ESTEQUIOMETRIA Semana No. 6- 2016 Semana 6 Licda. Isabel Fratti de Del Cid Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán.

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1 ESTEQUIOMETRIA Semana No. 6- 2016 Semana 6 Licda. Isabel Fratti de Del Cid Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán Melgar 1

2 ESTEQUIOMETRIA arte de la química que se encarga de los cálculos de masas, moles, volúmenes y proporciones que se presentan en los compuestos y en las reacciones químicas. P arte de la química que se encarga de los cálculos de masas, moles, volúmenes y proporciones que se presentan en los compuestos y en las reacciones químicas. 2

3 Conceptos Básicos en estequiometria Peso molecular, masa molar, peso fórmula: se aplica a sustancias compuestas. Es la suma de las masas de los átomos que forman un compuesto ( molecular ó iónico). Se calcula multiplicando el peso atómico de cada elemento presente en el compuesto, por el número de veces que aparece en el ( esto lo indica el subíndice presente en la fórmula). La suma de éstos valores constituye el peso molecular (masa molar). Peso atómico ó masa atómica. Es la masa del elemento ( masa promedio ponderada de todos los isótopos naturales de un elemento). Este dato se obtiene directamente de la tabla periódica. 3

4 Ej: Calcule el peso molecular de el azúcar: ( sacarosa) C 12 H 22 O 11 : C = 12.011g x 12 = 144.132 g H = 1.0079g x 22 = 22.174 g O = 15.999 g x 11 = 175.99 g 342.29g 4

5 Ejercicios calcule el peso molecular de los siguientes compuestos HNO 3 C 2 H 5 OHKClO 3 Mg(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 Una molécula que posee 4H, 2C y 2 O.( escriba además su fórmula) 5

6 MOL Es la cantidad de sustancia ( átomos, iones ó moléculas) que contiene el número de Avogadro ( 6.02 X 10 23 ) de partículas. Es la cantidad de sustancia ( átomos, iones ó moléculas) que contiene el número de Avogadro ( 6.02 X 10 23 ) de partículas. Un mol de sustancia siempre contiene: Un mol de sustancia siempre contiene: 6.022 x 10 23 partículas. 6.022 x 10 23 partículas. 1 mol de Na = 22.9898 g  6.02 x 10 23 átomos de Na 1 mol de glucosa ( C 6 H 12 O 6 ) = 180.15 g  6.02 x 10 23 moléculas de glucosa. 1mol de iones fosfato : PO 4 -3 = 94.97 g  6.02 x 10 23 iones fosfato. 6

7 Ejercicios usando el número de Avogadro. 1-Calcule el número de átomos de cobre hay en una moneda de cobre que pesa 50 gramos. # átomos de cobre= 6.02 x 10 23 áts de Cu x 50 g Cu 63.54 g Cu = 7.8 x 10 22 átomos de Cu 2-Cuantas moléculas de CH 4 hoy en 5.4 moles de CH 4.? Moléculas CH 4 = 6.02 x 10 23 moléculas CH 4 x 5.4 moles CH 4 1 mol de CH 4 = 3.26 x 10 24 moléculas de CH 4 7

8 A continuación se le presentan las cantidades equivalentes a un mol de c/ u de las sustancias descritas abajo ( observe la diferencia entre c/u) 8 1mo l S 32.064g 1mol Fe 55.847g 1 mol NaCl Sal común 58.45g 1 mol K 2 Cr 2 O 7 294.18 g 1mol C 12 H 22 O 11 Azúcar común 342.19g

9 Milimol (mmol) Es la milésima parte de UN Mol. Para convertir moles a milimoles, se multiplica por 1000 el numero de moles dado. Ejemplos: 1Mol de H 2 O = 1,000 milimoles de H 2 O Ej: Cuántos mmoles de Ag hay en 5.24 moles de plata (Ag). Resp: =5.24 moles de Ag x 1000 = 5,240 mmoles de Ag Ej: Cuántos mmoles de CO 2 hay en 0.187 moles. Resp =0.187 moles de CO 2 x1000 = 187 mmoles de CO 2 9

10 Conversión de milimoles a moles Para esto debe dividir entre mil el número de milimoles dados. Ejemplos. Cuantos moles de CH 4 hay en 3450 milimoles de CH 4 ? Moles = milimoles /1000. Moles CH 4 = 3450mmoles /1000 = 3.450 moles. Cuantos moles de Na + hay en 289milimoles de Na + ?. Moles de Na + = 289mmoles /1000 = 0.289 moles. 10

11 Cálculo de NÚMERO DE MOLES CUANDO NOS DAN MASAS ( ej: gramos) DE SUSTANCIAS SIMPLES y COMPUESTAS: A- Sustancias simples. Ej: Atomos no combinados. Ej.1- Cuántos moles de Fe hay en 340 g de Fe.? Moles de Fe = 1mol Fe x 340g de Fe = 6.08 moles de Fe 55.85g Fe  dato obtenida en la tabla periódica Ej.2- Cuántos moles de CaCl 2, hay en 65 g de CaCl 2. ? Moles de CaCl 2 = 1mol de CaCl 2 x 65g CaCl 2 110.99g CaCl 2  dato corresponde al peso molecular = 0.586 moles de CaCl 2 11

12 Cont. ejercicios Note: el primer factor es un dato de concepto : a que equivale un mol en cada caso.. En el numerador debe colocar el dato que lleva la unidad de la pregunta solicitada ej: moles y en el denominador se coloca, el dato que lleva la unidad del valor dado en le problema. Ej. g de Fe ó g de CaCl 2, para poder eliminarse las unidades comunes y obtener la solicitada en el problema. 12

13 Cálculo de masas, a partir de moles ó milimoles Cuántos g de KOH hay en 0.43 moles de KOH.? gKOH= 56.1 g de KOH x 0.43 moles de KOH= 1 mol de KOH = 24.123 g KOH Cuántos g de Hg hay en 315 milimoles de Hg.? g Hg = 200.59 g Hg x 315 mmoles de Hg 1,000 mmoles * = 63.18 g de Hg *Recuerde que 1OOOmmoles = 1 mol. 13

14 Note: el primer factor es un dato de concepto, que lleva en el numerador la unidad de lo solicitado en el problema. eJemplo: g de KOH, ó g de Hg. En el denominador, se coloca las unidades que coinciden con el dato que da el problema ej :moles ó milimoles. 14

15 Ejercicios 1-¿ Cuantos gramos hay en un mol de cada uno de los siguientes compuestos? a)C 6 H 12 O 6 b) Cu 2-¿Cuantos moles hay en ? : a) 900 g de Pb b) 120 g de KMnO 4 15

16 16 3-¿Cuantos gramos hay en ? : a) 1.8 moles de NH 3 b) 670 milimoles de H 2 CO 3 4-Cuántos milimoles hay en? a) 0.516 moles de Ag. b) 2.8 g de NH 3

17 LEYES DE LA ESTEQUIOMETRIA Ley de la conservación de la materia. Puede enunciarse de diferentes maneras: -La materia no puede ser creada, ni destruida aunque si transformada -La materia no puede ser creada, ni destruida aunque si transformada. - La masa de un sistema que reacciona químicamente permanece constante. 17

18 LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS Establece que un compuesto puro siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción de masa. Esto significa que cualquier muestra de agua sea cual fuere el sitio de donde se obtenga ó del estado físico en el que se halle ( sólida, líquida ó gas), tendrá el mismo porcentaje de composición: 88.81% de oxigeno y 11.19% de hidrógeno y su composición no variará, siendo su fórmula H 2 O. 88.81% de oxigeno y 11.19% de hidrógeno y su composición no variará, siendo su fórmula H 2 O. 18

19 Ley de las Proporciones Definidas: Se mantiene la proporción de pesos 19 de plomo de azufre de sulfuro de plomo de sulfuro de plomo de sulfuro de plomo Azufre (sobrante) plomo (sobrante)

20 PORCENTAJE DE COMPOSICIÓN Ej: Ej:Calcule el % de composición de cada uno de los elementos en el K 2 Cr 2 O 7. A- Calcule el peso molecular, multiplicando los pesos atómicos de los elementos presentes por el número de veces que aparecen: 2K = 39.102 gx2 = 78.204 g 2Cr = 51.992g x2 = 103.984 g 7O = 15.999g x7 = 111.993 g 294.181 g B- Calcular el % de C/ elemento, de la siguiente manera: % de C/elemento = Peso aportado de ese elemento x 100 Peso molecular % K = 78.204 g /294.181 g x 100 = 26.58 % de K % Cr= 103.984g / 294.181 g x 100 = 35.35 % de Cr % O = 111.993 g / 294.181g x 100 = 38.0 % de O 20

21 Ejercicio: Calcule el % de composición de C/ elemento en el Ca 3 (PO 4 ) 2 Ejercicio: Calcule el % de composición de C/ elemento en el Ca 3 (PO 4 ) 2 21

22 CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS EN ECUACIONES QUÍMICAS Los coeficientes que balancean la ecuación indican la cantidad de moles de reactivos y de productos, participantes en la reacción, que pueden ser trasladados a cantidades de masas. 2Ag (s) + S (s) → Ag 2 S (s) 2 moles de Ag 1 mol S ---> 1 mol Ag 2 S 2 (107.87g) 1(32.064 g) 1(247.8 g) 215.74 g de Ag + 32.064g S = 247.8 g de Ag 2 S 22

23 Recomendaciones para realizar cálculos Estequiométricos en ecuaciones químicas. 1- Deben hacerse exclusivamente en la ecuación balanceada. Si no se halla balanceada, debe balancearse. 2- Debe concretarse exclusivamente a lo solicitado. Si le dan moles y le piden cálculo de moles y no de gramos no es necesario calcular los pesos moleculares. 3- Si le piden gramos entonces si deberá calcular los pesos involucrados en la pregunta, no es necesario calcular los pesos de todos los participantes, sino solo los que le piden y se relacionan con la pregunta. 4- En todo caso cada pregunta solo relaciona dos componentes de la ecuación. 23

24 Ej 1-¿Cuántas moles y milimoles de Ag 2 S pueden ser preparados a partir de 0.4 moles de plata (Ag)? Ej 1-¿Cuántas moles y milimoles de Ag 2 S pueden ser preparados a partir de 0.4 moles de plata (Ag)? 2 Ag (s) + S (s) → Ag 2 S (s) 2 Ag (s) + S (s) → Ag 2 S (s)Cálculos: Moles de Ag 2 S = 1 mol de Ag 2 S x 0.4 moles Ag Moles de Ag 2 S = 1 mol de Ag 2 S x 0.4 moles Ag 2 moles Ag 2 moles Ag = 0.2 moles de Ag 2 S = 0.2 moles de Ag 2 S El primer factor : 1mol Ag 2 S/ 2moles de Ag. Es la relación molar que nos indica la ecuación, el otro dato nos lo da el problema (0.4 moles Ag) 24

25 mmoles de Ag 2 S= 1000mmoles*de Ag 2 S x 0.4 moles 2 moles de Ag = 200 mmoles de Ag. = 200 mmoles de Ag. *Recordar 1mol = 1000mmoles. El primer factor (1mol ó 1000mmoles de Ag 2 S / 2 moles de Ag) lo obtenemos de la ecuación balanceada, el otro dato lo da el problema (0.4 moles de Ag). Note: Que solo relacionamos los datos que tenían que ver con lo solicitado. 25

26 3) Dada la ecuación, calcular 3) Dada la ecuación, calcular: 3Cu + 8 HNO 3 → 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O a) Moles de NO formados a partir de 50 milimoles de Cu. Moles NO = 2 moles NO x 50 mmoles de Cu 3(1000mmoles *de Cu ) 3(1000mmoles *de Cu ) = 0.033 moles de NO = 0.033 moles de NO * Recordar que 1mol = 1000 mmoles b-Moles de HNO 3 necesarios para preparar 80g de Cu(NO 3 ) 2 Moles de HNO 3 = 8 moles de HNO 3 x 80 g Cu(NO 3 ) 2 3 (187.65 g )Cu(NO 3 ) 2 3 (187.65 g )Cu(NO 3 ) 2 = 1.136 moles de HNO 3 = 1.136 moles de HNO 3 26

27 El oxido de hierro (III) Reacciona con carbono para dar hierro y monóxido de carbono. De acuerdo a la siguiente reacción. Fe 2 O 3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO (g) Esta balanceada, por eso puede proceder a hacer los cálculos ¿ ¿Cuántos gramos de C se requieren para reaccionar con 2.5 moles de Fe 2 O 3 ? En éste caso se relacionan dos datos, los cuales se hallan del lado de los reactivos. gC = 3 (12.011g) de C x 2.5 moles de Fe 2 O 3 = 1mol Fe 2 O 3 1mol Fe 2 O 3 = 90.08 g C = 90.08 g C 27

28 Cuantos gramos de CO se producen cuando reaccionan 16 g de C ? Aquí se relacionan dos datos uno del lado de los productos con uno de los reactivos. gCO = 3 (28.01g)de CO x 16g de C 3 (12.011 g )de C 3 (12.011 g )de C = 37.31 g de CO 28

29 Para la reacción, calcule lo solicitado: 2 C 2 H 6 + 7 O 2 → 4 CO 2 + 6 H 2 O a) ¿Cuántas mmoles de C 2 H 6 se necesitan para producir 75 g de CO 2 ? b) ¿Cuantos gramos de H 2 O pueden producirse a partir de 62.5 g de C 2 H 6 ? 29

30 De acuerdo a la siguiente reacción: Calcule C 3 H 8 + O 2  CO 2 + H 2 O a- moles de H 2 O formados a partir de 320 g de C 3 H 8. b- g de O 2, necesarios para combinarse con 100 g de C 3 H 8. (Acuérdese de balancear la ecuación antes). 30