SEMANA 6 ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA 2017

Semana 6 ESTEQUIOMETRÍA Definición de mol y Número de Avogadro. Masa molar (peso atómico, peso molecular) milimol (mmol). Ley de la Conservación de la Masa. Ley de las Proporciones definidas. Porcentaje de composición. Cálculos estequiométricos. Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente. Video: Enfoque de Género https://www.youtube.com/watch?v=NX-jdh-4vCE Laboratorio: Leyes Estequiométricas.

Estequiometría: Estudia las relación entre las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones químicas. Estas cantidades las trabajaremos en gramos, moles, milimoles y porcentaje. En una ecuación química ¿donde encontramos la información de estas cantidades? 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3

6.02 x 10 23 es el Número de Avogadro ¿Que es Mol ? Es una cantidad de sustancia que contiene 6.02 x 10 23 unidades. Estas unidades pueden ser de átomos, iones ó moléculas. 6.02 x 10 23 es el Número de Avogadro 1 mol corresponde a 1 peso atómico en gramos, si es un elemento (ver en la tabla); ó a 1 peso molecular en gramos, si es un compuesto.

¿A que equivale un MOL? 1 mol de átomos de H = 6.02 x 10 23 átomos de H = 1 gramo de H = 1 peso atómico 1 mol de moléculas H2 = 6.02 x 10 23 de H2 = 2 gr de H2 1 mol del compuesto H2O = 6.02 x 10 23 moléculas de H2O = 18 g. de H2O = 1 PM 1 mol de iones fosfato PO4-3 = 6.02 x 10 23 de iones fosfato = 94.97 g de PO4-3 1 mol tiene 1000 milimoles (mmol)

MASA MOLAR (el peso de 1 mol) Peso ó masa atómica = es el peso de cada elemento expresado en gramos y se encuentra en la Tabla Periódica. Ej: Ca = 40.04 gramos (es el peso de 1 mol de Calcio). Peso molecular = suma de los pesos atómicos de todos los átomos de un compuesto. Se toman en cuenta todos los subíndices. Ej: Fe2O3 = 159.6922 = 159.69 (peso de 1 mol).

Todas estas cantidades de sustancia equivalen a 1 mol NaCl K2Cr2O7 Fe C12H22O11 S 32 g S 55.9 g Fe 58.5 g NaCl 294 g K2Cr2O7 342 g C12H22O11

Ejercicio: Calcular el peso molecular ( 1 PM) de estos compuestos: C12H22O11 : C = 12.011 g x 12 = 144.132 g H = 1.0079 g x 22 = 22.174 g O = 15.999 g x 11 = 175.99 g 342.29g = 1 peso molecular KClO3 = Mg3(PO4)2 = Mg(OH)2 = C6H12O6 =

Ejercicios de convertir moles ↔ gramos ¿Cuantos gramos y cuantos milimoles (mmoles) hay en un mol de los siguientes compuestos? C12H22O11 b) H2SO4 ¿Cuantos moles y milimoles (mmoles) hay en? a) 50 g de H2O b) 75 g de ZnSO4 c) 18 g de KMnO4 ¿Cuantos gramos hay en? a) 538 milimoles CO2 b) 0.3 moles de NH3 c) 87.3 milimoles de H2CO3

Leyes Estequiométricas Ley de la Conservación de la Materia: La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. En las reacciones químicas (ecuaciones balanceadas) la masa ó peso inicial de los reactivos, es igual a la masa o peso de los productos. 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 gramos de reactivos = gramos de productos

CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS EN ECUACIONES QUÍMICAS Los coeficientes que balancean las ecuaciones indican la cantidad de moles de reactivos y de productos quee participan en la reacción. Se pueden expresar en cantidades de masas o gramos. 2Ag (s) + S(s) → Ag2S (s) 2 moles de Ag + 1 mol S  1 mol Ag2S 2 (107.87g) + 1(32.064 g)  1(247.8 g) 215.74 g de Ag + 32.064g S = 247.8 g de Ag2S

Cálculos estequiométricos Mg + H3PO4  Mg3(PO4)2 + H2 Para hacer cálculos estequiométricos la ecuación (reacción) debe estar BALANCEADA 3 Mg + 2 H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3 H2 La ecuación dice lo siguiente: 3 moles de Mg reaccionan con 2 moles de H3PO4 y forman o producen 1 mol de Mg3(PO4)2 y 3 moles de H2

También dice lo siguiente: 72.93 gramos de Mg reaccionan con 195.94 g de H3PO4 y producen 262.87 g de Mg3(PO4)2 y 6 g de H2 Calcular lo siguiente: 1. ¿Cuántos moles de H2 se producen al reaccionar 7.5 moles de H3PO4 con suficiente Mg? 1) 11.25

2. ¿Cuántos gramos de Mg3(PO4)2 se producen al reaccionar 0 2. ¿Cuántos gramos de Mg3(PO4)2 se producen al reaccionar 0.6 moles de Mg con suficiente H3PO4? 3. ¿Cuántos gramos de Mg deben de reaccionar para producir 2,500 milimoles de Mg3(PO4)2 ? 4. ¿Cuántos moles de Mg se necesitan para reaccionar con 6.2 moles de H3PO4? 5. ¿Para producir 100 gramos de H2 ¿Cuántos gramos de H3PO4 deben de reaccionar? 2) 52.57 3) 182.33 4) 9.3 5) 3,265.67

Los cálculos estequiométricos se hacen en la ecuación BALANCEADA EJERCICIOS: Cuántos moles y milimoles de sulfuro de plata (Ag2S) se producen cuando reacciona 0.4 moles de Ag con suficiente S en la siguiente reacción? Ag (s) + S(s) → Ag2S (s) (balancearla) 1) 0.2 moles y 200 mmoles

Fe2O3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO(g) 2. ¿Cuántos moles de NO se producen a partir de 50 milimoles de Cu en la ecuación: 3Cu + 8 HNO3→ 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3. El oxido de hierro (III) Reacciona con carbono para dar hierro y monóxido de carbono. En la siguiente reacción. Fe2O3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO(g) a) ¿Cuántos gramos de C se necesitan para reaccionar con 2.5 moles de Fe2O3 ? con RFRRrrrrrrrrRRrrrrrrr2.5 moles de Fe2O3? 2) 0.033 moles de NO 3 a) 90.08 g

b) ¿Cuantos gramos de CO se producen cuando reaccionan 16 g de C? 4. Según la ecuación 2 C2H6+ 7 O2→ 4 CO2+ 6 H2O a) ¿Cuántos mmoles de C2H6 se necesitan para producir 75 g de CO2? b) ¿Cuantos gramos de H2O pueden producirse a partir de 62.5 g de C2H6 ? 3b) 37.31 g de CO

5. De acuerdo a la siguiente reacción: C3H8 + O2  CO2 + H2O (balancearla) Calcule los moles de H2O formados (producidos) a partir de 320 g de C3H8 Los g de O2 necesarios para combinarse (reaccionar) con 100 g de C3H8

Ley de las proporciones definidas: Un compuesto siempre estará formado por los mismos elementos y en la misma proporción de masa o peso. Se demuestra con el % de composición. Ej: el agua (H2O) de chorro, de rio, de glaciar, de mar, etc, ya sea de 1 vaso, 1 gota, 1 mililitro, 1 garrafón, etc, siempre tendrá un 88.81 % de oxígeno y 11.19 % de hidrógeno.

Porcentaje de composición (%): (Ley de las proporciones definidas) Calcule el % de composición de cada elemento en los siguientes compuestos: En 100 gramos de NaOH En 0.35 moles de Mg(OH)2 En 2.22 moles de KMnO4 En 5 gramos Ba(NO3)2 En H2SO4 Mg3(PO4)2 6) Mg:27.74% P:23.56 % O:48.69%