CONCEPTOS GENERALES DE ESTEQUIOMETRIA

1. 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.

 
2. Pesos atómicos y 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.

 
3. La escala de masa atómica
Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes.
Trabajos hechos en el S. 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 11,1 g 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 que un 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 del carbono ( 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

 
4. Masa atómica promedio
Ya hemos visto que la mayoría de los 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.

 
5. 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 deberá tener 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 molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente
igual a su peso fórmula (en uma).