Universidad Autónoma del Estado del Hidalgo Preparatoria N° 2

Presentación del tema: "Universidad Autónoma del Estado del Hidalgo Preparatoria N° 2"— Transcripción de la presentación:

1 Universidad Autónoma del Estado del Hidalgo Preparatoria N° 2
“Estequiometria”

2 ESTEQUIOMETRIA Estequiometria Estequio (Elemento) Metria (Medida)

3 Estequiometria Estudia la relación que hay entre las cantidades de los compuestos que reaccionan y los que se producen durante una reacción química.

4 Mol Está considerado como la cantidad de substancia que contiene tantas partículas que pueden ser: átomos, moléculas, iones, electrones o cualquier otra clase de ente físico o químico.

5 Es igual al peso molecular de una substancia expresada en gramos mismo que está dado por la suma de los pesos atómicos de todos los átomos que intervienen en la formación de una molécula

6 5 (12g.) 11 (1g.) 16g. 1g. C5 H11 O H Ejemplo: Alcohol Amílico C5H11OH
Peso Molecular 88g./mol.

7 Leyes Estequiometricas
Proust Gay Lussac Dalton Lavoisier Avogadro

8 Ley de la conservación de la masa
Ley de Lavoisier

9 ANTONIO LAURENT LAVOISIER
( ),químico y físico francés, uno de los creadores de la Química Moderna. Enuncio la Teoría de la Combustión, formó la Nomenclatura Química. Estableció en 1776 la “Ley de la Conservación de la masa”.

10 LA LEY DICE: “En toda reacción Química, al suma de todas las masas de los productos debe ser el mismo que la suma de los reactivos.” “En toda reacción Química la masa permanece constante antes y después de la reacción, o dicho de otro modo la materia no se crea ni se destruye sólo se transforma”

11 CARACTERÍSTICAS DE LA LEY
Afecta como deben escribirse las ecuaciones químicas. El núm. de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación.

12 PROCEDIMIENTO 1.Balancear la ecuación.
2. sacar el peso de cada uno de los compuestos y se multiplican por los coeficientes. 3. se suman todos los reactivos y todos los productos por separado. 4. las cantidades deben ser iguales.

13 Ley de las proporciones múltiples
Ley de Dalton

14 “Cuando 2 ó más elementos se unen para formar mas de un compuesto , si el peso de uno de ellos permanece constante el peso del otro varía en proporciones de números enteros pequeños.”

15 EJEMPLOS ; Anhídridos Br2O,Br2O3,Br2O5,Br2O7
CO Monóxido de Carbono CO2 Bióxido de Carbono SO Monóxido de Azufre SO2 Dióxido de Azufre SO3 Trióxido de Azufre

16 Ley de las proporciones definidas
Ley de Proust

17 Louis Proust realizó numerosos experimentos en los que estudió la composición de diversos carbonatos de cobre, óxidos de estaño y sulfuros de hierro, descubriendo que la proporción en masa de cada uno de los componentes se mantenía constante en el compuesto final. Así, dos compuestos diferírían entre sí en función de las proporciones de elementos básicos, sin apreciarse composiciones intermedias o mixtas. Estas conclusiones le llevaron a enunciar la Ley de las proporciones definidas o constantes, también conocida como la ley de Proust

18 Proust enunció su ley. “Los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una proporción determinada. “Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto siempre lo hacen en una relación de masas constantes” 

19 Siempre va a ser de un porcentaje igual cada uno de aquellos elementos, sin importar si solo se combinan 10g o 100 g, esta ley es utilizada al encontrarse reactivos de manera ilimitada en la naturaleza.

20 Veamos un ejercicio H20 2H = (1.0079)*2=2.0158g 10= 16 g P.M=18g
%O= 16*100/18g=88.81%

21 Ley de Avogadro

22 “Cuando gases diferentes se encuentran bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de moléculas”.

23 NA o L = 6,0221367 × 1023 número de moléculas de un mol de cualquier sustancia.

24 Ley de los volúmenes constantes
Ley de Gay Lussac

25 Esta ley establece: Los volúmenes de los gases que se combinan entre sí, medidos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros pequeños.

26 SE COMPRUEBA: Cuando varía la presión de un gas al modificar la temperatura. Manteniendo el volumen constante. La Ley de Charles y Gay- Lussac, o simplemente Ley de Charles, explica las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de la cantidad de gas ideal, mantenido a una presión contante, mediante una constante de proporcionalidad directa.

27 LUSAAC INTERPRETA LA TEORIA DE DALTON: Para John Dalton y sus seguidores, las partículas que forman los elementos eran los átomos y según su hipótesis de máxima simplicidad si dos elementos forman un sólo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento.

28 Gay-Lussac :descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor:

29 Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

30 Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:
Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin: T1 = ( ) K= 298 K Ahora sustituimos los datos en la ecuación: 970 mmHg 760 mmHg = 298 K T2

31 Si despejas T2 obtendrás que la nueva temperatura deberá ser 233
Si despejas T2 obtendrás que la nueva temperatura deberá ser K o lo que es lo mismo °C.

32 Cálculos Estequiometricos

33 Cálculos Mol-Mol En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia deseada se pide en moles. En los cálculos estequiométricos los resultados se reportan redondeándolos a dos decimales. Igualmente, las masas atómicas de los elementos, deben utilizarse redondeadas a dos decimales.

34 Cálculos Mol-Mol Para la siguiente ecuación balanceada:: Calcule:
a) ¿Cuántas mol de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol de Al2O3? PASO 1 Balancear la ecuación Revisando la ecuación nos aseguramos de que realmente está bien balanceada. Podemos representar en la ecuación balanceada el dato y la incógnita del ejercicio.

35 Aplicar el factor molar
PASO 2 Identificar la sustancia deseada y la de partida. Sustancia deseada El texto del ejercicio indica que debemos calcular las moles de aluminio, por lo tanto esta es la sustancia deseada. Se pone la fórmula y entre paréntesis la unidad solicitada, que en este caso son moles. Sustancia deseada: Al (mol) Sustancia de partida: El dato proporcionado es 5.27 mol de óxido de aluminio (Al2O3) por lo tanto, esta es la sustancia de partida. Se anota la fórmula y entre paréntesis el dato. Sustancia de partida: Al2O3 (5.27 mol) PASO 3 Aplicar el factor molar Las moles de la sustancia deseada y la de partida los obtenemos de la ecuación balanceada. Señale claramente el resultado final La respuesta es:10.54 mol de Al

36 b) ¿Cuántas moles de oxígeno (O2) reaccionan con 3.97 moles de Al?
PASO 1: La ecuación está balanceada PASO 2: Sustancia deseada: O2 (mol) Sustancia de partida: Al (3.97 mol) PASO 3: Aplicar el factor molar Recordamos la ecuación que estamos utilizando: 2.9775, redondeando a dos decimales, la respuesta es mol de O2.

37 MOL-MASA En este tipo de problemas debemos calcular la masa total de los compuestos que intervienen en la reacción y por ultimo establecer la relación entre los moles y la masa.

38 EJEMPLO: De la Ecuación:2 Al2O C  4 Al + 3CO2 Determinar los gramos de CO2 producidos con 1.25 moles de Al2O3. Una vez que se ha verificado que las fórmulas de los compuestos estén escritas en forma correcta y que la ecuación esté balanceada, se procede a calcular la masa total (consumida o producida) del compuesto cuya relación nos la dan o piden en gramos.

39 Se puede observar que en este caso es el CO2
PM = (16) = 44 gr/mol  Solo que no se obtienen 1 mol, sino 3 moles de CO2; así que la cantidad total de CO2 producida será: (44 gr/mol) 3 mol = 132 gr. 2 moles de Al2O  gr CO2 1.25 moles de Al2O3  X X = 82.5 gr de CO2

40 Ejemplos; Determinar los g. de Bióxido de carbono producidos con 1.25 moles de (Al2O3) oxido de aluminio, los cuales están reaccionando con el (c) carbono. 2Al2O2+3C CO2+4Al C= 12*3 1.25 moles Al2O O= 16*6 X g. CO2 1.25 mol. Al2O3 (132 g./CO2 )=82.5 g. CO p.m C 36 2 moles Al2O CO 132g./mol

41 Retomando la reacción del Nitrógeno (N) más el Hidrógeno (H) para producir Amoniaco calcula:
a) La cantidad de moles de Hidrógeno que se necesitan para obtener 250g. De Amoniaco b) Calcular la cantidad de moles de amoniaco que se producen al hacer reaccionar 100g. de Nitrógeno.

42 N2+3H2 2NH3 1 mol + 3 moles 2moles 2N=(14.0067)2= 28.0134
g. 2NH3 a)250g. NH3( H)= 4.25 moles H 2 MOL. NH3 b) 100g. NH3( NH3)= 1.70 moles NH3 2 NH3 250 g, NH3 X moles H2

43 Determinar masa. Relación MASA-MASA Balancear ecuación química.
DESPUES Relación MASA-MASA Balancear ecuación química. Tanteo Método REDOX Método algebraico Determinar masa. Reactivos. Productos Relaciones estequiométricas. PASOS DE POR Y ESTABLECER

44 Ejemplo ¿Cuántos gramos de oxigeno producen la descomposición de 500 g de agua? ¿?

45 2 2 H (4)(1.0079g)= g O (2)( g)= g = g H (2)( )= g = g

46 = g = g

47 Es el número de moles de soluto por cada litro de disolución.
Molaridad Es el número de moles de soluto por cada litro de disolución.

48 Normalidad Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.