viernes, 14 de diciembre de 2012

Estequiometría




                   Q U Í M I C A    I I


Bloque I
"Aplicas la noción de mol en la cuantificación de 
procesos químicos de tu entorno"

Desempeños a lograr:
1. Aplicas el concepto de mol al interpretar reacciones que se realizan en diferentes ámbitos de tu vida cotidiana y en la industria.
2. Realizas cálculos estequiométricos en los que aplicas las Leyes Ponderales.
3. Argumentas la importancia de los cálculos estequiométricos en procesos que tienen repercusiones económicas y ecológicas en tu entorno.

Objetos de aprendizaje:
1.1 Mol

1.2 Las Leyes ponderales

1.3 implicaciones ecológicas, industriales y económicas de los cálculos estequiométricos.


¿Qué es la Estequiometría?
En Química, la estequiometría (del griego stoicheion, 'elemento' y métrón, 'medida') es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. 
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremías Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:


La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados en una reacción química.






Peso Molecular

Se conoce como peso molecular de un compuesto a la suma de los pesos atómicos de los elementos que lo conforman. Por ejemplo:

El peso molecular PM del agua es la suma del peso atómico del Hidrógeno multiplicado por dos, más el peso atómico del Oxígeno.

H2O
1.008 x  2    =   2.016 uma

15.999         = 15.999 uma

Total            = 18.015 uma

El Mol

En el laboratorio o en la industria no se trabaja con símbolos o números, se trabaja con sustancias concretas, que se palpan. Para facilitar las tareas de investigación sobre algún elemento químico los científicos utilizan siempre gran cantidad de átomos.


mol002


Como la cantidad de átomos que necesitan es realmente impresionante, para simplificar sus cálculos los químicos utilizan una unidad de cantidad de materia llamada mol (del latín moles que significa montón).
Esta nueva unidad que estamos definiendo hace que para las diferentes sustancias un mol de una no tenga la misma masa en gramos o kilogramos que para otra sustancia.
Haciendo un pequeño símil no puede ser igual la masa de 100 "tornillos" que la masa de 100 "destornilladores", aunque en ambos casos haya el mismo número de unidades.


¿Qué es el mol?
Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales ya sea átomos, moléculas o iones.  

Debemos siempre dejar muy claro si se trata de:

1 mol de átomos
1 mol de moléculas
1 mol de iones
1 mol de cualquier partícula elemental.

Un número con nombre propio

Este número tan impresionante:
602.000. 000.000. 000.000. 000.000
o sea: 602.000 trillones = 6,02 x 1023
tiene nombre propio, se llama Número de Avogadro.

Ahora observa  este vídeo para reafirmar lo anterior:


Parafraseando: 
"Un mol es la cantidad de masa del elemento, el compuesto o el ión expresado en gramos".

Por ejemplo:

Un mol de agua H2O es su peso molecular 18 uma pero ahora expresado en gramos esto es un mol de agua tiene una masa de 18 gramos. 

Si fueras al laboratorio a poner a reaccionar agua con otro compuesto:

 ¿qué sería más fácil tomar en un tubo de ensaye 18 uma  de agua o un mol de agua?


Actividad No. 1

Calcula para cada sustancia lo siguiente:


Sustancia
u. m. a.
mol
HCl


Cl2


MgO


Fe2O3


Au


H2SO4


Ca3(PO4)2




Medir la masa de las sustancias
El problema para medir moles reside en su propio concepto: no se puede tomar un mol de una sustancia sobre la base de contar sus partículas (ya sean átomos, moléculas o iones) debido a lo grande que es el Número de Avogadro y al hecho de que es imposible tomar una de estas unidades. Por eso, en el laboratorio, para realizar cálculos se necesita encontrar una relación entre el mol y otra magnitud más fácil de medir: la masa.
De acuerdo con el Sistema Internacional de Medidas, el mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas, iones) como el número de átomos existentes en 0,012 kg de carbono-12 puro.

La cantidad de átomos que hay en 1 mol es tan grande que puede medirse su masa en una balanza.


Mol de átomos

No podemos medir la masa de cada átomo individualmente, pero si podemos medir la masa de un grupo representativo de átomos y compararla con una masa de otro número igual de un átomo distinto.

Ejemplo:
6,02 x 1023 átomos = 1 mol de átomos
Entonces:
6,02 x 1023 átomos de Cu = 1 mol de átomos de Cu
6,02 x 1023 átomos de H = 1 mol de átomos de H
6,02 x 1023 átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe


Mol006


Sabemos que la masa atómica del Cu = 63,54, lo cual significa que la masa del átomo de Cu es 63,54 veces mayor que la Unidad de masa atómica (uma),


1 mol de átomos de Cu = 63,54 g significa que la masa de 1 mol de átomos de Cu es 63,54 gramos.




Respecto al Fe, sabemos que la masa atómica del Fe = 55,847, esto significa que la masa del átomo de Fe es 55,847 veces mayor que la uma,
1 mol de átomos de Fe = 55,847 g significa que la masa de 1 mol de átomos de Fe es 55,847 gramos.
Como vemos en los ejemplos anteriores, el cobre (Cu) y el fierro (Fe) a igual número de átomos (mol o número de Avogadro) tienen distinta masa.

Mol de moléculas
No podemos medir la masa de cada molécula individualmente, pero si podemos medir la masa de un grupo representativo de moléculas y compararla con una masa de otro número igual de una molécula distinta.

Ejemplo:
6,02 x 1023 moléculas = 1 mol de moléculas
Entonces:
6,02 x 1023 moléculas de NH3= 1 mol de moléculas de NH3
6,02 x 1023 moléculas de H2O= 1 mol de moléculas de H2O
6,02 x 1023 moléculas de Al2O3= 1 mol de moléculas de Al2O3

Volumen atómico molar (VM)
Se refiere al volumen ocupado por un mol de átomos. Dicho de otro modo, el volumen atómico molar corresponde a los centímetros cúbicos ocupados por un mol de átomos:
1 mol de átomos en estado gaseoso ocupa un volumen de 22,4 litros 
en condiciones normales de temperatura y presión.

Las condiciones normales son presión a 1 atm (atmósfera) y temperatura a 0º C. 
Si estas condiciones cambian, el volumen cambiará.






Mol curiosidades
La palabra "mol" se deriva de la palabra latina "moles" que significa "una masa". "Molécula" es el diminutivo de dicha palabra y significa "una masa pequeña".
Estamos acostumbrados a utilizar la notación científica cuando operamos con números muy grandes. De esta manera, por ejemplo, utilizamos 106 en vez de 1.000.000, y manejamos siempre potencias de diez.
El número de partículas que existen en un mol es decir el número de Avogadro, como ahora sabemos de cualquier sustancia, también lo expresamos lógicamente en notación científica como: 6,023 x 1023
Sin embargo, esta manera de expresarlo, aún siendo correcta desde el punto de vista matemático, nos impide muchas veces darnos cuenta de la inmensidad de las cantidades que manejamos y su significado; a título de ejemplo, veamos algunas casos:


A. El número de Avogadro es tan enorme que si echáramos un vaso de agua en cualquier parte de un océano y supusiésemos que al cabo de unos años el agua de todos ellos se ha removido suficientemente, en cualquier sitio del mundo que tomásemos otro vaso de agua éste contendría 1.000 partículas del agua original.


B. Las cataratas del Niágara vierten algo más de 6.500 m3 de agua por segundo. No obstante, en una gota de agua hay más moléculas que gotas de agua caen en 400 años en las cataratas del Niágara.



Toda la Tierra dividida en pequeñas bolas de unos 15 cm de diámetro daría el número de Avogadro.

Supongamos una lámpara eléctrica, de poco más de 200 cc, totalmente vacía y que tiene un orificio a través del cual penetran en ella 1 millón de moléculas de aire por segundo. Al cabo de unos 200 millones de años estaría a la presión atmosférica.

Fuentes de Internet:



Actividad:

Escribe en tu cuaderno las definiciones estudiadas en esta entrada.
Resuelve los ejercicios de Peso Molecular, moles, masa y volumen molecular que se proporcionarán en clase.
Investiga y escribe en la parte siguiente de comentarios

 ¿por qué crees que es importante que en química se tenga una rama especializada en el estudio de los cálculos estequiométricos?


Recuerda siempre escribir tu nombre y grupo en los comentarios.


Hasta la próxima.

QBP Margarita O. Rodríguez V.




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