Cálculos estequiométricos 3 e

En el siglo xix, el químico italiano Amedeo Avogadro introdujo uno de los conceptos más importantes de la química moderna: el mol, que cuantifica la cantidad de materia de cualquier sustancia en términos de partículas.

¿Por qué crees que es tan importante para la química poder establecer la relación entre el ámbito microscópico y el macroscópico? Debatidlo en clase.

Una ecuación química ajustada indica una proporción entre los reactivos y los productos que participan en el proceso químico en términos de moléculas. Esta proporción, que recibe el nombre de estequiometría, también puede expresarse, como veremos, en unidades de cantidad de materia, de masa o de volumen.

Cantidad de materia: mol y masa molar

La proporción entre moléculas no tiene interés práctico, pues nuestras medidas y observaciones se realizan a escala macroscópica y no molecular. Para establecer un puente entre el mundo microscópico ‒en el que ocurre el proceso‒ y el mundo macroscópico ‒en el que realizamos las medidas‒ se ha definido una unidad para medir la cantidad de materia (n), magnitud básica del Sistema Internacional.

Un mol es la cantidad de materia que contiene un número de partículas igual a 6,022 · 1023 (número de Avogadro, NA).

El mol se refiere a un número fijo de partículas, sean átomos, moléculas, iones o electrones. No es una unidad de masa, pues, según las partículas que tengamos, la masa de un mol será diferente. Así, la masa de 1 mol de hidrógeno es 8 veces menor que la de 1 mol de oxígeno, ya que la molécula de O2 tiene una masa molecular de 16 u frente a 2 u para la molécula de H2

¿Qué es la masa molar?

La definición del mol mediante el número de Avogadro permite establecer la correspondencia entre el número de partículas y la masa de sustancia, muy útil para realizar cálculos sobre reacciones químicas. Esa correspondencia se basa en la masa molar.

La masa molar (M) de una sustancia es la masa de 1 mol (6,022 · 1023 partículas) de dicha sustancia, que coincide con el valor de su masa molecular.

La masa molar se mide en g/mol y es una magnitud importante en los cálculos en los que intervienen moles y gramos. La relación entre la masa (m), el número de moles (n) y la masa molar (M) viene dada por la siguiente fórmula: a) Calcula la masa molecular y la masa molar del sulfuro de calcio. Interpreta los valores. b) ¿Cuántas moléculas hay en un recipiente que contiene 3,5 moles de esta sal? c) ¿Qué masa de esta sustancia hay en el recipiente anterior? d) ¿Qué masa equivale a 4 moles de sulfuro de calcio? ¿Cuántos átomos de calcio contiene?

9. El sulfuro de calcio (CaS) es una sal binaria que se obtiene calentando el yeso con carbón.

Cálculos estequiométricos en moles y en masa

Como ya sabes, una ecuación química ajustada proporciona una interpretación cuantitativa del proceso químico que representa, considerando los átomos y moléculas que participan.

A partir de esta primera relación cuantitativa, pueden obtenerse otras relaciones de estequiometría, utilizando magnitudes macroscópicas del sistema.

¿Cómo se obtiene la relación de estequiometría molar?

Si partimos de la relación de estequiometría molecular y multiplicamos por el número de Avogadro, obtenemos la relación de estequiometría molar. Fíjate en el ejemplo:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

2 moléculas H2 + 1 molécula O2 → 2 moléculas H2O

2 · NA 1 · NA 2 · NA

2 mol H2 + 1 mol O2 → 2 mol H2O

En esta reacción podemos afirmar que, por cada 2 moles de hidrógeno (H2) que reaccionan con 1 mol de oxígeno (O2), se forman 2 moles de agua (H2O). Observa que la relación de estequiometría molar coincide con la proporción entre las moléculas.

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En la reacción de formación del agua, calcula la cantidad de oxígeno (O2) que se necesita para que reaccionen completamente 12,5 mol de hidrógeno (H2).

Teniendo en cuenta la relación de estequiometría molar:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

2 mol H2 + 1 mol O2 → 2 mol H2O

A partir de esta relación, y la cantidad de hidrógeno que reacciona, planteamos la correspondiente relación de proporcionalidad:

12,5 mol H2

2 mol H2 = x mol O2 1 mol O2 → x = 12,5 mol H2 · mol O2 2 mol H2 = 6,25 mol O2

Para que reaccionen 12,5 mol de H2, se requieren 6,25 mol de O2

¿Cómo se obtiene la relación de estequiometría en masa?

10. Utiliza las relaciones de estequiometría en moles y en masa para la reacción de formación del agua para calcular: a) La masa de oxígeno necesaria para obtener 10 L (10 kg) de agua. b) Los moles de agua que se forman al reaccionar 15 moles de oxígeno. c) La masa de agua obtenida al reaccionar 13 moles de hidrógeno.

A partir de la relación de estequiometría molar, considerando la masa molar de reactivos y productos, obtenemos la relación estequiométrica en masa. Volvamos al ejemplo de la formación del agua:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

2 mol H2 + 1 mol O2 → 2 mol H2O

2 · MH2 (2 g/mol)

1 · MO2 (32 g/mol) 2 · MH2O (18 g/mol)

4 g H2 + 32 g O2 → 36 g H2O

Es decir, por cada 4 g de hidrógeno (H2) que reaccionan con 32 g de oxígeno (O2) se forman 36 g de agua (H2O). Es importante recordar que esta relación de estequiometría puede expresarse con otras cantidades, siempre que guarden la misma proporción; por ejemplo, 1 g de H2 y 8 g de O2 para dar 9 g de H2O.