SEMANA No. 6 ESTEQUIOMETRÍA

ESTEQUIOMETRÍA Parte de la química que se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas entre elementos o compuestos que participan en reacciones químicas. La palabra se deriva de los vocablos griegos: STOICHEION: elemento o sustancia. METRON: medir.

Las relaciones cuantitativas, se expresan generalmente en unidades de masa: mol, g, lb etc. (gases: indicadores de volumen y presión). En las soluciones se puede utilizar la concentración para hacer los cálculos estequiométricos.

PESO ATÓMICO: Masas relativas de los elementos, que son el promedio de los pesos de los isótopos del elemento. Se obtiene en la tabla periódica en uma, pero puede ser expresado en cualquier unidad de masa.

PESO MOLECULAR: (MASA MOLAR) Es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de una molécula de un compuesto específico. Ej. H2SO4 Átomo Cantidad de átomos Peso atómico Peso total H 2 1.00 uma 2x 1.00 = 2.00 S 1 32.00 uma 1x 32.00 = 32.00 O 4 16.00 uma 4x 16.00 = 64.00 PESO MOLECULAR 98.00 1 MOL

Cantidad de una sustancia cuya masa MOL: Cantidad de una sustancia cuya masa en gramos es igual al peso molecular de la sustancia. Un peso molecular = 1 mol 1 mol = 1,000mmoles Un mol= 6.022x1023 átomos, moléculas, fórmulas unitarias o iones (Número de Avogadro).

Ej. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Los coeficientes numéricos que permiten balancear la ecuación indican que 1 mol de N2 gaseoso, reacciona con 3 moles de H2 gaseoso para producir 2 moles de amoníaco.

Leyes Ponderales de la Materia Con la aplicación de éstas leyes, se pueden realizar los cálculos estequiométricos. Ley de la Conservación de la Masa: Enunciada por el químico francés Antonio Lavoissier originalmente como “La masa no se crea, no se destruye, solamente se transforma”.

Por lo tanto no hay un cambio detectable en la masa durante el transcurso de una reacción química. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Ley de las Proporciones definidas: Propuesta por Joseph Proust, dice que “un compuesto puro consiste siempre en los mismos elementos combinados en la misma proporción de peso” Ej. H2SO4 2 H: 1S: 4O

Ejercicios Cuál es el peso atómico gramo de: a. Mg b. Ag 2. Cuál es el peso molecular gramo de: C6 H12 O6 3. Cuál es el peso fórmula de: CaSO4 4. A cuántos moles corresponden : a. 320g de S b. 72g de Na3PO4

5. Cuantos g hay en: a. 8.20 moles de Fe b. 43 moles de Ca(OH)2 6. Cuantos g hay en: a. 32 mmoles de H2O 7. A cuántos milimoles corresponden: a. 54.40 moles de CaCl2 b. 12 g de NaCl

A. Cálculo de Moles a Moles (trabajar con coeficientes) 1.Para la siguiente ecuación calcule: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) “Para efectuar cálculos estequiométricos la ecuación debe estar balanceada” ¿Cuántos moles de NH3 se producen a partir de 5 moles de H2? Utilizando los coeficientes se pueden escribir factores mol-mol entre reactivos y entre reactivos y productos.

A. Cálculo de Moles a Moles (trabajar con coeficientes) 1.Para la siguiente ecuación calcule: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) “Para efectuar cálculos estequiométricos la ecuación debe estar balanceada” ¿Cuántos moles de NH3 se producen a partir de 5 moles de H2? Utilizando los coeficientes se pueden escribir factores mol-mol entre reactivos y entre reactivos y productos.

Haga las relaciones molares que corresponden al problema. N e H 1 mol N 3 mol H 3mol H N y NH3 2 mol NH3 H y NH3 2 mol NH3 Haga las relaciones molares que corresponden al problema. Proceda a hacer el cálculo. 5mol ¿mol? N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 5 mol H2 x 2 mol NH3 = 3.33 mol NH3 3 mol H2

B. Cálculo de Gramos a Gramos a. Ecuación balanceada. b. Relacionar gramos de las substancias entre reactivos y entre reactivos y productos; o sea factores de masa molar. c. Efectuar cálculos. 1. Cuántos gramos de oxígeno se necesitan para quemar 12 gramos de alcohol etílico, C2H5OH? 12g ¿g? C2H5OH + 3O2(g) → 2CO2 + 3H2O Alcohol etílico 12 g C2H5OH x 96 g O2 = 25.04 g O2 46 g C2H5OH

Cálculo de Moles a Gramos a.Ecuación balanceada b. Obtenga el peso o masa molar de la substancia mencionada en gramos y el número de moles de la substancia mencionada en la misma dimensional en los coeficientes de la reacción. c. Relacione reactivos o reactivos y productos haciendo relación en mol por un lado y en masa por el otro. 1. Calcule cuántos gramos de sulfuro de plomo(II) se pueden oxidar con 7.5 moles de oxígeno. ¿g? 7.5 mol 2PbS(s) +3O2(g) → 2PbO(s) + 2SO2(g) 7.5 mol O2 x 478.4 g PbS = 1,195 g PbS 3 mol O2

% = Peso del elemento en el compuesto * 100 Porcentaje de Composición 1.Calcule el porcentaje de composición de cada uno de los elementos que forman el Na2 SO4. % = Peso del elemento en el compuesto * 100 Peso del compuesto

FIN