ESTEQUIOMETRIA. Prof. María Alicia Bravo. Colegio Senda Nueva -

Presentación del tema: "ESTEQUIOMETRIA. Prof. María Alicia Bravo. Colegio Senda Nueva -"— Transcripción de la presentación:

1 ESTEQUIOMETRIA. Prof. María Alicia Bravo. Colegio Senda Nueva - Chile – ( 56-2 ) – /

2 Objetivos

3 Estequiometria Rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en una reacción.

4 Estequiometria Palabra derivada del griego Stoicheion (elemento)
Metron (medida) “Es una herramienta indispensable en química” Aplicaciones: procesos muy diversos a nuestro alrededor y rendimiento en las reacciones químicas.

5 La estequiometria se basa en:
Masas atómicas Ley de la conservación de la masa.

6 Ley de la conservación de la masa.
“La masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción”

7 La masa atómica Micro-mundo Átomos y moléculas Macro-mundo Gramos La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (u.m.a.), esto se mide más fácilmente respecto a la masa de un átomo estándar. u.m.a. = 1/12 masa 12C 12C = 12 uma 56Fe = 55,935 u 18O = 17,9972 uma

8 Masa molecular Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4
La masa molecular se obtiene sumando los masas atómicos de todos los átomos que componen la molécula. Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4 M (H2SO4) = 1,008 u · ,06 u · ,00 u · 4 = 98,076 u que es la masa de una molécula.

9 El número de Avogadro Según Avogadro: ”Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, debían contener el mismo número de moléculas”. NA = 6,022 x 10 23

10 El Mol El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 12 g de carbono-12 (12C). 6.022 x 10²³ átomos de Cu = 1 mol de átomos de Cu 6.022 x 10²³ moléculas de NH3 = 1 mol de moléculas de NH3

11 6,02 x 10 23 1

12 Compuesto Masa molar Contiene Agua (H2O) 18,0 g 6,022 × 1023 moléculas de agua 6,022 × 1023 átomos de oxígeno 12,044 × 1023 átomos de hidrógeno Trióxido de azufre (SO3) 80,06 g 6,022 × 1023 moléculas de trióxido de azufre 6,022 × 1023 átomos de azufre 18,066 × 1023 átomos de oxigeno Tricloruro de hierro (FeCl3) 162,35 g 6,022 × 1023 moléculas de tricloruro de hierro 6,022 × 1023 átomos de hierro 18,066 × 1023 átomos de cloro

13

14 ¿Qué tan grande es un mol?
El número de Avogadro es más grande que la cantidad de granos de arena en las dunas del desierto. Un mol de puntos ( . ) puestos uno al lado de otro igualaría el radio de nuestra galaxia. Un mol de canicas colocadas una junto a la otra podría cubrir la superficie de estados unidos con 100 km de profundidad

15 Resuelva los siguientes ejercicios Determine la masa molecular de:
H2SO4 NaC l Ca(OH)2 Calcule el número de moles para: 46 g de Na 36 g de H2O 64 g de CH4 Calcular el el número de átomos presentes en 2,3 g de Na Hallar el número de moléculas que hay en 4,4 g de CO2. (Las masas atómicas deberá obtenerla del sistema periódico)

16 El Mol Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12; Se ha demostrado que este número es: 6, x 1023 Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro. Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.

17 Ejercicio En el Mundo somos ~ 6, 500, 000 000 de personas
¿Cuántas moles de personas somos en el mundo?

18 respuesta 1 mol -------------- 6.02 X 1023 personas
X mol X personas X= x moles de personas ¡ NI SIQUIERA SOMOS UN MOL !

19 Mol de átomos: El mol nos deja usar la balanza.
No podemos medir la masa de cada átomo individualmente, pero si podemos medir la masa de un grupo representativo de átomos y compararla con una masa de otro número igual de un átomo distinto. 6.022 X 10²³ átomos= 1 mol de átomos

20 Entonces 6.022 X 10²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu
6.022 X 10²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H 6.022 X 10²³ átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe

21 Mol y uma Masa atómica del Cu= 63.54 Significa
1 átomo de Cu pesa uma 1 mol de átomos de Cu pesa g

22 Si hablamos de moléculas:
6.022 X 10²³ moléculas de NH3 = 1 mol de moléculas de amoniaco 6.022 X 10²³ moléculas de H20 = 1 mol de moléculas de agua

23 Significa 1 molécula de NH3 pesa 17 uma
1 mol de moléculas de amoniaco pesan 17 g 1 molécula de H2O pesa 18 uma 1 mol de moléculas de agua pesas 18 g

24 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles)
Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2CO + O2 2CO2 2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO 6,02 · 1023 moléculas de O2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2 2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

25 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas)
A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos N2 + 3H2 2NH3 Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u 1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3 28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

26 Cálculo del número de moles.
Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol en m (g) habrá n moles. m (g) n (mol) = ————— M (g/mol) Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en 100 g de dicha sustancia. m (g) g n = ————— = ———— = 2,27 moles CO M (g/mol) 44 g/mol

27 12 g  = 0,169 moles de Cl2 70,9 g/mol
Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían? La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 u. Luego un mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay: 12 g  = 0,169 moles de Cl ,9 g/mol Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc. 0,169 moles contienen: 0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol = = 1,017 · 1023 moléculas Cl2 2 át. Cl 1,017·1023 moléc. Cl2 ·  = 2,034·1023 át. Cl moléc. Cl2

28 Composición centesimal
A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones. La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.

29 Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno que contiene el nitrato de plata.
M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ; M (AgNO3) = 169,91 g/mol 169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) ,0 g O ——————— = ————— = ————— = ——— % Ag % N % O 107,9 g (Ag) · % Ag = ———————— = 63,50 % de Ag ,91 g (AgNO3) 14,01 g (N) · % N = ———————— = 8,25 % de N ,91 g (AgNO3) 48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O ,91 g (AgNO3)

30 Tipos de fórmulas Molecular.
Indica el nº de átomos existentes en cada molécula. Empírica. Indica la proporción de átomos existentes en una sustancia. Está siempre reducida al máximo. Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por moléculas con dos átomos de H y dos de O. Su fórmula molecular es H2O2. Su fórmula empírica es HO.

31 Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos
Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición centesimal es la siguiente: 34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C. 34,8 g g ———— = 2,175 mol O; ———— = 13 mol H 16 g/mol g/mol 52,2 g ———— = 4,35 mol C 12 g/mol Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos 1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una fórmula empírica: C2H6O