• Cálculos de pureza de reactivos

Si la piedra caliza tiene una pureza en CaCO3 del 92 %, cuántos gramos de CaO se obtendrán por descomposición térmica de 200 gramos de la misma?

CaCO3 ----------------- CaO + CO2
Se observa que 100 g de piedra caliza dan 56 g de CaO. Para resolver el problema se tiene en cuenta el porcentaje de pureza para determinar cuanto de los 200 g son realmente piedra caliza.

Se tiene: 200 x 92 /100 = 184 g de piedra caliza pura.

Aplicación de las relaciones estequiométricas

En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los componentes reducidos1 y oxidado (química)|productos]] en el transcurso de una reacción química.2 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:
La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados.

COMPOSICION PORCENTUAL DE LAS SUSTANCIAS

Composiciones porcentuales y fórmulas de química




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.

Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula. Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u. El problema puede resolverse por dos vías:

Utilizando unidades de masa atómica: Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u.

Porcentaje de azufre en el compuesto:

Porcentaje de oxígeno en el compuesto:


Utilizando gramos: 1 mol de moléculas de SO2 (64,1 g) contiene 1 mol de átomos de azufre (32,1 g) y 2 moles de átomos de oxígeno (16,0 g).

Porcentaje de azufre en el compuesto:

Si en 64,1 g de SO2 hay ® 32,1 g de azufre, en 100 g habrá ® x, luego

Porcentaje de oxígeno en el compuesto:

Si en 64,1 g de SO2 hay ® 32,0 g de oxígeno, en 100 g habrá ® x, luego


La fórmula química de un compuesto a través de su composición porcentual

Conocida la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental en gramos, se puede determinar su fórmula más simple mediante cálculos elementales.

La fórmula más simple o fórmula empírica de un compuesto es la menor relación entre el número de átomos presentes en una molécula de ese compuesto.

A través de la composición porcentual de un compuesto, puede conocerse su fórmula empírica.

Ejemplo:

El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene un 27,3% de carbono y un 72,7% de oxígeno en masa. Determinar la fórmula empírica de ese compuesto.

Para resolver el problema consideramos 100 g del compuesto. Dada la composición porcentual del mismo, de esos 100 g corresponden 27,3 al carbono y 72,7 al oxígeno. Con ello, se puede calcular el número de moles de átomos de cada elemento:

Dividiendo los dos números obtenidos se llega a una relación empírica entera entre ambos, a partir de la cual se tiene la relación de átomos en la fórmula empírica:

La fórmula empírica corresponde al CO2, dióxido de carbono. El volumen molar

En los cálculos con gases es conveniente adoptar una unidad universal de volumen: el volumen molar. Se denomina así al volumen de cualquier gas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (1 atmósfera y0 ºC). Este volumen molar tiene un valor de 22,4 l.

Volumen molar Gas Masa Volumen en c.n. Número de partículas 1 mol de helio 4 g 22,4 l 6,023 × 1023 átomos 1 mol de hidrógeno 2 g 22,4 l 6,023 × 1023 moléculas 1 mol de butano 58 g 22,4 l 6,023 × 1023 moléculas

La masa molar (símbolo M)1 de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad fisica característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son los gramos por mol (g/mol o g mol−1). Esta magnitud tiene el mismo valor numérico que la masa molecular de dicha partícula, pero en vez de estar en unidad de masa atómica está en gramos/mol. La masa molar está relacionada con el peso molecular o masa molar relativa (Mr) de un compuesto, con las masas atómicas relativas o pesos atómicos estándar de los elementos constituyentes. Sin embargo, debe ser distinguida de la masa molecular, que es la masa de una molécula (de cualquier composición isotópica) y no está directamente relacionada con la masa atómica, que es la masa de un átomo (de cualquier composición isotópica). El dalton, símbolo Da, también es utilizado como unidad de masa molar, especialmente en bioquímica, y se define 1 Da = 1 g/mol, a pesar del hecho de ser estrictamente una unidad de masa molecular (1 Da = 1×10–27 kg). Las masas molares casi nunca son medidas directamente. Pueden ser calculadas a partir de los pesos atómicos estándar y están usualmente listadas en catálogos químicos y en la Ficha de datos de seguridad (FDS). Las masas molares varían típicamente entre:
1–238 g/mol para átomos de elementos de ocurrencia natural
10–1.000 g/mol para compuestos químicos sencillos
1.000–5.000.000 g/mol para polímeros, proteínas, fragmentos de ADN,

Este artículo trata sobre química. Para otros usos de este término, véase Equivalencia.

Tabla de pesos equivalentes de los elementos publicada en 1866.

Peso equivalente, también conocido como equivalente gramo, es un término que ha sido utilizado en varios contextos en química. En la mayor parte de los usos, es la masa de un equivalente, que es la masa de una sustancia dada que:
Se deposita o se libera cuando circula 1 mol de electrones
Sustituye o reacciona con un mol de iones hidrógeno (H+) en una reacción ácido-base; o
Sustituye o reacciona con un mol de electrones en una reacción redox.1

El peso equivalente tiene dimensiones y unidades de masa, a diferencia del peso atómico, que es una magnitud adimensional. Los pesos equivalentes fueron determinados originalmente de forma experimental, pero (tal como se utilizan ahora) se obtienen de las masas molares.

El volumen molar de una sustancia, simbolizado Vm,1 es el volumen de un mol de ésta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol:
m3 · mol-1

Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 1023 partículas.2 En el caso de sustancias gaseosas moléculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).

Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros. 3 Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.

Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:
Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L.
Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.
Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.

En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho menor y distinto para cada sustancia. Por ejemplo:
Para el nitrógeno líquido (–210 °C) el volumen molar es de 34,6 cm3.
Para el agua líquida (4 °C) el volumen molar es de 18,0 cm3.