ESTEQUIOMETRÍA: UNIDADES QUÍMICAS DEMASA Los cálculos con cantidades químicas son fundamentales en un curso de Química. Las cantidades de las sustancias químicas que hay en la sangre y en los productos alimenticios y farmacéuticos, son importantes en todo el mundo. El hecho de que el colesterol se encuentre presente en la sangre, no es lo más importante (todas las personas lo tienen), lo que es importante es la cantidad que hay de esta sustancia en la sangre y eso es lo que hace la diferencia. En el laboratorio se practica con un número muy grande de átomos, iones o moléculas, que pueden ser un MOL de sustancia, submúltiplo o múltiplo de ésta. En Química es común hablar de ciertas unidades elementales de materia como átomo, molécula, ión, fotón, etc. Pero, un experimentador químico, ¿tratará de experimentar o practicar con un solo átomo, con una sola molécula o con un solo ión? Definitivamente que no, porque sería imposible e inútil, ya que el tamaño y la masa de los átomos, moléculas y iones por ser cantidades extremadamente pequeñas, no pueden ser medidas directamente por los instrumentos empleados en el laboratorio; al contrario, tratar con cantidades mayores es más fácil y útil, puesto que las propiedades de las sustancias dependen de las interacciones de un conjunto de átomos, moléculas o iones. La unidad numérica de conteo en química es el MOL; pero antes de definir el mol, definiremos otros conceptos que se usarán en el cálculo químico. LA UMA, unidad de masa atómica Las masas de cada uno de los elementos de la tabla periódica, se han obtenido en base a la masa del átomo de carbono, es decir son relativas. Las masas relativas de átomos y moléculas se expresan en la unidad de masa atómica: 1 uma = 1 masa del átomo de carbono 12 2 La uma corresponde a la masa del protón o a la del neutrón (recuerda, la masa de ambos nucleones es de 1 uma aproximadamente). Es una unidad muy pequeña, adecuada a su uso: -24 equivale a 1,67 x 10 g. ÁTOMO GRAMO El átomo gramo de un elemento es su masa atómica (m.a.) expresada en gramos. Ejemplo: 1 at – g (H) = 1 g 1 at – g (Ca) = 40 g 1 at – g (S) = 32 g La masa atómica del O = 16 u.m.a.; luego un globo, una bolsa o un tanquecito que contenga 16 g de oxígeno es 23 porque hay 6,02 x 10 átomos de oxígeno y se llama “ 1 át – g de O”. Más ejemplos de átomo gramo: La masa atómica del Au = 197 u.m.a.; luego, una barrita de oro o cualquier objeto o joya de oro que pese 197 g contiene 6,02 x 1023 átomos de oro y se llama “ 1 át – g de Au”. 1 at-g de Au 197 g La masa atómica del Al = 27 u.m.a.; luego, un poco de aluminio en barra, en polvo, en forma de viruta o como sea, 23 que pese en la balanza 27 g es porque contiene 6,02 x 10 átomos de aluminio y se llama “ 1 át – g de Al”. MASA MOLECULAR Se trata de una masa relativa de una sustancia y se obtiene sumando las masas atómicas de aquellos elementos (átomos) que forman la molécula de la sustancia. Ejemplos. Utilizando valores aproximados. Hidróxido de sodio: NaOH M= m.a.(Na) + m.a.(O) + m.a.(H) M= 23 + 16 + 1 = 40 u.m.a. Ácido sulfúrico: H2SO4 M= 2 m.a.(H) + m.a.(S) + 4 m.a.(O) M= 2 (1) + 32 + 4 (16) = 98 u.m.a. Carbonato de aluminio: Al2(CO3)3 M= 2m.a.(Al) + 3 m.a.( C ) + 9 m.a. (O) M= 2 (27) + 3(12) + 9(16) = 234 u.m.a. Ácido fosfórico : H3PO4 M= 3 m.a.(H) + m.a.(P) + 4 m.a.(O) M= 3 (1) + 31 + 4 (16) = 98 u.m.a. MOL Compramos calcetines por pares (2 calcetines), huevos por docena (12 huevos), gaseosas por caja (12 botellas), lápices por gruesa (144 lápices) y el papel por resma (500 hojas). Una docena es el mismo número, ya sea que contemos una docena de melones o una docena de naranjas. Pero una docena de naranjas y una docena de melones NO PESAN LO MISMO. Si un melón pesa tres veces más que una naranja, una docena de melones pesará tres veces más que una docena de naranjas. Los químicos cuentan los átomos y moléculas por MOLES (un solo átomo de carbono es demasiado pequeño para poder verlo, pero un MOL de átomos de carbono llenan una cuchara sopera).Un mol de carbono y un mol de magnesio contienen el mismo número de átomos. Pero un átomo de magnesio pesa el doble que un átomo de carbono, por lo tanto, un mol de magnesio pesará dos veces más que un mol de carbono. Según la definición del SI, un MOL ES UNA CANTIDAD DE SUSTANCIA QUE CONTIENE EL MISMO NÚMERO DE UNIDADES FUNDAMENTALES QUE EL NÚMERO DE ÁTOMOS PRESENTES EN 12 g DE CARBONO 12. Ese número es 6,02 x 1023, esto es, el NÚMERO DE AVOGADRO. Las unidades elementales pueden ser átomos (como S o Ca), moléculas (como O2 o CO2) iones (K+ o SO4-2) o cualquier otro tipo de unidad fórmula. Por ejemplo, un mol de NaCl 23 contiene 6,02 x 10 unidades fórmula de NaCl, lo cual significa que 23 23 contiene 6,02 x 10 iones Na+ y 6,02 x 10 iones Cl-. 1 mol = 6,02 x 10 23 20 Cantidad de sustancia = 1 mol Cantidad de átomos en 1 mol de C = 6,02 x 1023 Cantidad de moléculas en 1 mol de H2O= 6,02 x 1023 Cantidad de moléculas en 1 mol de O2 = 6,02 x 1023 Carbono En 1 mol de carbono = 12 g =6 023 x 10 = NÚMERO DE AVOGADRO (NA) Agua En 1 mol de H2O = 18 g Oxígeno En 1 mol de O2 = 32 g MOLÉCULA GRAMO (mol – g) Es la masa molecular expresada en gramos. Químicamente, 1 molécula gramo es el peso de un mol de moléculas (6,02 x 1023). Por lo tanto una molécula gramo ES UNA MASA DE UN MOL DE MOLÉCULAS. Su equivalente en gramos es numéricamente igual a la masa molecular de la sustancia. Ejemplo. Tomaremos valores aproximados de las m.a. (masas atómicas). En 1 mol de moléculas de H2O existe 1 mol – g de H2O ó 18 g de H2O. En 1 mol de moléculas de H2S existe 1 mol – g de H2S ó 34 g de H2S. En 6,02 x 1023 moléculas de CH4 existe 1 mol – g de CH4 ó 16 g de CH4. Más ejemplos de molécula gramo o mol: 1 mol-g de agua 18 g El peso molecular (M) del H 2O = 18 u.m.a.; luego un poco de AGUA que pese 18 g 23 contiene 6,02 x 10 moléculas de agua y se llama “ 1 mol-g o mol de H2O”. El peso molecular (M) del CO2 = 44 u.m.a. ; luego un globo, una bolsa o un tanquecito que contenga 44 g de anhídrido carbónico es porque hay 6,02 x 10 23 átomos de oxígeno y se llama “ 1 mol – g o mol de CO2”. 1 mol-g de anhídrido carbónico 44 g NÚMERO DE MOL GRAMO O NÚMERO DE MOLES (n) Se obtiene al dividir la masa en gramos de una sustancia sobre la masa de un mol gramo de dicha sustancia. Ejemplo: ¿Cuántos moles de H2S existen en 272 g de dicha sustancia? W= masa de la sustancia (H2S)= 272 g. M= masa en 1 mol de (H2S) = 34 g n = ¿.........? 1 mol H 2S 34 g ¿cuántos n habrá en? 272 g 272g .1m ol g 34g n 8 mol - g n EL NÚMERO DE AVOGRADO La hipótesis de Avogadro, que se ha verificado muchas veces a los largo de los años, afirma que volúmenes iguales de dos gases cualesquiera, en condiciones idénticas de temperatura y presión, contienen EL MISMO MÚMERO DE MOLÉCULAS. Esto significa que si pesamos volúmenes iguales de varios gases, la relación que guardan sus pesos deben ser igual a la razón de los pesos de las moléculas mismas. Es imposible pesar átomos y moléculas individuales porque son demasiado pequeños, sin embargo si sabemos los pesos relativos de varios átomos, es posible pesar números iguales de sus átomos teniendo en cuenta el peso de los mismos. Puesto que la razón en peso de los átomos de carbono a los átomos de oxígeno es de 12 a 16, 12 gramos de carbono deben contener el mismo número de átomos que 16 gramos de oxígeno. Por tanto, si hacemos reaccionar 12 g de carbono con 16 g de oxígeno, debemos obtener 28 g de monóxido de carbono (CO), sin que nos sobren reactivos. Podemos hacer esto sin tener la menor idea de cuántos átomos hay en 12 g de carbono. Solo necesitamos saber que ese número es idéntico al número de átomos presentes en 16 g de oxígeno (un peso atómico gramo) o al número de moléculas de CO en 28 g de monóxido de carbono (un peso molecular gramo). Los científicos estaban convencidos de que el número de átomos de carbono que hay en 12 g de carbono (o el número de átomos de cualquier peso atómico gramo) debía ser muy grande. Pero no tenían idea de su magnitud hasta que JOSEF LOSCHMIDT intentó medir, en 1865, el tamaño de las moléculas de aire. LOSCHMIDT encontró que las moléculas tenían alrededor de una “MILLONÉSIMA DE MILÍMETRO” de diámetro, lo cual significa que su peso molecular gramo debe contener 4 x 1022 moléculas. Esta estimación no fue del todo mala tratándose de un primer intento. Las mediciones posteriores, con base en diversas estrategias, han mostrado que el diámetro real de las moléculas de aire es un poco más pequeño que el diámetro determinado por LOSCHMIDT, y que el número de moléculas presentes en un peso molecular gramo es de 6 x 1023 (conocido como el número de Avogadro). En 12 g de carbono hay 6 x 1023 átomos de carbono, y 6 x 1023 moléculas de agua en 18 g de agua. No importa de que sustancia se trate, su peso formula expresado en gramos contiene 6 x 10 23 unidades de fórmula (átomos, moléculas o unidades de que se trate) de esa sustancia. EJEMPLOS: · El peso atómico del azufre es 32, así que 32 g de azufre contienen 6 x 10 23 átomos de azufre (número de Avogadro ). · El peso molecular del metano (CH 4) es 16, de modo que 16 g de metano contienen 6 x 10 23 moléculas de metano ( número de Avogadro ). · El valor del número de Avogadro, determinado con más cuidado y que es más confiable, es de 6,0221367 x 10 23. Pero, este número se redondea casi siempre a tres cifras significativas, 6,02 x 1023. COMO LA CANTIDAD DE ÁTOMOS EXISTENTES EN 1 at- g 1 at – g (E) = 23 6,023 x 10 átomos COMO LA CANTIDAD DE MOLÉCULAS EXISTENTES EN 1 mol - g 23 1 mol – g (C) = 6,023 x 10 moléculas http://intercentres.edu.gva.es/iesleonardodavinci/Fisica/Atomico-molecular/Atomico_molecular6.htm