Composición porcentual Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo. La composición porcentual de una sustancia es el porcentaje de masa de cada elemento presente en un compuesto. El 100% está dado por la masa total del compuesto que a conocemos como masa molar, o peso molecular como lo llamamos más frecuentemente. frecuentemente. La composición porcentual de cada elemento en un compuesto es siempre siempre la misma, independientemente independientemente del tama!o de la muestra que se tome. La fórmula química de un compuesto a tra"#s de su composición porcentual $Cómo se obtiene la composición porcentual Los pasos a se&uir son' 1.( se obtiene el peso molecular del compuesto. El peso molecular se obtiene multiplicando el peso atómico por la cantidad de átomos que ha de un elemento. Esto de debe hacer con cada uno de los elementos presentes en el compuesto) *nalmente se suman asi obtenemos el peso molecular del compuesto. +.( e di"ide el peso de cada uno de los compuesto entre el peso molecular de todo el compuesto. -.e multiplica por 100 para obtener el porcentaje. porcentaje. Ejemplo na mol#cula de dió/ido de aufre, +, contiene un átomo de aufre dos de o/í&eno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha mol#cula. 2atos' 3eso atómico del aufre es -+,1 3eso atómico del o/í&eno, 14,0 5 continuación se obtiene el peso molecular total' 6asa molecular del + 7 1 8 -+,1 7-+,1 7 + 8 14 7 -+ uma total 7 49,1 3orcentaje 3orcentaje de aufre en el compuesto' -+.1 :49 7 .;0 8 100 7 ;0% 3orcentaje 3orcentaje de o/í&eno en el compuesto' -+ : 49 7 .;0 81007 ;0%
<órmulas 6oleculares La fórmula molecular es una representación con"encional de los elementos que forman una mol#cula o compuesto químico, propuesta por =erelius a principios del si&lo >?>. na fórmula molecular se compone de símbolos subíndices num#ricos) los símbolos se corresponden con los elementos que forman el compuesto químico representado los subíndices, con la cantidad de átomos presentes de cada elemento en el compuesto. 5sí, por ejemplo, una mol#cula de ácido sulf@rico, descrita por la fórmula AB+DB9D posee dos átomos de hidró&eno, un átomo de aufre 9 átomos de o/í&eno. El t#rmino se usa para diferenciar otras formas de representación de estructuras químicas, como la fórmula desarrollada o la fórmula esqueletal. La fórmula molecular se utilia para la representación de los compuestos inor&ánicos en las ecuaciones químicas. ambi#n es @til en el cálculo de los pesos moleculares. En un sentido estricto, "arios compuestos iónicos, como el cloruro de sodio o sal com@n, minerales carecen de entidades moleculares, pues están compuestos por redes de iones, por ello, sólo es posible hablar de fórmula empírica. ?ndica la relación real de átomos que e/isten en las mol#culas que forman un compuesto. ólo es pertinente hablar de fórmula molecular en compuestos co"alentes. 3ara calcular la fórmula molecular se debe conocer la masa molecular del compuesto la masa de la fórmula mínima. 5l di"idir estas dos cantidades, nos dará un n@mero entero, el cual multiplica cada uno de los elementos de la fórmula mínima, para dar como resultado la fórmula molecular. Ejemplo' i tenemos un ó/ido de hierro, con el FF.F% de
Estos dos se suman da F1,G- u.m.a. 19-,F u.m.a. : F1,G- u.m.a. 7 + <órmula 6ínima 8 + 7 <órmula 6olecular
Mota' Este es sólo un ejemplo. Mo hemos comprobado la e/istencia de este compuesto.
La le de 2alton o le de las proporciones m@ltiples formulada en 1G0G por Oohn 2alton, es una de las lees más básicas.
+Q in embar&o, si hacemos reaccionar ahora 10 & de cloro con otros 10 & de sodio, no obtendremos +0 & de cloruro sódico, sino una cantidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1,; por lo que'
-Q i ahora quisi#ramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro sodio para formar cloruro sódico, deberíamos di"idir la cantidad de cada elemento entre su masa atómica, de forma que si reaccionan 4 & de Cl con 9 & de Ma, como -;,; &:mol +- &:mol son las masas atómicas del cloro sodio, respecti"amente, entonces'
Lo que indica que por cada 0,1F moles de cloro reaccionan otros 0,1F moles de sodio para formar el cloruro sódico, o cualquier m@ltiplo o subm@ltiplo de esa reacción. 3or tanto, 1 átomo de cloro tambi#n se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico, lue&o la fórmula de #ste compuesto es MaCl la proporción entre sus átomos es 1'1. Le de las proporciones equi"alentes La le de las proporciones recíprocas o equi"alentes o tambi#n le de Richter(Senel es una de las llamadas lees estequiometrias fue enunciada por primera "e por Oeremías =enjamín Richter en 1FH+ en el libro que estableció los fundamentos de la estequiometria, que completó el trabajo realiado pre"iamente por Carl
=alancear una ecuación si&ni*ca que debe de e/istir una equi"alencia entre el n@mero de los reacti"os el n@mero de los productos en una ecuación. Lo cual, e/isten distintos m#todos, como los que "eremos a continuación 3ara que un balanceo sea correcto' ILa suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser i&ual a la suma de las 6asas de los productosI Teremos - tipos de balanceo de ecuaciones químicas' =alanceo por 5ME, >?2(RE2CC?UM KRE2> V 65E65?C 5LPE=R5?C' 6#todo de balanceo por tanteo
El m#todo de tanteo se basa simplemente en modi*car los coe*cientes de uno otro lado de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de masa. Mo es un m#todo rí&ido, aunque tiene una serie de delineamientos principales que pueden facilitar el encontrar rápidamente la condición de i&ualdad. e comiena i&ualando el elemento que participa con maor estado de o/idación en "alor absoluto. e contin@a ordenadamente por los elementos que participan con menor estado de o/idación. i la ecuación contiene o/í&eno, con"iene balancear el o/í&eno en se&unda instancia. i la ecuación contiene hidró&eno, con"iene balancear el hidró&eno en @ltima instancia. En el ejemplo, se puede obser"ar que el elemento que participa con un estado de o/idación de maor "alor absoluto es el carbono que act@a con estado de o/idación KW9, mientras el o/í&eno lo hace con estado de o/idación K(+ el hidró&eno con KW1. Comenando con el carbono, se i&uala de la forma más sencilla posible, es decir con coe*ciente 1 a cada lado de la ecuación, de ser necesario lue&o se corri&e. e contin@a i&ualando el o/í&eno, se puede obser"ar que a la derecha de la ecuación, así como está planteada, ha - átomos de o/í&eno, mientras que a la iquierda ha una mol#cula que contiene dos átomos de o/í&eno. Como no se deben tocar los subíndices para ajustar una ecuación, simplemente a!adimos media mol#cula más de o/í&eno a la iquierda' lo que es lo mismo' Lue&o se i&uala el hidró&eno. 5 la iquierda de la ecuación ha cuatro átomos de hidró&eno, mientras que a la derecha ha dos. e a!ade un coe*ciente + frente a la mol#cula de a&ua para balancear el hidró&eno' El hidró&eno queda balanceado, sin embar&o ahora se puede obser"ar que a la iquierda de la ecuación ha - átomos de o/í&eno K-:+ de mol#cula mientras que a la derecha ha 9 átomos de o/í&eno K+ en el ó/ido de carbono K?? + en las mol#culas de a&ua. e balancea nue"amente el o/í&eno a&re&ando un átomo más K1:+ mol#cula más a la iquierda' lo que es lo mismo' 5hora la ecuación queda perfectamente balanceada. El m#todo de tanteo es @til para balancear rápidamente ecuaciones sencillas, sin embar&o se torna s@mamente en&orroso para balancear ecuaciones en las cuales ha más de
tres o cuatro elementos que cambian sus estados de o/idación. En esos casos resulta más sencillo aplicar otros m#todos de balanceo. Método de balanceo algebraico XeditarY
El m#todo al&ebraico se basa en el planteamiento de un sistema de ecuaciones en la cual los coe*cientes estequiom#tricos participan como incó&nitas, procediendo lue&o despejar estas incó&nitas. Es posible sin embar&o que muchas "eces queden planteados sistemas de ecuaciones con más incó&nitas que ecuaciones, en esos casos la solución se halla i&ualando a uno de cualquiera de los coe*cientes a 1 lue&o despejando el resto en relación a #l.
5l ser un sistema homo&#neo tenemos la solución tri"ial' 3ero debemos buscar una solución que no sea tri"ial, a que esta implicaría que no ha Inin&@nI átomo, no describe el planteo químico, prose&uimos a simpli*car'
i, la tercera ecuación, la cambiamos de si&no, la multiplicamos por dos le sumamos la primera tendremos'
3asando d al se&undo miembro, tenemos'
Con lo que tenemos el sistema resuelto en función de d'
e trata en encontrar el menor "alor de d que &arantice que todos los coe*cientes sean n@meros enteros, en este caso haciendo d7 +, tendremos'
ustituendo los coe*cientes estequim#tricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción' [sta dice que 1 mol#cula de metano reacciona con 2 mol#culas de o/í&eno para dar 1 mol#cula de dió/ido de carbono 2mol#culas de a&ua. 5l *jar arbitrariamente un coe*ciente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse "alores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coe*cientes por el mínimo com@n m@ltiplo de los denominadores. En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redo/, se emplea el m#todo del ion(electrón. Cálculos estequiom#tricos Los cálculos estequiom#tricos se basan en las relaciones *jas de combinación que ha entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices num#ricos que aparecen en las fórmulas por los coe*cientes. Este tipo de cálculos es mu importante se utilian de manera rutinaria en el análisis químico durante la producción de las sustancias químicas en la industria. Los cálculos estequiom#tricos requieren una unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta unidad química es el mol. Cálculos estequiom#tricosXeditarY Cuando hablamos de IestequiometríaI, nos estamos re*riendo a una rama de la Juímica básica, en la que estamos usando la e/presión escrita Kecuación química de un proceso o fenómeno químico con el *n de hacer cálculos cuantitativos Ken peso :o "olumen sobre dicho proceso, que puedan utiliarse en un laboratorio o industria, &eneralmente para obtener una cantidad de producto puro) tambi#n se nos puede pre&untar la cantidad Ko cantidades respecti"as de los reacti"os necesarios para una determinada producción. e&@n en el ámbito en que nos mo"amos, las sustancias de partida Klos reactivos se encontrarán en estado puro Kcaso de los laboratorios químicos de cierto ni"el o impuri*cados Kcaso de la industria en &eneral. Este dato deberá tenerse mu en cuenta al realiar los cálculos, a que (en la ecuación química( trataremos con especies químicas puras, concretamente con sus fórmulas químicas, que Kcomo es ló&ico se re*eren a mol#culas concretas no a meclas o disoluciones.
3or tanto, el primer paso para estudiar la estequiometría de una reacción es escribir correctamente tanto los reacti"os como los productos del proceso total, especi*cando su estado físico Ksólido, líquido, &as, disolución, su &rado de purea, las condiciones ambientales Kpresión dentro del recipiente, temperatura, a "eces &rado de humedad, etc.. n se&undo paso es ajustar Kbalancear químicamente la ecuación, tal como se ha e/presado en apartados anteriores. 2entro de este al&oritmo, el si&uiente paso es tener en cuenta la purea de las especies, para usar cantidades puras. Cuarto paso' E/presar los datos cuantitati"os del problema propuesto en unidades químicas, es decir, en moles. La quinta etapa consiste en establecer una relación molar Kmediante la ecuación química resol"er la proporción Kque en casi todos los casos será de tipo elemental. 3or @ltimo, se con"ierte el n@mero de moles calculado, a la unidad cuantitati"a pedida en el problema K&ramos, litros, etc. 3odemos decir que este apartado de las ciencias químicas es de una importancia fundamental dentro del saber humano, puesto que es "ital para la in"esti&ación para la industria. •
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E/iste una forma sencilla de sistematiar los cálculos estequiom#tricos' Construir una tabla sencilla e ir rellenándola con las cantidades que se "an hallando, con lo que, en cualquier momento, podemos "ol"er atrás. Como ejemplo, podemos resol"er la si&uiente cuestión' Cuando el hierro metálico reacciona con el ácido clorhídrico, se produce cloruro de hierroK??? se desprende hidró&eno &aseoso. $Ju# peso de ácido clorhidrico se necesita e/actamente para que reaccionen 10 &ramos de metal Kes decir, sin que sobre ácido. 3or la biblio&rafía, debemos a"eri&uar los pesos atómicos de los elementos que inter"ienen en el proceso' A' 1 ) Cl' -;\; )
+
6 HCl
→
2 FeCl3
+
3esos moleculares ;;\G -4\; 14+\2espu#s, insertamos los datos e incó&nitas del problema propuesto' 2 Fe
3esos moleculares
;;\G
+
6 HCl
→
-4\;
3 H2
+
2 FeCl3
+
14+\-
3 H2
+
6asas ó "ol@menes 10 & m donde ImI es el peso(incó&nita de ácido. Lue&o, e/presando dichos datos en moles, ponemos otras dos *las que, si bien ahora tienen una importancia relati"a, son mu interesantes en cálculos de reacciones de procesos en equilibrio químico. 2 Fe
+
6 HCl
3esos moleculares
;;\G
-4\;
6asa ó "olumen
10
m
→
2 FeCl3
14+\-
6oles iniciales
10:;;\G 7 0\1G
/
0
0'! 6oles destruidos 0\1G 5hora I/I es número de moles de HCl, en la @ltima *la aparece como 0\;9, cantidad que se obtiene al &estionar una sencilla proporción' + moles de
0
Tamos a poner otro ejemplo, al&o más complicado' i&uiendo el m#todo Aaber(=osch, "amos a sintetiar amoníaco partiendo de nitró&eno e hidró&eno &aseosos. $Ju# "olumen de amoníaco K&as, medido a 1; atm de presión G; QC, se obtendrá a partir de 9; &ramos de nitró&eno puro Los pesos atómicos son' A71 M719. La reacción correspondiente es... M + W A+ ] MAJue una "e ajustada queda como... M + W - A+ ] + MA El n@mero de moles usados será... 7 1\4 moles de M+ e&@n la ecuación ajustada, 1 mol de M+ produce + moles de MA 3or tanto, 1\4 moles .....................n Resol"emos la proporción... n7 7 3'2 moles $H3 ambi#n podemos confeccionar la parrilla de datos como en el ejemplo anterior' %cuaci&n
$2
3 + H
→
2 $H
2
3
3esos atóms :moleculares
+G
+
1F
3esos:"olumns
9; &
0
6oles iniciales
9;:+ G7 1\4
0
6oles destruidos
1\4
0
6oles formados 0 0 Como se nos pide el "olumen producido, debemos transformar los -\+ moles de amoníaco en litros, pero teniendo en cuenta la presión la temperatura reinantes. 3ara ello, recordaremos la fórmula de =ole... 3 . T 7 n . R. Es decir, 1; . T 7 -\+ . 0\0G+ . K+F-WG; Lo que nos da... T 7 6'26 litros de MA-
n
Como se comprenderá, este tipo de problemas se puede complicar e/traordinariamente, cuando inter"ienen disoluciones, purea de materiales, rendimiento real del proceso, etc.
