Este documento explica conceptos relacionados con la masa molecular y la estequiometría. Define una molécula y explica el uso de subíndices. Luego, describe cómo calcular la masa molecular de un compuesto químico usando los pesos atómicos y el número de átomos de cada elemento. Finalmente, explica cómo convertir entre masa, moles y número de moléculas usando la constante de Avogadro.
2. Subíndices moleculares
PERO ANTES RECORDEMOS QUÉ ES UNA MOLÉCULA…
Una molécula es la unión de átomos en proporciones definidas, usando
subíndices. Por ejemplo, el óxido de sodio, NaO está formado por dos
átomos de sodio (Na) y un átomo de oxígeno (O).
AHORA SÍ SUBÍNDICES MOLECULARES:
En química, la mayoría de las veces usamos compuestos expresados
como moléculas, las
cuales emplean subíndices.
Para conocer la cantidad de átomos en un componente dentro de una
molécula es
necesario tener en cuenta el subíndice del elemento y los subíndices de
los paréntesis.
3. Para entender hagamos un ejemplo
Calculemos el número de átomos de cada una de las
especies que componen una molécula de ácido
acético, CH3COOH.
Paso 1: Hagamos una lista de los elementos químicos
que contienen la molécula.
o Carbono
o Hidrógeno
o Oxígeno
4. Paso 2: Tomando en cuenta los subíndices, anotemos
cuántas veces se repite cada elemento dentro de la
molécula.
5. Paso 3: Describamos la proporcionalidad de
elementos que existe en la molécula.
• carbono: 2 átomos de C
• hidrógeno: 4 átomos de H
• oxígeno: 2 átomos de O
6. Existen compuestos cuya composición está descrita
por subíndices que abarcan a más de un tipo de
elemento. La diferencia para realizar el cálculo no es
tan grande, solo se precisa añadir un par de pasos.
Como ejemplo, calcularemos la composición en
átomos de la molécula de carbonato de aluminio
(III).
El subíndice del (CO3)3, al ser 3, le afecta el triple al
carbono y al oxígeno. De manera que tenemos tres
átomos de carbono, nueve (3 x 3) átomos de
oxígeno y dos átomos de aluminio.
7. Cálculo de masa o peso molecular
Primero determinamos la cantidad de átomos de cada especie que compone la
molécula:
También podemos interpretarla de la siguiente manera:
8. Peso o masa molecular (concepto)
La suma de los pesos de los elementos que hay en
un compuesto da como resultado el peso de la
molécula y esto es equivalente a un mol del mismo
compuesto.
Calculemos la masa molecular del carbonato férrico,
Fe2 (CO3)3.
• Paso 1: Escribimos la composición atómica del
compuesto.
9. Paso 2: Multiplicamos el número de moles de átomos por el valor
correspondiente del peso atómico de la tabla periódica:
Paso 3: Sumemos las masas que componen la molécula:
10. Deber
Determinar la masa o peso molecular de los siguientes compuestos:
o Sulfito ácido cuproso
o Hipoclorito metarseniáto cromoso
o Permanganato de potasio
o Bromuro dibásico de aluminio
o Fosfato arsenito de molibdeno
o Dicromato de amonio
o Cloruro de sodio
o Bromuro de cinc
o Hidróxido férrico
o Perastatato plúmbico
o Piroantimonito de rubidio y aluminio
11. Vamos más allá
Si ya podemos determinar masa molecular, podremos hacer conversiones de gramos de sustancia a
número de moléculas o moles de ellas. Recordemos la igualdad.
1 mol de moléculas = 6,02 X 1023 moléculas = peso o masa molecular
Ejercicio:
Los huesos de las personas están formados principalmente por carbonato de calcio (CaCO3). Si queremos
conocer la cantidad de calcio en 45 gramos de un hueso, debemos determinar la cantidad de calcio en
moles.
Primer paso: Determinar la masa del carbonato de calcio:
Ca = 1 X 40,00g = 40,00g
C = 1 X 12,01g = 12,01g
O = 3 X 16,00g = 48,00g
100,01g CaCO3
12. Segundo paso: Tomemos el dato del problema y
relacionémoslo con el número de moles de la igualdad de
moles de moléculas. De allí, transformemos el dato a
moles de Ca.
13. Deber
El metano (CH4) con el oxígeno (O2) producen agua (H2O) y
dióxido de carbono (CO2), escriba la reacción y no se olvide de
igualarla. Determinar:
a. Con 7,20 x 1021 moléculas de CH4, ¿cuántos gramos de H2O vamos a
producir?
b. Con 6,5 moles de O2, ¿cuántas moles de CO2 vamos a producir?
c. Con 60 gramos de O2, ¿cuántos gramos de H2O vamos a formar?
15. rENDIMIENTO
Es la cantidad de producto obtenido en una reacción
química. En la práctica suele ser frecuente que la cantidad
obtenida sea menor de la esperada. Cuando esto ocurre
decimos que la reacción tiene un rendimiento inferior al
100%.
Teóricamente cuando efectuamos una reacción química
calculamos las cantidades de productos que esperamos
obtener a partir de las cantidades de reactivos utilizadas y de
la estequiometría de la reacción.
16. Causas de un rendimiento práctico
inferior al 100%
La pérdida de material durante su manipulación
El desarrollo de la reacción en condiciones
inadecuadas
La existencia de reacciones paralelas que dan lugar a
productos deseados
Por tanto en la práctica la cantidad de producto
obtenido no alcanza el valor que se deduce del
cálculo estequiométrico, siempre hay una diferencia
entre esos valores.
17. Rendimiento real y rendimiento teórico
Rendimiento real: Es la cantidad de producto final obtenido, luego de haberse
producido la reacción química.
Rendimiento teórico: Es la cantidad de producto que se obtienen teóricamente
según la estequiometría de la ecuación.
19. ejercicio
Se hacen reaccionar diez gramos de óxido de aluminio
(Al2O3) con un exceso de ácido clorhídrico (HCl) para obtener
veinticinco gramos de cloruro de aluminio.
a. Calculemos el rendimiento de la reacción.
b. Si el rendimiento teórico fuera del 60%, ¿cuánto se
esperaría que fuera el rendimiento real?
Como siempre el PASO 1 es escribir e igualar la ecuación
química:
20. PASO 2: Pasamos la cantidad de reactivo que se tenga a unidades de producto deseado.
PASO 3: El valor del enunciado del producto va a ser equivalente al rendimiento real, en este caso
es 25 gramos de cloruro de aluminio. El valor obtenido de 25,76 gramos de cloruro de aluminio es
el rendimiento teórico porque se lo obtuvo mediante cálculos. Lo reemplazamos en la fórmula.
PASO 4: Para la resolución del literal b. del ejercicio, debemos usar la fórmula de rendimiento real:
