Estequiometría de reacciones aplicadas a la agronomía.

UNIDAD 3. ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIONES APLICADAS A LA AGRONOMÍA.

3.1. Conceptos básicos.
3.1.1. Mol.
3.1.2. Átomo-gramo.
3.1.3. Número de Avogadro.
3.2. Ecuaciones químicas.
3.2.1. Tipo de reacciones químicas.
3.2.1.1. Síntesis.
3.2.1.2. Descomposición.
3.2.1.3. Simple sustitución.
3.2.1.4. Doble sustitución.
3.2.2. Balanceo de reacciones químicas.
3.2.2.1. Por tanteo.
3.2.2.2.Redox.
3.2.2.3. Método Algebraico.
3.3. Reacciones de importancia agronómica en suelo, agua, planta y animal.

El Mol

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C.

Se ha demostrado que este número es: 6.0221367 x 1023. Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.

Pesos atómicosy moleculares

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas. La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.

La escala de masa atómica

Los átomos de elementosdiferentes tienen masas diferentes. Trabajos hechos en el siglo XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11.1 gramos de hidrógeno y 88.9 gramos oxígeno.

Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O.

Por tanto, nos encontramos que en los 11.1g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88.9 g de Oxígeno.

De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H. Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.

Sabemos también queun átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1.6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2.6561 X 10-23 gramos.

Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños. Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C delcarbono ( masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1.0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15.995 uma. Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1.66054 x 10-24 gramos

y al revés:
1 gramo = 6.02214 x 1023 uma

Masa atómica promedio

Ya hemos visto que la mayoría delos elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos. Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo.

Ejemplo:
El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98.892% de 12C y 1.108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C.

Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será: (0.98892) x(12 uma) + (0.01108) x (13.00335 uma) = 12.011 uma

La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se dan en las tablas periódicas.

Masa Molar

Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma. Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C.

Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberátener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C.
Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.

Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar.
La masa...