MASAS MOLARES, BALANCEO Y CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.

El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química, pero… ¿A qué se refiere o cuánto equivale el Mol?

EL MOL se refiere a la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12, en otras palabras cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100, un millar 1000, entonces cuando hablamos de un mol nos referimos a una cantidad tal como 6.023x 10²³ ó 602300000000000000000000 escrito de otra manera. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo y de aplicarlo, pues que cosas alcanzarían a ser un mol, si no solo los átomos o compuestos o moléculas.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento, todos tienen una cantidad de 6.023 X 10²³. Si pensamos en que si se tiene una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Entonces, para cualquier elemento:

1 Mol = 6.023 X 10²³ átomos del elemento = Masa atómica o masa molar del elemento.

Ejemplos:

Moles	Átomos	Gramos (Masa atómica)
1 mol de S	6.023 X 1023 átomos de S	32.06 g de S
1 mol de Cu	6.023 X 1023 átomos de Cu	63.55 g de Cu
1 mol de N	6.023 X 1023 átomos de N	14.01 g de N
1 mol de Hg	6.023 X 1023 átomos de Hg	200.59 g de Hg
2 moles de K	1.2044 x 1023 átomos de K	78.20 g de K
0.5 moles de P	3.0110 x 1023 átomos de P	15.485 g de P

 

En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos:

¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?

Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe en la tabla periódica y vemos que es 55.85 g. Utilizamos entonces el factor de conversión apropiado para obtener moles (regla de 3).

Si 55.85 g de Fe es igual a 1 mol de Fe, entonces 25 g cuántos moles tendrá:

55.85 g    → 1 mol

25g       →        x

Procedemos a multiplicar 25 x 1 = 25. Posteriormente se divide entre 55.85: 55.85/25 = 0.448 moles de Fe.

La operación que acabamos de realizar corresponde a la Masa Molar del Fe.

Para el cálculo de las masas molares de algunos compuestos, es necesario obtener la fórmula del compuesto. Una vez obtenida, se procede a calcular cada una de las masas molares de los elementos que aparecen, multiplicándolas por sus coeficientes y después sumándolas.

Tomemos por ejemplo el caso del CO₂. Si nosotros quisiésemos saber cuánto pesa un mol de CO₂, el procedimiento sería el siguiente:

C           1 x 12             =       12           

O₂          2 x 16            =        32      

                                              44

Para el sulfato cúprico Cu₃(PO₄)₂

Cu          3 x 63       = 190

P             2 x 30.97 =   69

O            8 x 16     =   128     

                                   379g

Para el caso de los compuestos, también podemos calcular la masa molar y establecer una relación entre moles y masa molar como lo hicimos con el Fe.

Por ejemplo:

¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH.

Na       1 x 23 =  23

O         1 x 16 =  16    

H         1 x 1  =      1      

                          40 g

Ahora debemos establecer nuestra relación:

Un mol de NaOH pesa 40 g, entonces en 1000 g (ó 1 kg) cuántos moles habrá:

1 mol NaOH               40 g

                    X                1000 g

Multiplicando 1000 x 1 = 1000. Y dividiendo entre 40: 1000/ 40 = 25 moles de NaOH.

¿Cuántas moles hay en 50 g de agua?

Obtenemos la masa molar del agua (H₂O):

O         1 x 16  = 16

H         2 x  1   =    2     

                           18 g

 

Entonces 18 gramos son iguales a 1 mol de agua. ¿En 50 g cuántos moles habrá?

1 mol de H₂O             18 g

                  X               50 g

X = 2.77779 moles de agua

Estos cálculos molares o llamados de otra manera relaciones estequiométricas se pueden llevar a cabo a partir de una reacción química. Las relaciones estequiométricas hacen referencia a el cálculo de las masas molares de los reactivos y los productos. De esta manera, suponga que quiere saber cuánta agua se formará si mezcla 20 g de H₂ con O₂.

Primero que nada se debe tener la ecuación de la formación del agua:

H2 + O2     →         H2O

Obtenemos las masas molares de los reactivos:

H         2 x 1 =     2        

O         2 x 16 =  32   

                           34 gramos de los reactivos

Y se obtienen las masas molares de los productos:

H         2 x 1 =     2     

O         1 x 16 = 16    

                          18 gramos de los productos

¿¡Y solamente se obtuvieron 18 gramos de producto!? ¿A dónde se fueron los otros 16 gramos?

Como se observa, la ecuación está mal, ya que supone que reaccionan 2 Oxígenos y solo se forma 1 (presente en la molécula del agua)… ¿A dónde se fue el Oxigeno faltante? Recordemos que La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

Entonces, antes de iniciar cualquier cálculo estequiométrico y de responder a nuestra pregunta, es necesario tener la ecuación BALANCEADA. O sea, tener el número exacto de reactivos y el número exacto de productos que se formarán, ya que recordemos que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

 

Para el balanceo de ecuaciones se tienen diferentes métodos, entre ellos tenemos el denominado “al tanteo”, generalmente utilizado para ecuaciones sencillas.

Para aplicar correctamente el método de balanceo del tanteo es necesario seguir las siguientes reglas:

1. Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayoría de las sustancias que intervienen.
2. Asignar a la formula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre igualar el número de átomos del elemento en los reactivos y en los productos. Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos del compuesto, incluso a los subíndices, dado que los coeficientes no indican cuantos elementos forman la molécula, si no cuantas moléculas están interviniendo.
3. Repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta que la ecuación quede balanceada.

Importante: Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes, pero los subíndices de las formulas permanecen inalterables.

Ejemplo 1:

Mg + HCl  →  MgCl₂ + H₂

Se escribe el número de átomos en el primer y segundo miembro:

1 – Mg – 1

1 – H – 2

1 – Cl – 2

Como se observa, el Cl y el H tienen un desequilibrio, por lo que se debe asignar un coeficiente a la formula. El coeficiente que satisface la igualdad es el número 2 en el HCl.

Mg + 2HCl    →   MgCl₂ + H₂

De esta manera los números de átomos quedan:

1 – Mg – 1

2 – H – 2

2 – Cl – 2

La ecuación está balanceada.

Ejemplo 2:

Al + O₂     →    Al₂O₃

El número de átomos en ambos lados de la ecuación son:

1 – Al – 2

2 – O – 3

Se observa que el número de átomos del Oxígeno en los reactivos es par, y en los productos es impar; por lo tanto, es necesario afectar el compuesto del segundo miembro con un coeficiente tal (2) que el número de átomos resulte par.

Al + O₂       →       2Al₂O₃

Ahora el número de átomos es:

1 – Al – 4

2 – O – 6

No obstante que se antepuso un coeficiente, la ecuación no está del todo balanceada, solo se igualaron a pares, por lo cual, es necesario anteponer coeficientes a los reactivos uno por uno. Empecemos con el aluminio:

Para nivelar los átomos de aluminio, se asignará un coeficiente 4 a los reactivos:

4Al + O₂      →      2Al₂O₃

El número de átomos es:

4 – Al – 4

2 – O – 6

Finalmente, para igualar el número de átomos del oxígeno deberá ponerse un coeficiente al oxígeno de los reactivos. El coeficiente que cumple con la igualdad es 3.

4Al + 3O₂      →    2Al₂O₃

Verificamos el número de átomos:

 

4 – Al – 4

6 – O – 6

La ecuación se encuentra balanceada.

Ahora que tenemos la reacción balanceada, podemos empezar los cálculos estequimétricos del agua:

1. – Se escribe la reacción:

H2 + O2       →        H2O

Se balancea:

2H2 + O2      →        2H2O

Se entiende que 2 moléculas diatómicas de hidrógeno reaccionan con una molécula diatómica de oxígeno para formar 2 moléculas completas de agua.

Volvamos a la pregunta inicial, ¿Cuánta agua se formará si mezcla 20 g de H₂ con O₂?

Obtengamos primero nuestra relación estequimétrica, en otras palabras, de acuerdo a la ecuación balanceada, es necesario primero saber la mínima cantidad de hidrógeno que formará agua, así que calculemos las masas molares basándonos en la ecuación balanceada:

H         2 x 1 = 2         Pero como la ecuación nos dice que son 2 moléculas biatómicas, se vuelve a multiplicar por 2.

H         2 x 1 = 2 x  2:   4       

Ésta es la mínima cantidad de hidrógeno que formará agua, ahora calculemos la cantidad de agua que se forma de acuerdo a la ecuación:

2H₂O =

H         2 x 1 =     2          

O         1 x 16 = 16    

                           18 gramos de agua.

Sin embargo, como la ecuación balanceada nos indica que se forman 2 moléculas completas de agua, y como nosotros sólo obtuvimos la masa molar de una molécula, es necesario multiplicarlo por 2:

18 gramos X 2 = 36 gramos de agua.

Ahora ya tenemos la cantidad exacta de agua que se forma en esta reacción, ya sabemos cuánto hidrógeno reacciona y cuánta agua produce. Esta es nuestra relación estequiométrica (nótese que no obtuvimos la masa molar del oxígeno, ya que no nos lo solicitan).

Ahora procedemos a plantear la pregunta:

“Si 4 gramos de hidrógeno reaccionan y forman 36 gramos de agua, 20 gramos de hidrógeno cuánta agua formará”

Hacemos nuestra regla de 3:

4 gramos de H         →    36 gramos de agua

20 gramos de H       →           X

Multiplicamos 20 x 36 = 720. Y ese resultado lo dividimos entre 4: 720/4 = X

X = 180 gramos de agua.

Revisa los ejercicios

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