SEMANA 6 ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA 2016

Presentación del tema: "SEMANA 6 ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA 2016"— Transcripción de la presentación:

1 SEMANA 6 ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA 2016

2 ESTEQUIOMETRÍA Definición de mol y Número de Avogadro. Masa molar (Peso molecular, peso atómico), 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. Laboratorio: Leyes Estequiométricas

3 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

4 6.02 x 10 23 es el Número de Avogadro
¿Que es Mol ? Es una cantidad de sustancia que contiene 6.02 x unidades. Estas unidades pueden ser de átomos, iones ó moléculas. 6.02 x es el Número de Avogadro 1 mol corresponde a 1 peso atómico (si es un elemento) ó 1 peso molecular (si es un compuesto) pero expresado en gramos.

5 Ejemplos de las equivalencias de MOL
1 mol de átomos de H = 6.02 x atomos de H = 1 gramo de H = 1 peso atómico 1 mol de moléculas H2 = 6.02 x de H2 = gr de H2 1 mol del compuesto H2O = 6.02 x moléculas de H2O = 18 g. de H2O = 1 PM 1 mol de iones fosfato PO4-3 = x de iones fosfato = g de PO4-3

6 1 MOL = 1000 milimoles (mmoles)

7 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 = 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 = = (peso de 1 mol).

8 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

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

10 Ejercicios de convertir moles ↔ gramos
¿Cuantos gramos y cuantos milimoles (mmoles) hay en un mol de los siguientes compuestos? a) C12H22O b) H2SO4 ¿Cuantos moles y milimoles (mmoles) de c/u hay en? 50 g de H2O 75 g de ZnSO4 18 g de KMnO4 ¿Cuantos gramos hay en? 538 milimoles CO2 0.3 moles de NH3 87.3 milimoles de H2CO3

11 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

12 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 expresados en cantidades de masas o gramos. 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

13 Cálculos estequiométricos Mg + H3PO4  Mg3(PO4)2 + H2
Para hacer cálculos estequiométricos la ecuación (reacción) debe estar BALANCEADA 3 Mg H3PO4  Mg3(PO4) 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

14 También dice lo siguiente:
72.93 gramos de Mg reaccionan con g de H3PO4 y producen 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? R: 11.25

15 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? R:52.57 3. ¿Cuántos gramos de Mg deben de reaccionar para producir 2,500 milimoles de Mg3(PO4)2 ? R: 4. ¿Cuántos moles de Mg se necesitan para reaccionar con 6.2 moles de H3PO4? R:9.3 5. ¿Para producir 100 gramos de H2 ¿Cuántos gramos de H3PO4 deben de reaccionar? R:3,265.67

16 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) Resp: 0.2 moles y 200 mmoles.

17 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 R: moles de NO 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 ? R: g con RFRRrrrrrrrrRRrrrrrrr2.5 moles de Fe2O3?

18 b) ¿Cuantos gramos de CO se producen cuando reaccionan 16 g de C? R: 37.31 g de CO
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 ?

19 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

20 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 % de hidrógeno.

21 Porcentaje de composición (%):
Calcule el % de composición de cada elemento en los siguientes compuestos: NaOH Mg(OH)2 KMnO4 Ba(NO3)2 H2SO4 Mg3(PO4)2 R: Mg:27.74% P:23.56 % O:48.69%