Semana 6 ESTEQUIOMETRÍA (2015)

Definición de Mol y Número de Avogadro • peso molecular, mol, milimol (mmol)Ley de la Conservación de la MateriaLey de las Proporciones definidas y cálculos de porcentaje de composiciónCálculos estequiométricos Ejercicios y aplicacionesLABORATORIO 6: Ley de la conservación de la Materia

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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

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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 = 40.04 gramos

• Peso molecular = suma de los pesos atómicos

de TODOS los átomos de un compuesto. Se toman en cuenta todos los subíndices.

Ej: Fe2O3 = 159.6922 = 159.69

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Ejercicio: Calcular el peso molecular ( 1 PM) de los compuestos:

C12H22O11 :

C = 12.011 g x 12 = 144.132 g H = 1.0079 g x 22 = 22.174 gO = 15.999 g x 11 = 175.99 g 342.29g = 1 peso molecularKClO3 =

Ca3(PO4)2 =

Mg(OH)2 =

C6H12O6 =

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1 Mol = 1000 milimoles (mmoles)

• Es una cantidad de sustancia que contiene 6.02 x 10 23 átomos, iones ó moléculas. (6.02 x 10 23 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 10 23 H ó 1 gr. de H 1 mol de moléculas H2 = 6.02 x 10 23 de H2 ó 2 gr de H2

1 mol de compuesto H2O= 6.02 x 10 23 de H2O ó 18 g de H2O.1 mol de iones fosfato PO4

-3 = 94.97 g ó 6.02 x 10 23 iones fosfato.

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Todas estas cantidades de sustancia Todas estas cantidades de sustancia equivalen a 1 molequivalen a 1 mol

S Fe NaCl K2Cr2O7 C12H22O11

32 g S 55.9 g Fe 58.5 g NaCl 294 g K2Cr2O7 342 g C12H22O11

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Ejercicios de convertir moles ↔ gramosEjercicios de convertir moles ↔ gramos

¿¿Cuantos gramos y cuantos milimoles (mmoles) hay en Cuantos gramos y cuantos milimoles (mmoles) hay en un mol de los siguientes compuestos?un mol de los siguientes compuestos?

a) Ca) C1212HH2222OO11 11 b)b) HH22SOSO44

¿Cuantos moles y milimoles (mmoles) de c/u hay en? ¿Cuantos moles y milimoles (mmoles) de c/u hay en? a)a)50 g de H50 g de H22OO•75 g de ZnSO75 g de ZnSO44

•18 g de KMnO18 g de KMnO44

¿Cuantos gramos hay en ? ¿Cuantos gramos hay en ? •538 milimoles CO538 milimoles CO22

•0.3 moles de0.3 moles de NHNH33

•87.3 milimoles de H87.3 milimoles de H22COCO33

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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

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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 11.19 % de hidrógeno.

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Porcentaje de composición (%):

• Calcule el % de composición de cada uno de los siguientes compuestos:

1. NaOH 2. Mg(OH)2 3. KMnO4 4.Ba(NO3)2 5. H2SO4

6.Ca3(PO4)2

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CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS EN CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS EN ECUACIONES QUÍMICASECUACIONES QUÍMICAS

Los coeficientes que balancean la ecuación indican Los coeficientes que balancean la ecuación indican la cantidad de moles de reactivos y de productos, la cantidad de moles de reactivos y de productos, participantes en la reacción, que pueden ser participantes en la reacción, que pueden ser expresados en cantidades de masas o gramos.expresados en cantidades de masas o gramos.

2Ag (s) + S(s) → Ag2S (s)

2 moles de Ag 1 mol S ---> 1 mol Ag2S

2 (107.87g) 1(32.064 g) 1(247.8 g)

215.74 g de Ag + 32.064g S = 247.8 g de Ag2S

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Los cálculos estequiométricos se hacen en la ecuación BALANCEADA EJERCICIOS:1.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.

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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: 0.033 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: 90.08 g

con RFRRrrrrrrrrRRrrrrrrr2.5 moles de Fe2O3?

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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 ?

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5. De acuerdo a la siguiente reacción: C3H8 + O2 CO2 + H2O

(balancearla)a)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

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