Los átomos son demasiado pequeños para que los científicos puedan contarlos individualmente: ¡500.000 átomos de carbono apilados equivalen a la anchura de un solo cabello humano!
En la química las cantidades, pueden llegar a ser muy pequeñas y, para poder llegar a entenderlas, necesitamos hacer una serie de cálculos que nos permitan hacer las equivalencias entre unas unidades y otras.
También tenemos muchas fórmulas que nos sirven para prácticamente todo lo que necesitemos.
En este artículo, aprenderás todo sobre la química y sus cálculos, ¡Sigue leyendo si esto te interesa!
- Este artículo trata sobre la química y sus cálculos.
- En primer lugar, veremos qué cálculos tenemos que hacer en la química, además del significado de la cantidad de sustancia.
- A continuación, estudiaremos qué es un mol, además de aprender a calcular la cantidad de sustancia en moles y su importancia.
- Después, exploraremos qué es la masa relativa y todo lo relacionado con ella.
- Continuaremos el aprendizaje con el rendimiento: veremos qué es el rendimiento teórico y por qué el rendimiento real es menor al teórico.
- Para terminar, aprenderemos la ecuación del gas ideal, qué es un gas ideal y qué es la teoría cinética de los gases.
Este es un artículo resumido. Para saber más en detalle, pulsa en los temas enlazados.
¿Qué cálculos tenemos que hacer en química?
Como ya sabes, las matemáticas son muy importantes para la química; nos permiten calcular, por ejemplo, los gramos que tenemos que añadir a una reacción y las condiciones de temperatura que necesita una reacción. Incluso, ¡Gracias a las matemáticas, Schrödinger logró calcular las regiones de los orbitales!
Pero, como estudiante de bachillerato, ¿qué cálculos tendrás que hacer?
Significado de la cantidad de sustancia
La cantidad de sustancia (n) es el número de partículas o entidades elementales de una muestra. También se denomina cantidad química. La unidad de la cantidad de sustancia es el mol.
Al hablar de cantidades de sustancia debes especificar de qué entidad elemental se trata.
Una entidad elemental es la cantidad más pequeña de una sustancia que puede existir. Las entidades elementales pueden ser átomos, moléculas, iones o electrones.
Por ejemplo, considera el elemento oxígeno. Podrías suponer que la entidad elemental de una cantidad de oxígeno es el átomo de oxígeno, O. Sin embargo, a temperatura y presión estándar dos átomos de oxígeno se combinan en oxígeno molecular O 2. Esto significa que la entidad elemental del oxígeno es O2.
- Cuando hablamos de la cantidad de sustancia de los compuestos covalentes, nos referimos a su fórmula molecular.
- Para los compuestos iónicos, nos referimos a sus unidades de fórmula.
Fig. 1: El oxígeno es una partícula diatómica. Existe en pares, por lo que la entidad elemental del oxígeno es O2.
El estudio de las relaciones entre los cálculos químicos se llama estequiometría. Profundizaremos en esto en otro artículo.
¿Qué es el mol?
Un mol químico es otra forma de decir un número específico. Al igual que decimos una docena para significar doce cosas, un mol es 0,6022 cuatrillones de cosas: ¡eso es 602,200,000,000,000,000,000,000! Por eso, para abreviar, se escribe como 6,022×1023.
Fig. 2: ¡Un mol es 0,6022 cuatrillones de cosas!
El número 6,022×1023 también se conoce como la constante de Avogadro (L). Su nombre proviene de un científico italiano llamado Amedeo Avogadro, quien descubrió que si comparábamos gases con el mismo volumen, cuando se encuentran en condiciones estándar, contienen el mismo número de moléculas. Los científicos utilizaron este descubrimiento para calcular la constante de Avogadro.
La constante de Avogadro (L) es el número exacto de átomos en 12 gramos de carbono-12. Este número es 6,022×1023 . Le damos las unidades mol-1, que se leen como "por mol".
Calcular la cantidad de sustancia en moles
El mol es la unidad del SI (Sistema Internacional de Unidades) para la cantidad de sustancia.
Puedes encontrar el número de moles utilizando esta fórmula:
n = m / M
Donde,
- n: número de moles
- m: masa en gramos
- M: masa molar (la masa de 1 mol en gramos)
La cantidad de entidades elementales en un mol es igual al número de átomos en 12 g del isótopo carbono-12. Esto significa que en 1 mol de cualquier sustancia hay exactamente 6,022 x 1023 entidades elementales, o la constante de Avogadro.
1 mol de una sustancia pesa 80 g y se usan 10 g. ¿Cuántos moles de la sustancia hay?
![]()
¿Por qué es importante el mol?
Es esencial utilizar el mol para las reacciones químicas porque te permite leer las ecuaciones químicas por el número de moles de cada sustancia. Así puedes saber las cantidades exactas de las sustancias que están reaccionando.
Fíjate en esta ecuación:
![]()
Podemos decir "el oxígeno y el hidrógeno reaccionan para hacer agua" o que "Dos moléculas de hidrógeno y una molécula de oxígeno reaccionan para formar agua".
¿Te has dado cuenta de que necesitamos el doble de moléculas de hidrógeno en comparación con el oxígeno? Así que si tuviéramos 1 mol de hidrógeno y 1 mol de oxígeno tendrían el mismo número de moléculas: la constante de Avogadro. Para asegurarnos de que tenemos el doble de moléculas de hidrógeno, necesitamos el doble de moles de hidrógeno.
Eso significa que, también, podemos decir "2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para hacer 2 moles de agua".
La masa de un mol de una sustancia es igual a su masa molecular relativa
¿Qué es la masa relativa?
Los científicos miden la masa de un átomo comparándola con un ![]()
de la masa de un átomo neutro de carbono-12. A esto le llamamos masa relativa.
Expresamos la masa relativa refiriéndonos a la unidad de masa atómica unificada (u o dalton).
Un dalton (1 u.m.a) equivale al doceavo parte de la masa de un átomo estable de carbono-12 o 1,6060539049 x 10-27 kg. Por eso, comparamos todos los átomos con el de carbono-12. La u.m.a es la unidad de medida de la masa atómica.
¿Por qué utilizamos las masas relativas y no utilizamos instrumentos de medida?
Las masas relativas son necesarias porque los átomos son tan pequeños que medir su peso real dificulta su estudio: no se pueden medir con balanza y hay que usar un espectrómetro de masa para la medición. Por lo tanto, en lugar de medir la masa real de los átomos en los problemas, los científicos comparan todos los átomos con un átomo estándar: el carbono-12, puesto que es un isótopo estable y permite medir su masa con precisión.
El carbono-12 es el isótopo del carbono con 6 protones y 6 neutrones y su peso exacto es 6 x 10-23 gramos.
Fig. 3: El carbono- 12 es el isótopo natural más abundante.
Los científicos asignaron una masa de 12 u al carbono-12 porque les pareció más fácil decir "el carbono-12 pesa 12 u". Al comparar el peso de todos los átomos restantes con el carbono-12, descubrieron que el átomo de hidrógeno pesa un doceavo de un átomo de carbono-12; así que dieron al hidrógeno una masa relativa de 1 u.
hidrógeno = masa de carbono ÷ 12 = 12 u ÷ 12 = 1 u
¿Qué es la masa atómica relativa?
La masa atómica de un elemento varía de un isótopo a otro. La cifra que vemos para la masa atómica de un elemento en la tabla periódica es la masa atómica relativa.
La masa atómica relativa (Ar) es la masa media de todos los isótopos de un elemento, ponderada por la abundancia de cada isótopo en la Tierra. Puedes calcular la masa atómica relativa utilizando esta fórmula:
$$A_{r}=\frac{\sum masa\ del\ isotopo\cdot abundancia\ isotopica}{100}$$
![]()
¿Qué es la masa molecular relativa?
La media ponderada de la masa de una molécula comparada con el doceavo de la masa de un átomo de carbono-12 se llama masa molecular relativa.
¿Qué es el rendimiento?
Cuando comparamos la cantidad real de producto que obtenemos de una reacción química con la cantidad que teóricamente podríamos haber obtenido, llegamos al rendimiento.
El rendimiento es el porcentaje de los reactivos que se han convertido en producto; mide la eficacia de una reacción química. Lo calculamos así:
$$Rendimiento\ quimico=\frac{cantidad\ real\ obtenida}{cantidad\ teorica}$$
Generalmente, se representa como porcentaje.
Hagamos un ejemplo para entender mejor lo que acabamos de estudiar:
Cristina calculó que el rendimiento teórico de un experimento era 16,5 g de cloruro sódico. Como resultado de la reacción, obtuvo 12,8 g de cloruro sódico.
Calcula el porcentaje de rendimiento del experimento de Cristina.
$$Rendimiento\ quimico=\frac{cantidad\ real\ obtenida}{cantidad\ teorica}$$
$$Rendimiento\ quimico=\frac{12.8}{16.5}=0.776$$
El rendimiento se expresa siempre en porcentaje, por lo que el rendimiento de esta reacción será del
77,6%.
¿Qué es el rendimiento teórico?
El rendimiento teórico (también conocido como rendimiento previsto) es la cantidad máxima de producto que puedes obtener de una reacción.
El rendimiento teórico es el que obtendrías si todos los reactivos de tu experimento se convirtieran en producto.
¿Por qué el rendimiento real es menor que el rendimiento teórico?
El rendimiento real (experimental o de la reacción) es la cantidad de producto que realmente obtienes de un experimento. Es raro obtener el 100% de rendimiento en una reacción.
El rendimiento real suele ser menor que el teórico porque:
Algunos de los reactivos no se convierten en producto.
Algunos de los reactivos se pierden en el aire (si es un gas).
Las impurezas detienen la reacción.
Se generan subproductos no deseados en reacciones secundarias.
La reacción alcanza el equilibrio.
La ecuación del gas ideal
Los gases tienen tres propiedades naturales: volumen, presión y temperatura. Los científicos saben desde hace tiempo que existe una relación entre estas tres propiedades, que se representa en La ley de los gases ideales:
$$PV=nRT$$
Donde:
- P: presión (atm).
- V: volumen (L).
- n: número de moles.
- R: la constante de los gases.
- T: temperatura (K).
Calcula el volumen de 1 mol de un gas ideal a 0°C y a una presión de 2 atmósferas.
Antes de empezar, tenemos que tener en cuenta que 0ºC = 273K
$$PV=nRT$$
$$2atm\cdot V=1mol\cdot 0.082\frac{atm\cdot l}{K\cdot mol}\cdot 273K$$
Despejando en la ecuación, tenemos que:
$$V=11.2L$$
Por lo tanto, el volumen de este gas será de 11,2L.
Antes de la ley de los gases ideales, los científicos habían observado otras relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen de los gases.
Los científicos descubrieron que, si la cantidad de gas y su presión permanecen iguales cuando se modifica la temperatura, el volumen también cambia. El aumento de la temperatura aumenta el volumen. Al bajar la temperatura disminuye el volumen. Los científicos llamaron a este descubrimiento Ley de Charles.
También se dieron cuenta de que el volumen y la presión están inversamente relacionados. Si el volumen aumenta, la presión disminuye. Lo contrario también es cierto. Esta relación se llama Ley de Boyle.
¿Qué es un gas ideal?
Los gases ideales se comportan de acuerdo con la teoría cinética de los gases en todas las condiciones de temperatura y presión.
Eso significaría que las moléculas del gas no tienen volumen, ni fuerzas de atracción entre ellas. Si lo piensas, ¡eso no puede ser cierto en absoluto! Por tanto, no existe un gas ideal. Los gases que no obedecen a la teoría cinética de los gases se llaman gases reales.
Afortunadamente,
la mayoría de los gases reales se comportan de forma ideal. ¿Qué es la teoría cinética de los gases?
La teoría cinética de los gases explica la relación entre las propiedades de un gas. Describe los gases como si estuvieran formados por partículas diminutas que nunca dejan de moverse y tienen mucho espacio entre ellas.Esta teoría se basa en unos cuantos supuestos vitales.
Los gases tienen moléculas que se mueven aleatoriamente en líneas rectas.
Las moléculas de un gas se comportan como esferas rígidas.
Cuando las moléculas de un gas chocan con las paredes de un recipiente, se produce presión.
Cuando las moléculas chocan entre sí y contra el recipiente, no pierden energía cinética (las colisiones son completamente elásticas).
La temperatura del gas está relacionada con la energía cinética media de sus moléculas.
Las moléculas tienen fuerzas intermoleculares despreciables entre ellas.
El volumen ocupado por las moléculas es despreciable y relativo al volumen del recipiente.
Si has llegado hasta aquí, ¡Ya eres todo un experto en la química y sus cálculos!
La Química y sus cálculos - Puntos clave
Résumenes 
Exámenes 
Magazine 
Formacion Profesional 
