Semana 6 ESTEQUIOMETRÍA (2015)

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1 Semana 6 ESTEQUIOMETRÍA (2015)
Definición de Mol y Número de Avogadro • peso molecular, mol, milimol (mmol) Ley de la Conservación de la Materia Ley de las Proporciones definidas y cálculos de porcentaje de composición Cálculos estequiométricos Ejercicios y aplicaciones LABORATORIO 6: Ley de la conservación de la Materia

2 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

3 Un peso molecular = un mol = 1000 milimoles
Peso ó masa atómica = es el peso de cada átomo expresado en umas ó gramos y se busca en la Tabla Periódica Ej: Ca = gramos Peso molecular = suma de los pesos atómicos de TODOS los átomos de un compuesto. Se toman en cuenta todos los subíndices. Ej: Fe2O3 = =

4 Ejercicio: Calcular el peso molecular ( 1 PM) de los compuestos:
C12H22O11 : C = g x 12 = g H = g x 22 = g O = g x 11 = g 342.29g = 1 peso molecular KClO3 = Ca3(PO4)2 = Mg(OH)2 = C6H12O6 =

5 1 Mol = 1000 milimoles (mmoles)
Es una cantidad de sustancia que contiene 6.02 x átomos, iones ó moléculas. (6.02 x es el Número de Avogadro) También 1 mol corresponde a 1 peso atómico ó 1 peso molecular. Ej: 1 mol de átomos de H = 6.02 x H ó 1 gr. de H 1 mol de moléculas H2 = 6.02 x de H2 ó 2 gr de H2 1 mol de compuesto H2O= 6.02 x de H2O ó 18 g de H2O. 1 mol de iones fosfato PO4-3 = g ó x iones fosfato.

6 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

7 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

8 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 = ¿? gramos

9 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.

10 Porcentaje de composición (%):
Calcule el % de composición de cada uno de los siguientes compuestos: NaOH Mg(OH)2 KMnO4 Ba(NO3)2 H2SO4 Ca3(PO4)2

11 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

12 Los cálculos estequiométricos se hacen en la ecuación BALANCEADA
EJERCICIOS: Cuántos moles y milimoles de sulfuro de plata (Ag2S) pueden ser preparados ó producidos a partir de 0.4 moles de plata (Ag) en la siguiente reacción? Ag (s) S(s) → Ag2S (s) (balancearla) Resp: 0.2 moles y 200 mmoles.

13 Fe2O3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO(g)
2. ¿Cuántos moles de NO se forman (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. De acuerdo a la siguiente reacción. Fe2O3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO(g) a) ¿Cuántos gramos de C se requieren para reaccionar con 2.5 moles de Fe2O3 ? R: g con RFRRrrrrrrrrRRrrrrrrr2.5 moles de Fe2O3?

14 4. Según la ecuación 2 C2H6+ 7 O2→ 4 CO2+ 6 H2O
b) ¿Cuantos gramos de CO se producen cuando reaccionan 16 g de C? R: 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 ?

15 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 Fin