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.

moléculas, fórmulas unitarias o iónes (No. De Avogadro). cantidad de una sustancia cuya masa en gramos es igual al peso molecular de la sustancia. Un peso molecular= 1 mol Un mol= 6.022x1023 átomos, moléculas, fórmulas unitarias o iónes (No. De Avogadro).

PESO MOLECULAR: Es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de una molécula de un compuesto específico. Ej. H2SO4 2H 1x2 2.0 S 32.0 4O 4x16 64.0 PM 98.g (1 MOL)

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 transforama”.

Ley de las Proporciones definidas: 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, nos dice que “un compuesto puro consiste siempre en los mismos elementos combinados en la misma proporción de peso”. Ej. H 2SO4 2 H: 1S: 4O

Ejercicios Cuál es el peso atómico gramo de: a. S b. Al 2. Cuál es el peso molecular gramo de: C6 H12 O6 3. Cuál es el peso fórmula de: Na2 SO4 4. A cuántos moles corresponden : a. 2g de Ag b. 22g de NaCl

5. A cuántos milimoles corresponden: a. 0.253 moles de KCl b. 12 g de NH3 6. Cuantos g hay en: a. 0.753 moles de Fe b. 3.5 moles de Mg(OH)2 7. Cuantos g hay en: a. 0.5 m moles de H2O

Cálculo de Moles a Moles (trabajar con coeficientes) Para la siguiente ecuación calcule: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Cuántos moles de NH3 se producen a partir de 10.8 moles de H2? 3moles H2 2moles NH3 10.8 moles H2 X NH3

C2H5OH + 3O2(g) 2CO2 + 3H2O Cálculo de Gramos a Gramos Cuántos gramos de oxígeno gaseoso se necesitan para quemar 10 gramos de alcohol etílico, C2H5OH? C2H5OH + 3O2(g) 2CO2 + 3H2O

Resolución 10 g ¿ g? C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O 46g 96g 10g x R. 20.86 g de O2

Cálculo de Moles a Gramos Calcule cuántos gramos de sulfuro de plomo(II) se pueden oxidar con 5.22 moles de oxígeno gaseoso. 2PbS(s) +3O2(g) 2PbO(s) + 2SO2(g)

Porcentaje de Composición % = Peso del elemento en el compuesto Porcentaje de Composición % = Peso del elemento en el compuesto * 100 Peso del compuesto 1.Calcule el porcentaje de composición de cada uno de los elementos que forman el HNO3.

FIN