Estequiometria 18667

7. Balance de Materia
El principio de Avogadro es uno de los primeros intentos para relacionar el
número de partículas en una muestra de una sustancia con alguna
medición directa de la muestra. Según este principio, «volúmenes
iguales de gases, a las mismas condiciones de temperatura y presión,
tienen igual número de partículas».
Actualmente, por medio de los métodos de la estequiometría, unamedición directa de una muestra de una sustancia pura, como su masa
o su volumen, se pueden convertir en una medida del número de
partículas, como átomos, iones o moléculas que componen la muestra.
La estequieometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en
una reacción química.
Para poder llevar a cabo cálculos estequiométricos es necesario entender
perfectamente el concepto de mol..7. Balance de Materia
Normalmente, cuando balanceamos una ecuación química lo hacemos en
función de átomos o moléculas que intervienen en la reacción.
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
La información que obtenemos de esta ecuación es que una molécula de
CH4 reacciona con dos moléculas de O2 para formar una molécula de
CO2 y dos moléculas de H2O. Desafortunadamente, las moléculas son
tan pequeñas que nopodemos trabajar con ellas de manera individual,
sino en conjuntos de estas partículas. Cualquier muestra de materia que
examinemos contiene un número muy grande de átomos o moléculas.
Para corregir el problema anterior, los químicos han seleccionado una
unidad mayor que el átomo o la molécula aislada para comparar en la
realidad cantidades de diferentes materiales.
Esta unidad, llamada mol, contiene6.02 x 1023 partículas y se le conoce
también como número de Avogadro. Esta agrupación es muy útil para
simplificar los cálculos.

7. Balance de Materia
Por ejemplo, no es lo mismo cargar con 50,000 centavos que cargar con un
billete de 500 pesos. Como los átomos son muy pequeños; al igual que
las moléculas, iones y otras partículas químicas; los químicos
decidieron contar en moles el número 6.02x 1023, el cual parece un
número raro. De hecho, si nosotros apilamos hojas de papel hasta
completar ese número, pudiéramos cubrir un millón de veces la
distancia entre la tierra y el sol.
Fue Amadeo Avogadro quien estableció que el número de moléculas de un
gas cualquiera es siempre el mismo en igualdad de volumen a una
misma temperatura y presión. En función de este principio, Millikan yCompton, mediante rayos X, determinaron el número total de
moléculas que caben en un volumen de 22.4 L, el cual corresponde al
que hoy se conoce como número de Avogadro y al volumen, 22.4 L, se
le conoce como volumen molar.

7. Balance de Materia
El valor aceptado en la actualidad está en función del isótopo del carbono
12 y es de:
1 mol = 6.02 x 1023 átomos de 12C.
Se sabe, por ejemplo, que la masa deun átomo de oxígeno es de 2.625 X
10-23g. Si multiplicamos este valor por el número de Avogadro,
obtendríamos,
1 mol = (2.625 X 10-23g) (6.02 x 1023)átomos de O = 15.8 g.
O sea que una mol de átomos de oxígeno es igual a 15.8 g. a este valor se
le denomina masa molar atómica, o bien, peso atómico, entendiendo
por ello, la masa de un mol de átomos y no de uno solo de ellos.
También es útil, paraun químico, la noción del peso de un mol de
moléculas, peso molecular, el cual expresa la masa, en gramos, de un
conjunto de moléculas que constituyen una mol. Algo similar ocurre
con un mol de iones, peso fórmula, aplicable a compuestos iónicos.

7. Balance de Materia
Para evitar confusiones, se utiliza el concepto de masa molar, el cual
puede incluir átomos, moléculas y iones y con ello,evitamos hablar de
peso atómico, peso molecular o peso fórmula.
1 mol = 6.02 x 1023 átomos de 12C.
Los conceptos de número de Avogadro y masa molar permiten efectuar
conversiones entre masa y moles de átomos, entre número de átomos y
masa, así como calcular la masa de un solo átomo.
Ejercicio.
Cuántas moles de He hay en 6.46 g de He.
1 mol de He

----- 4.003 g de He

X = 1.61 moles----- 6.46 g
Por...