1

EstequiometríaEstequiometría

2

Puesto que la fórmula de un compuesto da el número relativo de átomos de cada elemento presente, representa lo que se llama una unidad fórmula.

Una unidad fórmula de un átomo de helio (He), consiste de un átomo de helio.

Una unidad fórmula de gas hidrógeno, consiste en una molécula de H2.

Puesto que la fórmula de un compuesto da el número relativo de átomos de cada elemento presente, representa lo que se llama una unidad fórmula.

Una unidad fórmula de un átomo de helio (He), consiste de un átomo de helio.

Una unidad fórmula de gas hidrógeno, consiste en una molécula de H2.

3

Una unidad fórmula de cloruro de sodio, (NaCl) consiste de un ion sodio (Na+) y un ion cloruro (Cl-).

En un compuesto molecular o covalente, los electrones son compartidos por los átomos que conforman el compuesto.La fórmula de un compuesto da el número de cada clase de átomos que conforman la unidad fórmula.

Una unidad fórmula de cloruro de sodio, (NaCl) consiste de un ion sodio (Na+) y un ion cloruro (Cl-).

En un compuesto molecular o covalente, los electrones son compartidos por los átomos que conforman el compuesto.La fórmula de un compuesto da el número de cada clase de átomos que conforman la unidad fórmula.

4

Ejemplo de los diferentes tipos de compuestosEjemplo de los diferentes tipos de compuestos

Tipos de Compuestos

Unidades Fórmula

ÁtomosHe

MoléculasH2

IonesNa+ , Cl-

5

El conocimiento de la escala de los pesos atómicos, tal como se encuentran en la tabla periódica, puede ser combinada con la información obtenida de la fórmula de un compuesto.

A partir de lo anterior, se puede calcular el peso fórmula (o peso molecular) de un compuesto.

El conocimiento de la escala de los pesos atómicos, tal como se encuentran en la tabla periódica, puede ser combinada con la información obtenida de la fórmula de un compuesto.

A partir de lo anterior, se puede calcular el peso fórmula (o peso molecular) de un compuesto.

Peso fórmula o molecularPeso fórmula o molecular

6

Esto se hace considerando el número de átomos de la unidad fórmula del compuesto y los pesos atómicos de los elementos.

El término peso fórmula es el término más general, puesto que puede ser utilizado para átomos, iones y compuestos que existen como unidades fórmula.

El término peso molecular, se utiliza frecuentemente para cualquier tipo de compuesto.

Esto se hace considerando el número de átomos de la unidad fórmula del compuesto y los pesos atómicos de los elementos.

El término peso fórmula es el término más general, puesto que puede ser utilizado para átomos, iones y compuestos que existen como unidades fórmula.

El término peso molecular, se utiliza frecuentemente para cualquier tipo de compuesto.

7

2H 2 x 1.0079 g = 2.0158 g

1O 1 x 15.999 g = 15.999 g

Total 18.0148 g

Considere los siguientes ejemplos en donde se determina el peso fórmula de ciertos compuestos, utilizando el peso atómico como se encuentra en la tabla periódica.– Calcule el peso fórmula de:

a. H2O

Considere los siguientes ejemplos en donde se determina el peso fórmula de ciertos compuestos, utilizando el peso atómico como se encuentra en la tabla periódica.– Calcule el peso fórmula de:

a. H2O

100 %2.0158 g x =

18.0148 g

100 %15.999 g x =

18.0148 g

1

1.190 %

88.810 %

10 0 %

8

1 Ca 1 x 40.08 g = 40.08 g

2 O 2 x 15.999 g = 31.998 g

2 H 2 x 1.0079 g = 2.0158 g

Total 74.0938 g

1 Mg 1 x 24.312 g = 24.312 g

2 N 2 x 14.006 g = 28.012 g

6 O 6 x 15.999 g = 95.994 g

Total 148.318 g

b. Ca(OH)2

c. Mg(NO3)2

b. Ca(OH)2

c. Mg(NO3)2

9

El MolEl Mol

Un mol es un número de partículas, tal como lo es una docena, de hecho, al mol se le ha considerado como “la docena química”.

El valor exacto del número de partículas en un mol es un valor muy grande.

Se utiliza la letra N para representar este número de partículas. Se puede decir entonces, que así como decimos que hay 12 naranjas en una docena, que hay N átomos en un mol de átomos.

Así como hay 12 objetos o cosas, en una docena, hay un número N de partículas en un mol.

Un mol es un número de partículas, tal como lo es una docena, de hecho, al mol se le ha considerado como “la docena química”.

El valor exacto del número de partículas en un mol es un valor muy grande.

Se utiliza la letra N para representar este número de partículas. Se puede decir entonces, que así como decimos que hay 12 naranjas en una docena, que hay N átomos en un mol de átomos.

Así como hay 12 objetos o cosas, en una docena, hay un número N de partículas en un mol.

10

– Por ejemplo:• Un mol de átomos de sodio contiene N átomos de sodio.

• Un mol de iones de sodio (Na+) contiene N iones de sodio.

• Un mol de moléculas de agua contiene N moléculas.

• Un mol de electrones contiene N electrones.

Tal como fue establecido previamente de que todos los átomos de sodio tenían el mismo promedio de masa, un mol de átomos de sodio tendrá siempre la misma masa, un mol de moléculas de agua tendrá siempre la misma masa.

– Por ejemplo:• Un mol de átomos de sodio contiene N átomos de sodio.

• Un mol de iones de sodio (Na+) contiene N iones de sodio.

• Un mol de moléculas de agua contiene N moléculas.

• Un mol de electrones contiene N electrones.

Tal como fue establecido previamente de que todos los átomos de sodio tenían el mismo promedio de masa, un mol de átomos de sodio tendrá siempre la misma masa, un mol de moléculas de agua tendrá siempre la misma masa.

11

Así como la masa relativa de los átomos está basada en el promedio del carbono-12, igualmente es el mol. Esto es, el número N es el número de átomos que hay en cierta cantidad constante de carbono-12.

Esta cantidad es tomada como el peso atómico del carbono-12 (12.0000) expresado en gramos.

Entonces, el número N es igual al número de átomos que hay exactamente en 12 gramos de carbono-12.

Así como la masa relativa de los átomos está basada en el promedio del carbono-12, igualmente es el mol. Esto es, el número N es el número de átomos que hay en cierta cantidad constante de carbono-12.

Esta cantidad es tomada como el peso atómico del carbono-12 (12.0000) expresado en gramos.

Entonces, el número N es igual al número de átomos que hay exactamente en 12 gramos de carbono-12.

12

Ahora que ya se definió el mol, consideremos el valor real de N. Se ha encontrado experimentalmente, por difracción de rayos x y otros métodos, que el número de átomos en 12 gr exactos de carbono-12 es 6.02 x 1023. Este número es conocido como número de Avogadro.

Así un mol de unidades fórmula contiene 6.02 x 1023 de estas unidades, así sean átomos, moléculas, grupos de iones o lo que sea.

La masa de 6.02 x 1023 unidades fórmula (átomos, moléculas, iones, etc.) es por tanto el peso fórmula expresado en gramos.

Ahora que ya se definió el mol, consideremos el valor real de N. Se ha encontrado experimentalmente, por difracción de rayos x y otros métodos, que el número de átomos en 12 gr exactos de carbono-12 es 6.02 x 1023. Este número es conocido como número de Avogadro.

Así un mol de unidades fórmula contiene 6.02 x 1023 de estas unidades, así sean átomos, moléculas, grupos de iones o lo que sea.

La masa de 6.02 x 1023 unidades fórmula (átomos, moléculas, iones, etc.) es por tanto el peso fórmula expresado en gramos.

13

La masa de un mol de una sustancia en algunas ocasiones se le llama masa molar.

El concepto de mol, nos da además una forma de expresar el peso atómico, peso molecular o peso fórmula como gramos por mol (g/mol).

Normalmente se usa más el término de peso fórmula, aunque se conozca que la sustancia exista en forma molecular.

Al realizar cálculos es importante tener en claro los siguientes aspectos:

La masa de un mol de una sustancia en algunas ocasiones se le llama masa molar.

El concepto de mol, nos da además una forma de expresar el peso atómico, peso molecular o peso fórmula como gramos por mol (g/mol).

Normalmente se usa más el término de peso fórmula, aunque se conozca que la sustancia exista en forma molecular.

Al realizar cálculos es importante tener en claro los siguientes aspectos:

14

– El peso fórmula del átomo de hidrógeno (H) es 1.0079

– El peso fórmula de la molécula de hidrógeno (H2) es 2.0158.

– Un mol de átomos de H = 1.0079 gr

– Un mol de moléculas de H2 = 2.0158 gr

– El peso fórmula del NaCl es 58.5 por lo tanto un mol de NaCl es 58.5 gr.

Calcular el número de moles de NaOH en 85.0 gr de NaOH– Solución: El peso fórmula del NaOH es 40.0; por tanto

hay 40.0 g en un mol.

– El peso fórmula del átomo de hidrógeno (H) es 1.0079

– El peso fórmula de la molécula de hidrógeno (H2) es 2.0158.

– Un mol de átomos de H = 1.0079 gr

– Un mol de moléculas de H2 = 2.0158 gr

– El peso fórmula del NaCl es 58.5 por lo tanto un mol de NaCl es 58.5 gr.

Calcular el número de moles de NaOH en 85.0 gr de NaOH– Solución: El peso fórmula del NaOH es 40.0; por tanto

hay 40.0 g en un mol.

15

– Entonces, el número de moles en 85.0 gr de NaOH se calcula como

– Entonces, el número de moles en 85.0 gr de NaOH se calcula como

Calcular la masa en gramos de 0.720 moles de Ca3(PO4)2

– Solución: El peso fórmula del Ca3(PO4)2 es 310 gr. Entonces la masa de 0.720 moles se calcula como

Calcular la masa en gramos de 0.720 moles de Ca3(PO4)2

– Solución: El peso fórmula del Ca3(PO4)2 es 310 gr. Entonces la masa de 0.720 moles se calcula como

1 mol NaOH85 gr NaOH x 2.12 mol NaOH

40.0 gr NaOH

3 43 4 3 4

3 4

310 gr Ca (PO ) 0.720 mol Ca (PO ) x 223 gr Ca (PO )

1 mol Ca (PO )

16

Calcule el número de moléculas que hay en 24.5 gr de CO2

Calcule el número de moléculas que hay en 24.5 gr de CO2

Calcular la masa en gramos de un átomo de carbono-12.Calcular la masa en gramos de un átomo de carbono-12.

232 2

22 2

232

1 mol CO 6.02 x 10 moléculas CO24.5 gr CO x x =

44.0 gr CO 1 mol CO

3.35 x 10 moléculas CO

1212 -23

23 12 12

1 mol C 12 gr1 átomo C x x = 2.0 x 10 gr

6.02 x 10 átomos C 1 mol C

17

Calcular la masa en kilogramos de 3.25 mmoles de H2O.Calcular la masa en kilogramos de 3.25 mmoles de H2O.

Calcular el número de átomos de hidrógeno en 0.25 mg de H2.Calcular el número de átomos de hidrógeno en 0.25 mg de H2.

-52 2 22 23

2 2 2

1 mol H O 18 gr H O 1 Kg H O3.25 mmol H O x x x = 5.85 x 10 Kg H O

1 x 10 mmol H O 1 mol H O 1000 gr H O

2 22 3

2 2

23202

2 2

1 gr H 1 mol H0.25 mg H x x x

1 x 10 mg H 2 gr H

6.023 x 10 moléculas H 2 átomos H x = 1.5 x 10 átomos de H

1 mol H 1 molécula H

18

EstequiometríaEstequiometría

El término estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas.

Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada, se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y productos.

El término estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas.

Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada, se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y productos.

19

Estas cantidades pueden darse en moles, masa (gramos) o volúmenes (litros).

Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria.

Estas cantidades pueden darse en moles, masa (gramos) o volúmenes (litros).

Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria.

20

Método de la relación molar

Método de la relación molar

Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiométricos, uno es el método molar o de la relación molar.

La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción

– 2H2 + O2 2H2O

Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:

Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiométricos, uno es el método molar o de la relación molar.

La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción

– 2H2 + O2 2H2O

Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:

2

2

2 mol H

1 mol O2

2

2 mol H

2 mol H O2

2

1 mol O

2 mol H2

2

1 mol O

2 mol H O2

2

2 mol H O

2 mol H2

2

2 mol H O

1 mol O

21

La relación molar es un factor de conversión cuyo fín es convertir, en una reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles de otra sustancia.

Por ejemplo, si deseamos calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir de 4.0 mol de O2, usaremos la relación molar

La relación molar es un factor de conversión cuyo fín es convertir, en una reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles de otra sustancia.

Por ejemplo, si deseamos calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir de 4.0 mol de O2, usaremos la relación molar

2

2

2 mol H O

1 mol O

22 2

2

2 mol H O4.0 mol O x = 8.0 mol H O

1 mol O

22

Cálculos Estequiométricos

Cálculos Estequiométricos

A partir de la reacción anterior en la que reacciona el hidrógeno más oxígeno para formar agua:A partir de la reacción anterior en la que reacciona el hidrógeno más oxígeno para formar agua:

– Calcule, ¿cuántos moles de H2O se formarán a partir de 3.55 moles de H2?

• Para responder a esta pregunta, se inicia el procedimiento poniendo la cantidad dada por el problema, es decir 3.55 moles de H2.

– Calcule, ¿cuántos moles de H2O se formarán a partir de 3.55 moles de H2?

• Para responder a esta pregunta, se inicia el procedimiento poniendo la cantidad dada por el problema, es decir 3.55 moles de H2.

= 4.0316 = 31.998 gr22 2 2

(2.0158 gr) = 36.021 2 96 g(31.998 gr) (18.0148 gr) r

H + O H O2 2 1

23

– Calcule ¿cuántos moles de agua se formarán a partir de 2.12 moles de oxígeno?

– Calcule ¿cuántos moles de agua se formarán a partir de 2.12 moles de oxígeno?

2 22

2 moles H O

mol 3.55 x = 3.55 mmole oles

HH

2

2 Hs O

2 22

2 moles H O

mol 2.12 x = 4.24 mmole oles

OO

2

1 Hs O

= 4.0316 = 31.998 gr22 2 2

(2.0158 gr) = 36.021 2 96 g(31.998 gr) (18.0148 gr) r

H + O H O2 2 1

24

– ¿Cuántos moles de agua se requieren para que reaccionen 0.254 moles de oxígeno?

– ¿Cuántos moles de agua se requieren para que reaccionen 0.254 moles de oxígeno?

– ¿Cuántos gramos de agua se producirán a partir de 0.75 moles de H2?

– ¿Cuántos gramos de agua se producirán a partir de 0.75 moles de H2?

22 2

2

moles H O0 moles de O

mol.254 0.508

x = moles

1 OH

2O 2

2 22

moles H O0 moles de O

mol.254 0.508

x = moles

1 OH

2O

2 22

2gr H O0.75 x =

moles de H

mol 0 13.5

36.0296

Hgr H

2O

= 4.0316 = 31.998 gr22 2 2

(2.0158 gr) = 36.021 2 96 g(31.998 gr) (18.0148 gr) r

H + O H O2 2 1

25

– ¿Cuántos mmoles de H2O se producirán a parir de 0.156 mg de oxígeno?

– ¿Cuántos mmoles de H2O se producirán a parir de 0.156 mg de oxígeno?

-32 2 2 22 2

2 2 2 2

1 g O 1 mol O 2 moles H O 1000 mmoles de H O0.156 mg O x x x x = 9.75 x 10 mmoles H O

1000 mg O 31.998 g O 1 mol O 1 mol H O

= 4.0316 = 31.998 gr22 2 2

(2.0158 gr) = 36.021 2 96 g(31.998 gr) (18.0148 gr) r

H + O H O2 2 1

12/04/23

Balanceo Químico

T E M A

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Año 2009

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