganato de aluminio 3,7 x 10-3 moles de ácido metarsenioso 0,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico Página 8 de 9

9 15. Cuantos gramos de zinc hay en 0,356 moles de Zn? 16. Cuántos átomos hay en 16,3 g de azufre? 17. Cuántos átomos de hidrogeno están presentes en 25,6 g de urea, (NH 2 ) 2 CO? 18. Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 5, moles de helio o 2 átomos de plomo? 19. Compare los gramos de Fósforo contenidos en las siguientes muestras: 2,8 moles de Ácido ortofosfórico 500 g de Pirofosfito Plumboso 7,5x10 25 moléculas de Oxido fosforoso. 20. Indique en cuál de las siguientes muestras hay mayor número de moléculas de Oxigeno: 2000 g de Agua 7,9 moles de Ácido carbónico 3500 L de Óxido Nítrico. Página 9 de 9