Estequiometria

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ESTEQUIOMETRÍA BÁSICA
Introducción
El término estequiometría se emplea para designar el
cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en
las reacciones químicas.
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas
de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones
químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por
los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por
los coeficientes.
Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de
manera rutinaria en el análisis químico y durante la
producción de las sustancias químicas en la industria.
Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química
que relacione los pesos de los reactantes con los pesos de los
productos. Esta unidad química es el mol.

2. Clases de Compuestos
Un compuesto puede estar formado por iones
(compuestos iónicos) o moléculas (compuestos
covalentes o moleculares).
Iones
Un ion es un átomo que ha perdido o ganado uno o
más electrones (en general hasta un máximo de 3) y
por lo tanto tiene carga.

3. Un átomo que ha perdido electrones tiene una carga
positiva puesto que el electrón es negativo y es
llamado catión.
Se forman en los metales por la pérdida de uno o
más electrones de valencia. Esta perdida de
electrones es llamada oxidación.
Un átomo que ha ganado electrones tiene carga
negativa y es llamado anión.

4. Unidad Fórmula
Puesto que la fórmula de un compuesto da el número
relativo de átomos de cada elemento presente,
representa lo que se llama una unidad fórmula. Una
unidad fórmula de un átomo de helio (He), consiste de
un átomo de helio. Una unidad fórmula de gas
hidrógeno, consiste en una molécula de H2.
Una unidad fórmula de cloruro de sodio, (NaCl)
consiste de un ion sodio (Na+
) y un ion cloruro (Cl-
).
En un compuesto molecular o covalente, los
electrones son compartidos por los átomos que
conforman el compuesto. La fórmula de un compuesto
da el número de cada clase de átomos que conforman
la unidad fórmula.

5. Peso molecular o peso fórmula
El conocimiento de la escala de los pesos atómicos, tal
como se encuentran en la tabla periódica, puede ser
combinada con la información obtenida de la fórmula
de un compuesto. A partir de lo anterior, se puede
calcular el peso fórmula (o peso molecular) de un
compuesto. Esto se hace considerando el número de
átomos de la unidad fórmula del compuesto y los
pesos atómicos de los elementos. El término peso
fórmula es el término más general, puesto que puede
ser utilizado para átomos, iones y compuestos que
existen como unidades fórmula.
El término peso molecular, se utiliza frecuentemente
para cualquier tipo de compuesto. Considere los
siguientes ejemplos en donde se determina el peso
fórmula de ciertos compuestos, utilizando el peso
atómico como se encuentra en la tabla periódica.
Calcule el peso fórmula de y su porcentaje de
composición, es decir el porcentaje de hidrógeno y
oxígeno que hay en la molécula:
H2O

6. Ca(OH)2
Mg(NO3)2

7. El Mol
Un mol es un número de partículas, tal como lo es
una docena, de hecho, al mol se le ha considerado
como ”la docena química”. El valor exacto del número
de partículas en un mol es un valor muy grande. Se
utiliza la letra N para representar este número de
partículas. Se puede decir entonces, que así como
decimos que hay 12 naranjas en una docena, que hay
N átomos en un mol de átomos. Así como hay 12
objetos o cosas, en una docena, hay un número N de
partículas en un mol.
Por ejemplo:
• Un mol de átomos de sodio contiene N átomos de
sodio.
• Un mol de iones de sodio (Na+
) contiene N iones
de sodio.
• Un mol de moléculas de agua contiene N
moléculas.
• Un mol de electrones contiene N electrones.
Tal como fue establecido previamente de que todos
los átomos de sodio tenían el mismo promedio de
masa, un mol de átomos de sodio tendrá siempre la
misma masa, un mol de moléculas de agua tendrá
siempre la misma masa.
Así como la masa relativa de los átomos está basada
en el promedio del carbono-12, igualmente es el mol.
Esto es, el número N es el número de átomos que hay
en cierta cantidad constante de carbono-12. Esta
cantidad es tomada como el peso atómico del

8. carbono-12 (12.0000) expresado en gramos.
Entonces, el número N es igual al número de átomos
que hay exactamente en 12 gramos de carbono-12.
Ahora que ya se definió el mol, consideremos el valor
real de N. Se ha encontrado experimentalmente, por
difracción de rayos x y otros métodos, que el número
de átomos en 12 g exactos de carbono-12 es 6.02 x
1023
. Este número es conocido como número de
Avogadro.
Así un mol de unidades fórmula contiene 6.02 x 1023
de estas unidades, así sean átomos, moléculas,
grupos de iones o lo que sea. La masa de 6.02 x 1023
unidades fórmula (átomos, moléculas, iones, etc.) es
por tanto el peso fórmula expresado en gramos.
La masa de un mol de una sustancia en algunas
ocasiones se le llama masa molar. El concepto de
mol, nos da además una forma de expresar el peso
atómico, peso molecular o peso fórmula como gramos
por mol (g/mol). Normalmente se usa más el término
de peso fórmula, aunque se conozca que la sustancia
exista en forma molecular.
Al realizar cálculos es importante tener en claro los
siguientes aspectos:
• El peso fórmula del átomo de hidrógeno (H) es
1.0079
• El peso fórmula de la molécula de hidrógeno (H2)
es 2.0158.
• Un mol de átomos de H = 1.0079 g
• Un mol de moléculas de H2 = 2.0158 g

9. • El peso fórmula del NaCl es 58.5 por lo tanto un
mol de NaCl es 58.5 g.
Calcular el número de moles de NaOH en 85.0 gr de
NaOH
Solución: El peso fórmula del NaOH es 40.0; por
tanto hay 40.0 g en un mol. Entonces, el número
de moles en 85.0 g de NaOH se calcula como:
Calcular la masa en gramos de 0.720 moles de
Ca3(PO4)2.
Solución: El peso fórmula del Ca3(PO4)2 es 310
g. Entonces la masa de 0.720 moles se calcula
como:
Calcular el número de moléculas que hay en 24.5 g
de CO2.
Solución:

10. Calcular la masa en gramos de un átomo de carbono-
12.
Solución:
Calcular la masa en kilogramos de 3.25 mmoles de
H2O.
Solución:
Calcular el número de átomos de hidrógeno en 0.25
mg de H2.
Solución: