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Estequiometría, mol, peso atómico y peso molecular. Relaciones

¿Sabes qué es la estequiometría? Esta es una de las preguntas que podrás contestar luego de visitar el recurso que hemos desarrollado para apoyar tu estudio. Contiene imágenes.

Estequiometría, mol, peso atómico y peso molecular. Relaciones

Estequiometría
La estequiometría es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química.
Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.  

 Reactantes →Productos

Cuando John Dalton formuló la primera teoría atómica, concordó también con una ley enunciada por el químico francés Joseph-Louis Proust (1754-1826), en 1799, quien descubrió que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre tienen los mismos elementos y en la misma proporción en masa.
Por ejemplo, el agua contiene 8 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno, y esta proporción O:H = 8:1 se mantiene inalterada en el agua pura, sin importar su lugar de origen. Esto correspondería a lo que Proust anunció como la ley de Proust o ley de las proporciones definidas, que establece que todo compuesto tiene una composición definida en masas de combinación.
Dalton concluyó que los átomos se combinaban para formar los compuestos y siempre que lo hacían era en una proporción de números enteros sencillos. Por ejemplo: cuando se combinan dos elementos químicos A y B para formar un compuesto AB, y utilizamos una cantidad cualquiera de estos elementos, “sobrará” una porción del elemento que está en exceso. Una representación gráfica de esto sería la siguiente: 

Reacción entre 3 moles de A, 5 de B para dar 3 de AB y 2 de B

Figura 1: Reacción entre 3 moles de A, 5 de B para dar 3 de AB y 2 de B

Luego, John Dalton enunció la ley de Dalton o ley de proporciones múltiples, que establece que si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, al mantener constante la masa de uno de los elementos, las masas de combinación del otro elemento se encuentran en una relación de números enteros sencillos.
Una de las propiedades de un átomo es su masa, que se relaciona con el número de electrones, protones y neutrones en el átomo. Pero, como sabemos, los átomos son muy pequeños…, entonces, ¿cómo podemos conocer su masa? No es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales para determinar la masa de un átomo en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento dado, de tal forma que pueda ser utilizado como patrón. Por acuerdo internacional, un átomo del isótopo de carbono que tiene seis protones y seis neutrones (12C) presenta una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica (uma). Este átomo de carbono sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica se define como la masa exactamente igual 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.
Mediante experimentos se ha comprobado que la masa de hidrógeno es 12 veces menor que el átomo del carbono, por lo tanto pesa una uma, del mismo modo el átomo de oxígeno pesa 16 uma y el hierro 55.85 uma.
El valor de masa atómica de los elementos que se informa en la tabla periódica es un promedio de las masas de todos los isótopos estables del elemento ponderado por su abundancia natural.

Masa molar y número de Avogadro
Sabemos que los átomos son muy pequeños para poder trabajar con ellos individualmente, por ello se desarrolló una unidad de átomos que describe un gran número de ellos y hace posible el trabajo práctico. La unidad definida por el sistema internacional es el mol, la cantidad de sustancia que contienen tantas entidades elementales como átomos hay exactamente en 12 gramos de carbono 12. El número aceptado para un mol es 6.02 x 1023, que es el número de Avogadro. 
Debemos considerar un mol como un conjunto de partículas tal como una docena (12 unidades) o decenas (10 unidades).
Vimos que un mol de átomos de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene 6.02 x 1023 átomos. Esta cantidad se llama masa o peso molar e indica la masa de un mol de unidades. Dado que cada átomo de carbono 12 tiene masa exactamente de 12 uma es útil observar que la masa molar de un elemento (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma. Así, la masa atómica del sodio (Na) es de 22,99 uma y su masa molar también.
El peso atómico de un elemento es, entonces, la cantidad de masa que hay por mol de átomos del elemento. Por ejemplo: el Cu pesa 63,55 uma y por tanto 63.55 gr, esto quiere decir que por cada 63,55 gr hay un mol de átomos de cobre.
Entonces: ¿Cuánto pesan dos moles de átomos de cobre?: pesarán el doble que un mol, por tanto pesan 127,1 gr. ¿Y cuánto pesan 0,5 moles de cobre?: pesan exactamente la mitad que un mol, o sea 31,775 gr.

De esta forma podemos conocer, mediante una cantidad que pesamos, cuántos moles y átomos de un elemento tenemos:  

Tabla de moles y átomos del Helio

Del mismo modo, el peso molecular es la masa por mol de moléculas de un elemento. Para obtener el peso molecular debemos sumar todos los pesos atómicos que conforman la molécula. 

Por ejemplo, calculemos el peso molecular de agua: H2O. Para ello, buscamos en una tabla periódica los pesos atómicos de H y de O.

Relación de mol y masa molecular de agua

Figura 2: Relación de mol y masa molecular de agua

Debemos multiplicar por dos el peso del átomo de H debido a que en la molécula hay dos de él:

Fórmula

Ejercicio: Calcula el peso molecular de los siguientes compuestos:

a) HNO3
b) H2SO4
c) O2
d) H2
e) NH3
f) C6H12O6

Estequiometría
Como dijimos, la estequiometría establece relaciones entre las moléculas o elementos que conforman los reactantes de una ecuación química con los productos de dicha reacción. Debemos saber que todas las reacciones establecen una relación en moles de compuesto o elemento y no en gramos de ellos. 

relaciones entre las moléculas o elementos que conforman los reactantes de una ecuación química con los productos

Por ejemplo, la siguiente reacción:   indica que un mol de NaOH (hidróxido de sodio) se combina con un mol de HCl (ácido clorhídrico) para formar un mol de NaCl (cloruro de sodio o sal común) y un mol de agua.
Mientras que esta reacción: Fórmula requiere cinco moles de calcio, un mol de V2O5 (pentóxido de vanadio) para dar cinco moles de CaO (óxido de calcio) y dos de V. Los números delante de los reactantes o productos se llaman coeficientes estequiométricos y, como vimos, indican en qué proporción se encuentran para que la reacción ocurra.
Para trabajar con ecuaciones químicas debemos analizar si se cumple la ley de conservación de masa de Lavoisier, que dice que la materia no se crea ni se destruye, sino que se transforma. Por ello, cuando ocurre una reacción química, el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en reactantes y productos.

Ecuación química equilibrada de formación de agua

Figura 3: Ecuación química equilibrada de formación de H2O

Ejemplo: según la reacción, ¿cuántos moles de H2 se forman con 6.23 moles de Li con agua? ¿Cuántos gramos de H2 se formarán mediante 80.57 g Li con agua?  

Fórmula

El primer paso para realizar este tipo de ejercicios es equilibrar la ecuación, es decir observar que exista la misma cantidad de masa de cada elemento a cada lado de la ecuación. Esta condición se cumple para este caso.
Según la reacción, dos moles de Li forman un mol de H2, por tanto:

 Fórmula

La segunda parte de la pregunta se responde de la misma forma. Sin embargo, esta vez debemos responder en gramos. Para ello debemos transformar los gramos de reactivo que participan en la reacción en moles del mismo.


 
Según la reacción, dos moles de Li forman un mol de H2, por tanto 11,61 formarán:   

 Fórmula

Los cuales equivalen a 11.7 g.

Ejercicio: La reacción de descomposición de la glucosa produce CO2 y agua, según: Fórmula. Si un cuerpo consume 856 g de C6H12O6, ¿cuánto CO2 produce?

Reactivo limitante
El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: una vez que este reactivo se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas.

Por ejemplo: Si debemos hacer sándwich de queso, y para ello disponemos de siete panes y sólo cinco láminas de queso, ¿cuántos sándwiches podré hacer?
Sólo podré hacer cinco sándwiches, y por tanto las láminas de queso serán el reactivo limitante de este proceso, mientras que el pan será el reactivo excedente.

Ejemplo de reactivo limitante

Figura 4: Ejemplo de reactivo limitante

Si llevamos la misma situación pero con reactivos y productos químicos, siguiendo la siguiente reacción: reacción, indica que un mol de S reacciona con tres moles de F2 y forma uno de SF6. Supongamos que disponemos de cuatro moles de S y 20 de F2. ¿Cuál es el reactivo limitante?
Si un mol reacciona con tres de F2, entonces cuatro de S lo harán con 12 moles de F2. ¿Dispongo de 12 moles de F2? Como disponemos de 20, exceden 8, por tanto el F2 es reactivo excedente y el S es reactivo limitante. Si analizamos, vemos que 20 moles de F2 necesitan 6.67 moles de S, y sólo disponemos de cuatro, de modo que la reacción se acabará cuando reaccionen por completo los cuatro moles de los que dispongo.

Ejercicio: Fórmula

 Se disponen de 7.62 g de Fe y 8.67 g de S.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante de la reacción?
b) ¿Cuánto se forma de FeS? (en gramos y en moles)

foto color
 EL ATOMO EN LOS EXPERIMENTOSEducarchile Considera un mol como un conjunto de partículas, tal como una docena (12 unidades) o una decena (10 unidades). Entonces, 1 mol de átomos de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene 6.02 x 1023 átomos. Esta cantidad se llama masa molar e indica la masa de un mol de unidades. Por ejemplo: el cobre (Cu) pesa 63,55 uma y por tanto 63.55 g; esto quiere decir que por cada 63,55 g hay 1 mol de átomos de cobre.Ir a la actividad
Guía del docente: EL ATOMO EN LOS EXPERIMENTOSEducarchile

Descripción curricular:

- Nivel: 2.º Medio 

- Subsector: Ciencias químicas

- Unidad temática: Modelo atómico de la materia y disoluciones químicas. 

- Palabras clave: masa atómica, masa molecular, masa molar, mol, estequiometría 

- Contenidos curriculares: Modelo atómico de la materia y enlace químico. Disoluciones

químicas. 

- Modelo atómico de la materia. Descripción de modelos atómicos

precursores del modelo actualmente aceptado. Caracterización de los

constituyentes del átomo.

- El átomo. Su variedad. Abundancia relativa en diferentes medios. Sus

dimensiones comparadas con la materia macroscópica. Número atómico.

- Concepto de mol. Preparación de disoluciones molares de distinta

concentración y con diferentes solutos. Estequiometría y realización de

cálculos estequiométricos en disoluciones.

 

- Contenidos relacionados: 

- 1.º Medio: 

El aire.

Los procesos químicos.

 

- 2.º Medio:

Modelo atómico de la materia.

Disoluciones.

 

- 3.º Medio:

Reactividad y equilibrio químico.

Cinética.

 

- 4.º Medio:

Procesos químicos industriales.

 

- Aprendizajes esperados: 

- Reconocen que toda la materia se forma por combinaciones de una

  variedad de átomos de elementos, que están constituidos por un

  núcleo y electrones, e identifican los dos elementos más abundantes en el

  universo, en la corteza terrestre, en la atmósfera y en el cuerpo humano.

- Reconocen el mol como una unidad aplicable a cálculos químicos y lo

  asocian al carácter atómico de la materia.

- Conocen los principios básicos de la estequiometría y los aplican a

  algunas reacciones simples, particularmente a reacciones en disolución.

 

Aprendizajes esperados de esta actividad: 

- Comprenden el significado de mol. 

- Reconocen la utilidad del mol en la química experimental e industrial. 

- Comprenden el significado de masa atómica y molecular. 

- Calculan masas moleculares.

- Realizan cálculos estequiométricos simples. 

 

Recursos digitales asociados de www.educarchile.cl: 

- Ficha temática: Estequiometría, mol, peso atómico y peso molecular

- Diapositivas digitales (ppt): Química NM2 “Modelo atómico de la materia” y

  Química NM2 “Disoluciones”.

 

Actividad propuesta para este tema:

La siguiente actividad está planeada para que los estudiantes comprendan el significado de

mol, aprendan a obtener masas moleculares y realicen cálculos estequiométricos simples.  

 

ACTIVIDAD: Los átomos en los experimentos

 

2H 

 

1. Mapa de contenidos tratados

 

mapa

 

2. Desarrollo de la actividad: Los átomos en los experimentos

 

Esta actividad está dividida en dos partes. La primera de ellas se refiere al

concepto de mol, masa atómica y molecular. La segunda, a la

estequiometría de una reacción química. Para ambas partes de la actividad

los estudiantes necesitarán una Tabla Periódica de los elementos. 

 

Paso 1

Sugerimos comenzar la actividad recordando qué son los átomos y las

moléculas (como constituyentes de la materia). Así mismo, el concepto de

elemento y compuesto. 

Puede continuar preguntando (esto puede generar una discusión en la sala

de clases):. 

- Si los átomos son tan pequeños, ¿cómo podemos cuantificarlos? 

- ¿Podemos tomar un átomo de carbono (o de otro elemento) entre

  las manos? 

- ¿Cómo podemos contar los átomos? 

 

En la guía para el estudiante hay una pequeña introducción al concepto de

mol, masa atómica y molecular, que usted puede complementar a medida

que los estudiantes intentan responder las preguntas planteadas. 

 

Paso 2

Entregue la guía para el estudiante. Lean la introducción y compleméntela si

lo considera necesario. 

Comiencen la primera parte de esta actividad. Reacuérdeles a sus

estudiantes que necesitarán la Tabla Periódica de los elementos. 

 

Actividades: mol y masa atómica

1.  ¿Cuántos átomos de oxígeno (O) hay en 32 g de oxígeno? 

     En 16 g de oxígeno hay 6 x 1023 (1 mol de oxígeno); por tanto, en 32 g

     habrá  12 x 1023 átomos de oxígeno (2 moles).

 

2.  ¿Cuántos moles de oxígeno (O) hay en 48 g de oxígeno?

     En 16 g de oxígeno hay 1 mol de átomos de oxígeno; por tanto, en 48 g

     habrá 3 moles de átomos de oxígeno. 

 

3.  ¿Qué masa contienen 4 moles de oxígeno? 

     1 mol de oxígeno contiene 16 g de masa; por tanto, 4 moles de oxígeno

     contienen 64 g de masa. 

 

4.  ¿Cuál es la masa molar del oxígeno molecular (O2)? 

     El oxígeno molecular (O2) contiene dos átomos de oxígeno. Por tanto, es

     una molécula de oxígeno. Su masa molecular (o molar) es 16 x 2 = 32 g

     por mol de moléculas. 

 

5. Calcula la masa atómica de los siguientes compuestos:

 

a.    HCl = 36 g/mol

b.    H2SO4= 98 g/mol

c.     H3PO4 = 98 g/mol

d.    CO2 = 44 g/mol

e.    O3 = 48 g/mol

f.     CH4 = 16 g/mol

g.    CH3COOH = 48 g/mol

h.    SO2 = 64 g/mol

i.     NO3 = 62 g/mol

j.     SO3 = 80 g/mol

k.    NO2 = 46 g/mol

l.     HF = 20 g/mol

m.   MnO2 = 87 g/mol

n.    Fe2O3 = 158 g/mol

o.    NaOH = 40 g/mol

p.    KOH = 56 g/mol

 

Paso 3

Antes de continuar con la segunda parte, revisen los resultados. Observe y

refuerce aquellos estudiantes que tengan más dificultades con estos

contenidos. 

Los resultados disponibles en esta guía se expresan en números enteros;

los estudiantes pueden escribirlos en números decimales. Ponga atención a

las cifras significativas que usarán. 

 

Paso 4

Continúe con la segunda parte de la actividad. Puede hacer una introducción

al tema de estequiometría con ayuda de la guía para el estudiante que

usted puede complementar.

 

Actividades: estequiometría

 

1.  Según la siguiente reacción, contesta las preguntas que se

     encuentran a continuación: 

 

                     form1

 

a.  ¿Cuántos moles de nitrógeno molecular (N2) se necesitan para

     formar 2 moles de amoniaco (NH3)?

     La reacción química balanceada indica que se necesita 1 mol de

     nitrógeno molecular.

 

b.  ¿Cuántos moles de hidrógeno molecular (H2) se necesitan para

     formar 2 moles de NH3? 

     La reacción química balanceada indica que se necesitan 3 moles

     de hidrógeno molecular.

 

c.  ¿Cuántos moles de NH3 se formaron como producto, según

     esta reacción? 

     La reacción química balanceada indica que se formarán 2 moles

     de  NH3.

 

d.  Si dispongo de 2 moles de N2, ¿cuántos moles de H2 necesitaré

     para la reacción? 

     Se necesitarán 6 moles de H2.

 

e.  Si dispongo de 2 moles de N2, ¿cuántos moles de N2 necesitaré

     para la reacción? 

     Se necesitarán 0,67 moles de N2.

 

f.   Si dispongo de 4 moles de N2 y la cantidad apropiada de H2

     para estos 4 moles de N2, ¿cuántos moles de NH3 se formarán

     en la reacción? 

     Se formarán 8 moles de NH3. 

 

2. Observa la siguiente reacción: 

 

                 form2

 

Como se ve en la ecuación, se necesitan 2 moles de litio (Li) y 2

moles de agua (H2O) para que reaccionen y formen 2 moles de

hidróxido de litio (LiOH) y 1 mol de hidrógeno molecular (H2). Ahora

responde:

 

a.  ¿Cuántos gramos de litio (Li) se necesitan?

     1 mol equivale a 7 g (masa molecular), entonces se necesitan 14

     gramos (2 moles) de litio. 

 

b.  ¿Cuántos gramos de agua (H2O) se necesitan?

     1 mol de agua equivale 18 g (masa molecular), entonces se

     necesitan 36 gramos (2 moles) de agua.

 

c.  ¿Cuántos gramos de hidróxido de litio (LiOH) se forman

     durante la reacción?

     1 mol de LiOH equivale a 24 gramos (masa molecular). La

     reacción indica que se forman 2 moles de LiOH, por tanto son 48

     gramos de compuesto. 

 

d.  ¿Cuántos gramos de hidrógeno molecular (H2) se forman

     durante la reacción? 

     Se forma 1 mol de hidrógeno molecular (H2), es decir 2 gramos.

 

Paso 5

Para finalizar la actividad pueden revisar los resultados y discutir en torno

a las dudas que los estudiantes puedan tener. 

Luego de esta actividad puede introducir el concepto de reactivo limitante. 

Por otra parte, pueden ver las diapositivas digitales disponibles en

educarchile.cl Química NM2 “Modelo atómico de la materia” y Química NM2

“Disoluciones”. 

Información

Técnica

Descripción Breve¿Sabes qué es la estequiometría? Esta es una de las preguntas que podrás contestar luego de visitar el recurso que hemos desarrollado para apoyar tu estudio. Contiene imágenes.
Temas relacionados

>>Presentación: Transformaciones químicas. Estequiometria

IdiomaEspañol (ES)
Autoreducarchile
Fuenteeducarchile
Clasificación Curricular
NivelSectorUnidad o eje
2° medioQuímicaLa materia y sus transformaciones

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