ESTEQUIOMETRÍA

. El término estequiometría deriva del griego steicheion, que significa “primer principio o elemento” y de metron, que significa “medida”.
 La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas(ponderales y voluméricas) entre elementos y compuestos cuando experimentan cambios químicos o cuando se produce una reaccción química. La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán Jeremías B. Richter para designar la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que descubrió que las masas de los elementos y las cantidades en que se combinan se hallan en una relación constante. En la actualidad, el término estequiometría se utiliza relativo al estudio de la información cuantitativa que se deduce a partir de los símbolos y las fórmulas en las ecuaciones químicas. (Microsoft Encarta-2009)

 La estequiometría es muy importante en química, para la resolución de diversos problemas, como, por ejemplo, la medición de la concentración de sales en el agua, la cantidad de oro a obtenerse a partir de una mina (rendimiento potencial), etc.
 Para ello, es bueno tener claridad en los conceptos, como:

 ELEMENTO Sustancia pura conformada por átomos que poseen el mismo número atómico. Ejemplo: Una varilla de cobre, una lámina de zinc, etc.

 ÁTOMO Mínima porción de materia que posee aún las propiedades del elemento.

 SÍMBOLO Representación convencional de un elemento. El símbolo de un elemento representa no solamente su nombre, sino también un átomo o un mol de átomos de ese elemento. Ejemplo: C Representa al carbono, pero a su vez significa una mol (de átomos) de carbono, Esto a su vez se entiende como 12 uma (masa atómica) ; 12 g o una mol, según convenga en una ecuación química.

 COMPUESTO Sustancia pura conformada por dos o más elementos unidos íntimamente, es decir los átomos que lo conforman son diferentes. Ejemplo: Sal común, yeso, anhídrido carbónico, agua, etc.

 MOLÉCULA Mínima porción de materia que posee las propiedades del compuesto.

 FÓRMULA Es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su composición química. CO2 Representa al dióxido de carbono, pero a su vez significa una molécula de dióxido de carbono, una mol de esa sustancia, Esto a su vez se entiende como 44 uma (masa molecular) ; 44 g o una mol. Inclusive se puede decir “un volumen de…”; “una molécula de…” 2 H2O Representa dos moléculas de agua, dos moles de agua, dos volúmenes de agua…

 MOL Como los átomos o las moléculas son demasiado pequeños para ser considerados individualmente, en la práctica se habla de unidades que contienen una gran cantidad de átomos o moléculas, como la cantidad propuesta por Amadeo Avogadro correspondiente a 6.02 x 1023 unidades fórmula de una sustancia y que se denomina mol. Los átomos, iones y moléculas tienen masas definidas, por ello un mol especifica un cierto número de unidades fórmula de la sustancia y también es un peso determinado (peso atómico o peso molecular) de ella. De allí que una mol de cualquier sustancia molecular contiene 6.02 x 1023 moléculas de la sustancia y es equivalente al peso molecular expresado en gramos. También se puede decir una mol de átomos y equivale a 6.02 x 1023 átomos lo que significa el peso atómico expresado en gramos; por extensión se puede hablar de mol de iones; mol de electrones, con las respectivas equivalencias expresadas en gramos.

 REACCIÓN QUÍMICA Proceso mediante el cual, las sustancias cambian su naturaleza íntima, dando origen a nuevas sustancias con pérdida o ganancia de energía. es decir, hay una nueva disposición de los átomos u iones, por lo tanto se forman sustancias diferentes a las iniciales.

 ECUACIÓN QUÍMICA Representación matemática de una reacción química. En ella se representan los estados iniciales y finales de una reacción. Se debe tener en cuenta que en esta igualdad matemática, la cantidad de elementos reactantes, debe ser igual a los elementos producto. Para efectuar los cálculos estequiométricos es necesario trabajar con las ecuaciones balanceadas y tener claro cuál es el reactivo limitante si fuera el caso, porque él determina la cantidad máxima del producto a obtener.

 PESO ATÓMICO: Equivale a la masa en gramos de un mol de átomos y se expresa en uma (unidades de masa atómica). En realidad es el peso de las masas de los isótopos naturales del elemento. Los isótopos son átomos del mismo elemento, pero contienen distinto número de neutrones en su núcleo. Ejemplo: El peso atómico del carbono es 12,011 uma; el del hidrógeno 1,0079 uma (valores tomados de Microsoft Encarta 2009); pero como es una unidad arbitraria, solo es comparativa, es decir significa que el átomo de carbono aproximadamente tiene una masa doce veces superior a la del hidrógeno. Podemos determinar la masa atómica promedio de cada uno de los elementos, utilizando las masas de los diversos isótopos de un elemento y su abundancia relativa.

 Por ejemplo, el carbono en forma natural contiene tres isótopos: 12C (98.892% de abundancia);
13C (1.108% de abundancia), y 14C (2.0 x 10-10% de abundancia). Las masas de estos núclidos son 12 uma, 13.00335 uma y 14.00317 uma, respectivamente. El cálculo de la masa atómica promedio del carbono es como sigue: (0.98892)(12 uma) + (0.01180)(13.00335 uma) + (2.0 x10-12)(14.00317 uma) = 12.011 uma
 EJEMPLO: El cloro que se encuentra en forma natural tiene 75.53% de 35Cl, el cual tiene una masa atómica de 34.969 uma, y 24.47% de 37Cl, el cual tiene una masa de 36.966 uma. Calcule la masa atómica promedio (es decir, el peso atómico) del cloro. Respuesta = 35.46 uma

PESO FÓRMULA El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos relativos.
 Ejemplos:

 a) El peso fórmula del NaOH se calcula así: 1 x Na = 1 x 23 uma = 23 uma 1 x H = 1 x 1 uma = 1 uma 1 x O = 1 x 16 uma = 16 uma

 El Peso Fórmula del NaOH = 40 uma

 b) Para el H3PO4 es: 3 x H = 3 x 1 uma = 3 uma 1 x P = 1 x 31 uma = 31 uma 4 x O = 4 x 16 uma = 64 uma
 El Peso Fórmula del H3PO4 = 98 uma

 PESO MOLECULAR Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que existen como moléculas discretas. Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicios:

 1.- ¿Cuántas moles de glucosa (C6H12O6 ) hay en 538 gramos de dicha sustancia?

 Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos.
Por consiguiente, debe haber más de 1 mol en 538 gramos.
 Moles de C6H12O6 = 538 g de C6H12O6 x 1 mol de C6H12O6 180 g de C6H12O6 = 2, 99 moles

2.- ¿Cuántas moles de glucosa (C6H12O6 ) hay en 1 gramo de dicha sustancia?

 Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos.
 Por consiguiente, debe haber menos de 1 mol en 1 gramo.
 Moles de C6H12O6 = 1 g de C6H12O6 x 1 mol de C6H12O6 180 g de C6H12O6 = 5,56 x 103 moles
 Como el P.M. de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol.
 Nótese que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (Peso molecular), por tanto podemos expresar:

 número de moles “n” =
 masa en gramos de la sustancia
 Peso molecular de la sustancia (g/mol)