Resumen de Conceptos Fundamentales de Estequiometría

## Introducción La estequiometría y la masa molar son herramientas fundamentales para cuantificar reacciones químicas y convertir entre masa, moles y volumen de gases. En este material verás cómo pasar del nivel microscópico (átomos y moléculas) al macroscópico (gramos, moles y litros), cómo interpretar fórmulas químicas y cómo resolver problemas prácticos paso a paso. ## Conceptos básicos ### Unidad de masa atómica (uma) > La unidad de masa atómica (uma) está definida como la duodécima parte de la masa de un átomo neutro y no enlazado de carbono-12. - Un átomo de hidrógeno tiene masa atómica relativa $1{,}0\ \mathrm{uma}$, cloro $35{,}5\ \mathrm{uma}$. - La masa molecular relativa es la suma de las masas atómicas relativas en la molécula. ### Mol y número de Avogadro > Mol: cantidad de sustancia que contiene $6{,}022\times10^{23}$ entidades (átomos, moléculas o iones). - Número de Avogadro: $N_A=6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$. - Relaciona el nivel microscópico con el macroscópico. ### Masa molar > Masa molar: masa de $1\ \mathrm{mol}$ de una sustancia, expresada en $\mathrm{g\ mol^{-1}}$. - La masa molar numéricamente equivale a la masa atómica o molecular relativa pero en gramos por mol. Ejemplo: masa molar de H es $1{,}0\ \mathrm{g\ mol^{-1}}$, de Cl es $35{,}5\ \mathrm{g\ mol^{-1}}$. ## Tipos de fórmulas químicas - **Fórmula estructural**: muestra cómo se enlazan los átomos (p. ej., esqueleto con enlaces). - **Fórmula empírica (mínima)**: relación sencilla entre átomos (p. ej., $\mathrm{CH_3}$ para etano). - **Fórmula molecular**: la fórmula real de la molécula (p. ej., $\mathrm{C_2H_6}$ para etano). Tabla comparativa: | Tipo | Qué muestra | Ejemplo | |---|---:|---| | Estructural | Enlaces entre átomos | Representación con enlaces de $\mathrm{C_2H_6}$ | | Empírica | Relación más simple de átomos | $\mathrm{CH_3}$ | | Molecular | Número real de átomos por molécula | $\mathrm{C_2H_6}$ | ## Composición porcentual > Composición porcentual: porcentaje en masa de cada elemento en una sustancia. Ejemplo con etano $\mathrm{C_2H_6}$: - Masa molar: $$M=2\times12{,}0\ \mathrm{g\ mol^{-1}}+6\times1{,}0\ \mathrm{g\ mol^{-1}}=30{,}0\ \mathrm{g\ mol^{-1}}.$$ - Masa de C en la molécula: $24{,}0\ \mathrm{g}$; masa de H: $6{,}0\ \mathrm{g}$. - Porcentajes: $$\%\mathrm{C}=\frac{24{,}0}{30{,}0}\times100=80\%$$ $$\%\mathrm{H}=\frac{6{,}0}{30{,}0}\times100=20\%.$$ ## Reacciones químicas y balance > Ecuación química: representación simbólica de una reacción con fórmulas y coeficientes estequiométricos que conservan masa y átomos. - Principio de conservación de la materia: número de átomos de cada elemento se conserva. - Para resolver problemas, escribe la ecuación balanceada y usa relaciones molares. Ejemplo: formación de agua - Ecuación no balanceada (fórmula breve): $$\ce{H2(g) + 1/2 O2(g) -> H2O(l)}$$ - Ecuación balanceada con enteros: $$\ce{2 H2(g) + O2(g) -> 2 H2O(l)}$$ Problema práctico 1: Si reaccionan $10{,}0\ \mathrm{g}$ de $\ce{H2}$ con suficiente $\ce{O2}$, ¿cuánta masa de agua se forma y cuántos moles de $\ce{O2}$ se consumen? 1. Masa molar: $$M(\ce{H2})=2\times1{,}0=2{,}0\ \mathrm{g\ mol^{-1}}$$ $$M(\ce{H2O})=2\times1{,}0+16{,}0=18{,}0\ \mathrm{g\ mol^{-1}}$$ 2. Moles de $\ce{H2}$: $$n(\ce{H2})=\frac{10{,}0}{2{,}0}=5{,}0\ \mathrm{mol}$$ 3. Relación estequiométrica: $\ce{2 H2 -> 2 H2O}$ implica $1\ \mathrm{mol\ H2}$ produce $1\ \mathrm{mol\ H2O}$, por tanto $5{,}0\ \mathrm{mol\ H2}$ produce $5{,}0\ \mathrm{mol\ H2O}$. 4. Masa de agua formada: $$m(\ce{H2O})=5{,}0\times18{,}0=90{,}0\ \mathrm{g}$$ 5. Moles de $\ce{O2}$ consumidos: de $\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}$, $2\ \mathrm{mol\ H2}$ usan $1\ \mathrm{mol\ O2}$, así que $5{,}0\ \mathrm{mol\ H2}$ usan $2{,}5\ \mathrm{mol\ O2}$. ## Reactivo limitante y rendimiento de la reacción > Reactivo limitante: reactivo que se consume primero y determina la cantidad máxima de producto. Ejemplo práctico 2: hidrólisis de hidruro de sodio Reacción: $$\ce{NaH(s) + H2O(l) -