Estequiometría

Una fórmula 化学式 muestra qué átomos 原子 hay en una sustancia y cuántos hay de cada uno. Hay dos tipos de fórmulas que debes conocer.

• La fórmula molecular 分子式 es el número real de cada átomo en una molécula 分子. Para la glucosa, es $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$.
• La fórmula empírica 实验式 es la proporción más simple de números enteros de los átomos 原子 o los iones 离子 en un compuesto 化合物. Para la glucosa, es $\text{CH}_2\text{O}$.

Determinar una fórmula

Si te dan un modelo o diagrama, simplemente cuenta los átomos de cada elemento y escríbelos como una fórmula.

Para un compuesto iónico 离子化合物, puedes deducir la fórmula a partir de las cargas de los iones. La carga positiva total debe equilibrar la carga negativa total, porque el compuesto no tiene carga neta. Algunos iones comunes:

Por ejemplo, para $\text{Na}^{+}$ y $\text{O}^{2-}$: necesitas dos $\text{Na}^{+}$ para equilibrar un $\text{O}^{2-}$, por lo tanto, la fórmula es $\text{Na}_2\text{O}$.

Una ecuación muestra cómo los reactivos 反应物 (las sustancias iniciales) se transforman en productos 生成物 (las sustancias formadas).

• Una ecuación con nombres 文字方程式 utiliza nombres: magnesio + oxígeno → óxido de magnesio.
• Una ecuación simbólica 化学方程式 utiliza fórmulas y debe estar balanceada 配平 — el mismo número de cada átomo en ambos lados.

Añades símbolos de estado 状态符号 entre paréntesis para indicar el estado físico: $(s)$ sólido, $(l)$ líquido, $(g)$ gas, y $(aq)$ para acuoso 水溶液 (disuelto en agua).

Ecuaciones iónicas

Una ecuación iónica 离子方程式 muestra solo los iones que realmente cambian. Los iones que son iguales en ambos lados son iones espectadores 旁观 ion y se omiten. Por ejemplo, cuando un ácido reacciona con una base:

La masa atómica relativa 相对原子质量 ($A_r$) de un elemento 元素 es la masa promedio 质量 de sus átomos en comparación con $\tfrac{1}{12}$ de la masa de un átomo de $^{12}\text{C}$.

La masa molecular relativa 相对分子质量 ($M_r$) es la suma de las masas atómicas relativas de todos los átomos en la molécula. Para compuestos iónicos usamos la masa fórmula relativa 相对式量, que se encuentra de la misma manera a partir de la fórmula.

Masas reactivas por proporción simple

A veces puedes encontrar una masa reactiva sin usar el mol. Si 24 g de magnesio producen 40 g de óxido de magnesio, entonces 12 g de magnesio (la mitad) producen 20 g de óxido de magnesio.

El mol 摩尔 (símbolo mol) es la unidad para la cantidad de sustancia 物质的量. Un mol de cualquier sustancia contiene $6.02 \times 10^{23}$ partículas 粒子 (átomos, iones o moléculas). Este número es la constante de Avogadro 阿伏伽德罗常数.

La masa molar 摩尔质量 es la masa de un mol, en gramos por mol (g/mol). Su valor numérico es el mismo que el $A_r$ o el $M_r$. La relación clave es:

Ejemplo resuelto. ¿Cuántos moles hay en 36 g de agua? Masa molar del agua $= 18$ g/mol.

Para encontrar el número de partículas, multiplica los moles por la constante de Avogadro.

Volumes of gases

A temperatura y presión ambiente (r.t.p.), un mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen 体积. Este volumen molar gaseoso 摩尔气体体积 es $24 \text{ dm}^3$.

Ejemplo resuelto. ¿Qué volumen ocupa $0.25$ mol de dióxido de carbono a r.t.p.?

Concentración de soluciones

La concentración 浓度 de una solución 溶液 puede expresarse en $\text{g/dm}^3$ o en $\text{mol/dm}^3$.

Recuerda convertir el volumen: $1 \text{ dm}^3 = 1000 \text{ cm}^3$, así que divide un volumen en $\text{cm}^3$ entre 1000.

La mayoría de los cálculos siguen los mismos pasos: convierte la cantidad conocida a moles, usa la ecuación balanceada para encontrar los moles de lo que deseas, luego vuelve a convertir a masa, volumen o concentración.

Ejemplo resuelto. ¿Qué masa de óxido de magnesio se forma cuando 12 g de magnesio arden completamente? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$: Mg $= 24$, O $= 16$.)

Moles de Mg $= 12 / 24 = 0.5$ mol. La proporción Mg : MgO es $1 : 1$, por lo tanto se forman $0.5$ mol de MgO. Su masa molar es $24 + 16 = 40$ g/mol, así que la masa es $0.5 \times 40 = 20$ g — la misma respuesta que el método de proporción simple anterior.

Reactivo limitante

Cuando se mezclan dos reactivos, a menudo uno se agota primero. Este es el reactivo limitante 限量反应物. Decide cuánta producto puede formarse; cualquier otro reactivo está en exceso (sobra).

Ejemplo resuelto. 8 g de hidrógeno reaccionan con 8 g de oxígeno: $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$. ¿Cuál es el reactivo limitante y qué masa de agua se forma? ($A_r$: H $= 1$, O $= 16$.)

Moles of $\text{H}_2 = 8 / 2 = 4$ mol; moles of $\text{O}_2 = 8 / 32 = 0.25$ mol. La ecuación necesita $2\text{H}_2$ por cada uno $\text{O}_2$, así que $0.25$ mol de $\text{O}_2$ reaccionan con solo $0.5$ mol de $\text{H}_2$. Hay mucho más hidrógeno que eso, así que el oxígeno es el reactivo limitante y el hidrógeno está en exceso. El oxígeno produce $2 \times 0.25 = 0.5$ mol de agua, así que la masa es $0.5 \times 18 = 9$ g. Siempre trabaje en moles, no en masas — el reactivo con menor masa no siempre es el que se agota.

Cálculo de titulación

En una titulación 滴定, se mide el volumen de una solución que reacciona con otra. A partir del volumen y la concentración, se calculan los moles de un soluto 溶质, y luego se usa la proporción estequiométrica de la ecuación para encontrar los moles, la concentración o el volumen de la otra sustancia.

Ejemplo resuelto. $25.0 \text{ cm}^3$ de solución de hidróxido de sodio son neutralizados exactamente por $20.0 \text{ cm}^3$ de ácido clorhídrico $0.10 \text{ mol/dm}^3$. $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Encuentre la concentración del hidróxido de sodio.

Moles de HCl $= 0.10 \times \dfrac{20.0}{1000} = 0.0020$ mol. La relación es $1 : 1$, por lo que hay $0.0020$ mol de NaOH en $25.0 \text{ cm}^3$:

Fórmulas empíricas y moleculares a partir de datos

Para encontrar una fórmula empírica a partir de masas o porcentajes:

1. Divide la masa (o %) de cada elemento por su $A_r$.
2. Divide todas las respuestas entre el más pequeño para obtener la relación más simple.

Para encontrar la fórmula molecular, compara la masa de la fórmula empírica con la $M_r$ real y multiplica.

Ejemplo resuelto. Un compuesto contiene $40\%$ calcio, $12\%$ carbono y $48\%$ oxígeno en masa. Encuentra su fórmula empírica. ($A_r$: Ca $= 40$, C $= 12$, O $= 16$.)

Divide cada porcentaje por su $A_r$: Ca $= 40/40 = 1$, C $= 12/12 = 1$, O $= 48/16 = 3$. La proporción es $1 : 1 : 3$, por lo que la fórmula empírica es $\text{CaCO}_3$.

Porcentajes

• El rendimiento porcentual compara cuántos productos obtuviste realmente con la cantidad máxima que podrías haber obtenido: $\dfrac{\text{actual}}{\text{theoretical}} \times 100$.
• Composición porcentual en masa 质量分数 de un elemento $= \dfrac{\text{mass of the element}}{M_r} \times 100$.
• Pureza porcentual 纯度 $= \dfrac{\text{mass of pure substance}}{\text{mass of impure sample}} \times 100$.

Ejemplo resuelto. Encuentre el porcentaje en masa de nitrógeno en el nitrato de amonio, $\text{NH}_4\text{NO}_3$. ($A_r$: N $= 14$, H $= 1$, O $= 16$.)

$M_r = (2 \times 14) + (4 \times 1) + (3 \times 16) = 80$. La masa del nitrógeno es $2 \times 14 = 28$, por lo tanto

Ejemplo resuelto. Una reacción podría producir como máximo 5.0 g de producto, pero solo se recogen realmente 4.0 g. Calcula el rendimiento porcentual.

Siempre se pierde algo de producto —se queda en el equipo o se consume en reacciones secundarias—, por lo que el rendimiento casi nunca $100\%$.

Ejemplo resuelto. Una muestra de 50 g de carbonato de calcio impuro contiene 45 g de carbonato de calcio puro. Encuentre su pureza porcentual.

• Convierta siempre las masas, los volúmenes de gas y las concentraciones a moles primero, use la proporción de la ecuación balanceada y luego convierta de nuevo. Nunca compare masas directamente a través de una ecuación.
• Fórmulas clave: $n = \dfrac{\text{mass}}{M_r}$, volumen de gas $= n \times 24\ \text{dm}^3$ a c.a.t., y concentración $= \dfrac{n}{\text{volume in dm}^3}$. Cambie cm³ a dm³ dividiendo entre 1000.
• Para balancear una ecuación simbólica solo puede cambiar los números grandes delante de una fórmula, nunca los subíndices pequeños dentro de ella.
• El reactivo limitante es el que se agota (menor número de moles una vez considerada la proporción); este determina cuánto producto se forma. El otro reactivo está en exceso.
• Rendimiento porcentual = real ÷ teórico × 100; pureza porcentual = masa de sustancia pura ÷ masa de la muestra × 100. Ambos son siempre 100 % o menos.