Estequiometria

Actualmente el cálculo estequiométrico es utilizado en varias actividades, tales como la industria que desea saber cuanto de materia prima (reactivos) debe utilizar para obtener una determinada cantidad de productos, por el médico que quiere calcular cuanto de determinada sustancia debe administrar para cada paciente, entre otras innumerables aplicaciones.
A pesar de temido por muchosestudiantes, el cálculo estequiométrico deja de ser un problema si los siguientes pasos son seguidos:


1º paso: Montar y balancear la ecuación química
2º paso: Escribir la proporción en moles (coeficiente de la ecuación balanceada);
3º paso: Adaptar la proporción en moles a las unidades usadas en el enunciado del ejercicio que se trate (masa, volumen, número de moléculas, etc¨)
4º paso: Efectuar laregla de tres con los datos del ejercicio.
Verifícalo en el ejemplo que presentamos. Después revisa estos otros consejos importantes: si la reacción fuese representada en varias etapas (reacciones sucesivas) súmalas todas para obtener solo una y haz el cálculo con esta; si fuese presentado rendimiento en el ejercicio, efectúa el cálculo normalmente.
La cantidad calculada supone rendimiento de 100% ycon una simple regla de tres podrás adaptar el resultado al rendimiento dado.
Ejemplo:
1C + 2H2 + 1/2O2 → 1CH3OH
Debemos recordar que las cantidades en una reacción no pueden ser dadas en tazas, vasos, etc, pero si se dan en cantidades de materia (moles). Así la reacción en ejemplo establece una proporción
Para cada mol de carbono son necesarios 2 moles de gas hidrógeno y medio mol de gasoxígeno. Si colocamos a reaccionar 2 moles de carbono, será necesario doblar la receta.
Al mismo tiempo, la cantidad de materia (moles) es equivalente a la masa molar de una sustancia o entonces a 6,02 x 1023 moléculas y si fuese un gas que este en estas condiciones normales de temperatura y presión, el mol puede significar 22,4 litros.
Practiquemos entonces cual sería la masa del agua dada en gramos,producida a partir de 8 gr de hidrógeno gas.
1? → H2 + O2 → H2O
2? → 2H2 + O2 → 2H2O
3? → 4g → 36g
8g → x
x = 8 . 36/4
x = 72g de H2O


Masa molar y número de Avogadro
Sabemos que los átomos son muy pequeños para poder trabajar con ellos individualmente, por ello se desarrolló una unidad de átomos que describe un gran número de ellos y hace posible el trabajo práctico. La unidad definida por elsistema internacional es el mol, la cantidad de sustancia que contienen tantas entidades elementales como átomos hay exactamente en 12 gramos de carbono 12. El número aceptado para un mol es 6.02 x 1023, que es el número de Avogadro.
Debemos considerar un mol como un conjunto de partículas tal como una docena (12 unidades) o decenas (10 unidades).
Vimos que un mol de átomos de carbono 12 tieneuna masa exactamente de 12 g y contiene 6.02 x 1023 átomos. Esta cantidad se llama masa o peso molar e indica la masa de un mol de unidades. Dado que cada átomo de carbono 12 tiene masa exactamente de 12 uma es útil observar que la masa molar de un elemento (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma. Así, la masa atómica del sodio (Na) es de 22,99 uma y su masa molartambién.
El peso atómico de un elemento es, entonces, la cantidad de masa que hay por mol de átomos del elemento. Por ejemplo: el Cu pesa 63,55 uma y por tanto 63.55 gr, esto quiere decir que por cada 63,55 gr hay un mol de átomos de cobre.
Entonces: ¿Cuánto pesan dos moles de átomos de cobre?: pesarán el doble que un mol, por tanto pesan 127,1 gr. ¿Y cuánto pesan 0,5 moles de cobre?: pesanexactamente la mitad que un mol, o sea 31,775 gr.

De esta forma podemos conocer, mediante una cantidad que pesamos, cuántos moles y átomos de un elemento tenemos:

Tabla de moles y átomos del Helio

Del mismo modo, el peso molecular es la masa por mol de moléculas de un elemento. Para obtener el peso molecular debemos sumar todos los pesos atómicos que conforman la molécula.
el concepto de masa...