ESTEQUIOMETRIA Semana No

Presentación del tema: "ESTEQUIOMETRIA Semana No"— Transcripción de la presentación:

1 ESTEQUIOMETRIA Semana No. 6- 2015
Licda. Isabel Fratti de Del Cid Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán Melgar

2 ESTEQUIOMETRIA Parte 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.

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.

4 Ej: Calcule el peso molecular de el azúcar:
C12H22O11 : C = g x 12 = g H = g x 22 = g O = g x 11 = g 342.29g

5 Ejercicios calcule el peso molecular de los sigs compuestos
HNO3 C2H5OH KClO3 Mg(OH) 2 Ca 3 (PO4) 2 Una molécula que posee 4H, 2C y 2 O.

6 MOL Es la cantidad de sustancia ( átomos, iones ó moléculas) que contiene el número de Avogadro ( 6.02 X 1023 ) de partículas. Un mol de sustancia siempre contiene: 6.022 x partículas. 1 mol de Na = g  6.02 x átomos de Na 1 mol de glucosa ( C6H12O6 ) = g  6.02 x moléculas de glucosa. 1mol de iones fosfato : PO4-3 = g  6.02 x iones fosfato.

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 áts de Cu x 50 g Cu 63.54 g Cu = 7.8 x átomos de Cu 2-Cuantas moléculas de CH4 hoy en 5.4 moles de CH4.? Moléculas CH4 = 6.02 x moléculas CH4 x 5.4 moles CH4 1 mol de CH4 = x moléculas de CH4

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) 1 mol NaCl Sal común 58.45g 1 mol K2Cr2O7 g 1mol S 32.064g 1mol Fe 55.847g 1mol C12H22O11 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 H2O = 1,000 milimoles de H2O 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 CO2 hay en moles Resp =0.187 moles de CO2 x1000 = 187 mmoles de CO2

10 Conversión de milimoles a moles
Para esto debe dividir entre mil el número de milimoles dados. Ejemplos. Cuantos moles de CH4 hay en 3450 milimoles de CH4? Moles = milimoles /1000. Moles CH4 = 3450mmoles /1000 = moles. Cuantos moles de Na+ hay en 289milimoles de Na+ ?. Moles de Na + = 289mmoles /1000 = moles.

11 A- Sustancias simples. Ej: Atomos no combinados.
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 CaCl2, hay en 65 g de CaCl2. ? Moles de CaCl2 = 1mol de CaCl2 x 65g CaCl2 110.99g CaCl2  dato corresponde al peso molecular = moles de CaCl2

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 CaCl2 , para poder eliminarse las unidades comunes y obtener la solicitada en el problema.

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 = g KOH Cuántos g de Hg hay en 315 milimoles de Hg.? g Hg = g Hg x 315 mmoles de Hg 1,000 mmoles * = g de Hg *Recuerde que 1OOOmmoles = 1 mol.

14 Note: el primer factor es un dato de concepto, que lleva en el numerador la unidad de lo solicitado en el problema. eJ: 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.

15 Ejercicios 1-¿Cuantos gramos hay en un mol de cada uno de los siguientes compuestos? a) C6H12O b) Cu 2-¿Cuantos moles hay en ? : 900 g de Pb 120 g de KMnO4 3-¿Cuantos gramos hay en ? : 1.8 moles de NH3 670 milimoles de H2CO Cuántos milimoles hay en? 0.516 moles de Ag. 2.8 g de NH3

16 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 masa de un sistema que reacciona químicamente permanece constante.

17 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 H2O.

18 Ley de las Proporciones Definidas
de plomo de azufre de sulfuro de plomo de plomo de plomo de azufre de sulfuro de plomo Azufre (sobrante) de plomo de azufre de sulfuro de plomo plomo (sobrante)

19 PORCENTAJE DE COMPOSICIÓN
Ej:Calcule el % de composición de cada uno de los elementos en el K2Cr2O7. A- Calcule el peso molecular, multiplicando los pesos atómicos de los elementos presentes por el número de veces que aparecen: 2K = gx2 = g 2Cr = g x2 = g 7O = g x7 = g g B- Calcular el % de C/ elemento, de la siguiente manera: % de C/elemento = Peso aportado de ese elemento x 100 Peso molecular % K = g / g x 100 = % de K % Cr= g / g x 100 = % de Cr % O = g / g x 100 = 38.0

20 Ejercicio: Calcule el % de composición de C/ elemento en el Ca3(PO4)2

21 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) → Ag2S (s) 2 moles de Ag mol S ---> 1 mol Ag2S 2 (107.87g) ( g) 1(247.8 g) g de Ag g S = g de Ag2S

22 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 Cálculos: 2 Ag (s) + S(s) → Ag2S (s)
Ej 1-¿Cuántas moles y milimoles de Ag2S pueden ser preparados a partir de 0.4 moles de plata (Ag)? 2 Ag (s) S(s) → Ag2S (s) Cálculos: Moles de Ag2S = 1 mol de Ag2S x 0.4 moles Ag 2 moles Ag = 0.2 moles de Ag2S El primer factor : 1mol Ag2S/ 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 Milimoles de Ag2S= 1000mmoles. de Ag2S x 0
Milimoles de Ag2S= 1000mmoles*de Ag2S x 0.4 molesAg = 200mmoles de Ag2S 2 moles Ag *Recordar 1mol = 1000mmoles. El primer factor (1mol ó 1000mmoles de Ag2S / 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 3) Dada la ecuación, calcular:
3Cu + 8 HNO3→ 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 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 ) = moles de NO *Recordar que 1mol = 1000 mmoles b-Moles de HNO3 necesarios para preparar 80g de Cu(NO3)2 Moles de HNO3 = 8 moles de HNO3 x 80 g Cu(NO3)2 3 ( g )Cu(NO3)2 = moles de HNO3

26 Fe2O3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO (g)
El oxido de hierro (III) Reacciona con carbono para dar hierro y monóxido de carbono. De acuerdo a la siguiente reacción. Fe2O3 (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 Fe2O3? 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 Fe2O3 = 1mol Fe2O3 = g C

27 Cuantos gramos de CO se producen cuando reaccionan 16 g de C
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 ( g )de C = g de CO

28 2 C2H6+ 7 O2→ 4 CO2+ 6 H2O Para la reacción, calcule lo solicitado:
¿Cuántas mmoles de C2H6 se necesitan para producir 75 g de CO2? ¿Cuantos gramos de H2O pueden producirse a partir de 62.5 g de C2H6 ?

29 De acuerdo a la siguiente reacción:
C3H8 + O2  CO2 + H2O Calcule : a- moles de H2O formados a partir de 320 g de C3H8. B- g de O2, necesarios para combinarse con 100 g de C3H8. Acuérdese de balancear la ecuación antes.

30 Fin