ESTEQUIOMETRIA

Composición porcentual de los compuestos

La composición porcentual en masa se define como el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La misma (composición porcentual) se obtiene al dividir la masa de un elemento contenida en un mol de compuesto, entre la masa molar del compuesto y multiplicarla por 100%. (de esta manera si un elemento X tiene 2g en un mol de un compuesto de masa molar 18g, su composición porcentual será (2g/18g)*100% = 11.1%).

Pongamos por ejemplo el H2O. Un mol de H2O, e

stá conformada por 2 moles H y 1 mol de O. Es decir que su masa molar será 18.016g (1.008g cada H y 16.00g cada O).

Composición porcentual:

%H = [(2*1.008g)/(18.016g)]*100%= 11.2%

%O = [(16g)/(18.016g)]*100%= 88.8%

Y es correcto, ya que la suma de ambos porcentajes es 100%. Es bastante sencillo, aun cuando se trata de un compuesto con mas de dos elementos presentes, el procedimiento es el mismo. Conocer la masa de cada elemento por mol de compuesto, y la masa molar del compuesto.

Determinación de fórmulas empíricas

Una formula empírica es aquella que indica cuales elementos están presentes en un compuesto y su proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos. Es importante señalar que NO necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada.

Para determinar (experimentalmente) la formula empírica de un compuesto se sigue el procedimiento a continuación:

1. El análisis químico que indica el número de gramos de cada elemento presente en determinada cantidad de compuesto.
2. Las cantidades en gramos de cada elemento se convierten en número de moles.
3. Después se determina la fórmula empírica dividiendo cada numero de moles entre el número de moles menor. (se explicará en un ejemplo a continuación)

Tenemos una muestra de 10g de un compuesto

liquido. Que sabemos que contiene hidrógeno y oxígeno.

Masa de H = 0.588 g

Masa de O = 9.411 g

Ahora, dividimos la masa de cada elemento entre su respectiva masa molar, para conocer cuantos moles de cada átomos tenemos en la muestra.

(Masa de elemento) / (Masa Molar)

(0.588 g de H) / (1.00g de H/Mol) = 0.588 Mol

(9.411 g de O) / (16.00g de O/Mol) = 0.588 Mol

Ahora, siguiendo los pasos descritos, dividimos los números de moles (ambos, 0.588 moles) entre el menor de estos dos, ya que son iguales es indiferente entre cual se divide.

Número de H

0.588 mol/0.588 mol = 1

Número de O

0.588 mol/ 0.588 mol = 1

Ahora sabemos que la proporción entre H y O es 1:1. Como dato extra, ahora les diré que el compuesto del que hablamos es el H2O2, pero se les explicará en una publicación próxima como determinar la formula molecular (número real de átomos por molécula) a partir de la fórmula empírica.

 

 

Determinación de Formulas Moleculares

Para calcular la formula molecular es aquella que expresa por medio de signos de los elementos y números en subindice el número real de átomos de cada elemento, presentes en una molécula. Para determinar la formula molecular es necesario conocer:

• Formula Empírica.
• Masa Molar aproximada.

Nota: Si no se sabe que es la formula empírica clic aquí.

Es importante decir que la Masa Molar del compuesto SIEMPRE será múltiplo entero de la masa molar de su formula empírica. En un ejemplo a continuación se explicará y determinará la forma para determinar la formula molecular de un compuesto.

Nota: Antes de iniciar, se recomienda haber leído determinación de formulas empíricas, ya que se necesitarán estos conocimientos en el paso # 1.

Ejemplo Resuelto:

Una muestra de 10.0g cuya formula molecular se desconoce contiene 2.737g de Sodio (Na), 0.119g de hidrógeno (H), 1.430g de carbono (C) y 5.714g de oxígeno (O). Determine la formula molecular si se sabe que la masa molar del compuesto es de 84g.

1)

Primero, determinar la formula empírica.

Na = 2.737g/22.99g= 0.119 mol

H = 0.119g/1.00g = 0.119 mol

C = 1.430g/12.01g = 0.119 mol

O = 5.714g/16.00g = 0.357 mol

...

Na = 0.119 mol / 0.119 mol = 1

H = 0.119 mol /0.119 mol = 1

C = 0.119 mol / 0.119 mol = 1

O = 0.357 mol / 0.119 mol = 3

Por lo que la formula empírica es NaHCO3.

2)

Dividimos la masa molar aproximada del compuesto ( es decir, 84g ) entre la masa molar de la formula empírica (NaHCO3).

84g / 84g = 1

Por lo que para conocer la formula molecular tendremos que multiplicar por 1 la formula empírica.

Si hipotéticamente la masa molar del compuesto fuera 252g dividimos 285g/84g = 3. Por lo que Multiplicamos por 3 la formula empírica dándonos la molécula Na3H3C3O9 (que es de hacer notar, NO existe ).

 

Rendimiento de Reacción

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción es el que nos marca el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendría si reaccionara totalmente el reactivo limitante ( dicho de otra manera, el rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener con determinada cantidad de reactivos ).

En la práctica el rendimiento real (cantidad de producto que se obtiene en una reacción) casi siempre es menor al rendimiento teórico. Lo anterior porque muchas reacciones son reversibles, así mismo algunos productos pueden seguir re

accionando entre si con otros reactivos para formar aun otros productos.

Para determinar que tan eficiente fue una reacción especifica, los químicos utilizan el concepto de "porcentaje de rendimiento" que describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico. (va desde el 1% hasta el 100%) Cuanto mayor sea el porcentaje de rendimiento, mas eficiente es una reacción, es decir, la cantidad de producto obtenido fue mas próximo a la cantidad de reactivo que debimos obtener según la teoría.

Se calcula como sigue:

Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento para obtener reacciones mas eficientes. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje de rendimiento se encuentran la temperatura y la presión, cuyos efectos se estudiarán en otra sección.

Ejemplo:

Se tienen 3.0g de H2 y 32.0g de O2, si se planea obtener agua quemando el hidrógeno, cuánto H2O deberíamos obtener? (rendimiento teórico). Si se obtuvieron 26.3 g de H2O, cual fue su porcentaje de rendimiento?

Antes que nada anotamos la ecuación balanceada de la combustión del hidrógeno, que viene implícita en el problema.

H2 + (1/2)O2 ----> H2O

Por cada mol de H2 (2.0g) se necesita medio mol de O2 (16g) y obtener 18.0g de H2O.

con los reactivos se tendrían 1.5 moles de H2 y 2 medios moles de O2, por lo que el reactivo limitante será H2.

Si se sabe que por cada mol de H2 se obtendrá un mol de H2O, y este (el hidrógeno) es el reactivo limitante al finalizar obtendremos 1.5 moles de H2O que son (18.0g x 1.5 = 27.0g) 27.0g (rendimiento teórico).

Si se obtuvieron 26.3g de H2O en la practica, el porcentaje de rendimiento será:

(26.3g/27.0g)x100% = 97.4% de rendimiento.