estequimetria

Poder y Forma de Dios al crear partículas extremadamente pequeñas como lo

demuestra el No. de Avogadro y además tener una INDIVIDUALIDAD que diferencia a cada una de

esas partículas

Colegio Verbo ÁlamosDécimo Bachillerato

Mol No. de Avogadro UMA Masa Molar Composición Porcentual Formula Empírica y Molecular

La estequiometria es el estudio de las cantidades de reactivos y producto que intervienen en las reacciones químicas.

ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA

MOL Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específ ico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 10 2 3 Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.

1 MOL de un elemento = 6.022 x 10 2 3átomos

Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier ELEMENTO:

1 MOL = 6.022 X 10 2 3ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

Moles Átomos Gramos (Masa atômica)

1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S

1 mol de Cu 6.022 x 10 átomos de Cu 63.55 g de Cu

1 mol de N 6.022 x 10 átomos de N 14.01 g de N

1 mol de Hg 6.022 x 10 átomos de Hg 200.59 g de Hg

2 moles de K 1.2044 x 10 átomos de K 78.20 g de K

0.5 moles de P 3.0110 x 10 átomos de P 15.485 g de P

Ejemplos

En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión.

Ejemplos:

¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?

Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.

25.0 g Fe ( 1 mol 55.85 g ) = 0.448 moles Fe

La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma

Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? Necesitamos conver tir gramos de Mg a átomos de Mg.Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.

5.00 g Mg 1 mol 24.31 g = 0.206 mol Mg

¿Cuál es la masa de 3.01 x 10 2 3 átomos de sodio (Na)?

Util izaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos.

3.01 x 10 2 3 átomos Na ( 22.99 g 6.023 x 10 2 3 átomos) = 11.4 gramos de Na

Masa molar de los compuestos

Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula

(moléculas o iones) del mismo.

Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han

usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es

más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.

A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las

masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier

elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.

MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOSMASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS

Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos. KOH (hidróxido de potasio)Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del elemento

K 1 x 39.10 = 39.10 O 1 x 16.00 = 16.00 H 1 x 1.01 = 1.01 + 56.11

g de KOH

Cu 3(PO 4) 2 (fosfato de cobre II)

Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del elemento

Cu 3 x 63.55 = 190.65 P 2 x 30.97 = 61.04 O 8 x 16.00 = 128.00 +

379.69 g Cu 3(PO 4) 2

Al 2(SO 3) 3 (sulf ito de aluminio)

Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del elemento

Al 2 x 26.98 = 53.96 S 3 x 32.06 = 96.18 O 9 x 16.00 = 144.00

+ 294.14 g

Al 2(SO 3) 3

MOL = 6.022 x10 2 3 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)

Ejemplos:¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?

En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH

Na 1 x 22.99 = 22.99 O 1 x 16.00 = 16.00 H 1 x 1.01 = 1.01 + 40.00 g del NaOH

1.00 Kg NaOH ( 1000 g 1 Kg ) = 1000 g NaOH

1000 g NaOH ( 1 mol 40.00 g ) = 25.0 mol NaOH

Trabajar con factores de conversión.

1000 g 1 Kg 1 mol_______ masa del elemento 1 Kg 1000 g masa del elemento 1 mol

¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?

Calculamos la masa molar del H2O.

H 2 x 1.01 = 2.02 O 1 x 16 = 16 + 18.02 g

5.00 mol H 2O ( 18.02 g 1 mol ) = 90.1 g H 2O

la masa de 5.00 moles de agua

¿Cuántas moléculas de HCl hay en 25.0 g?

Calculamos la masa molar del HCl.

H 1 x 1.01 = 1.01 Cl 1 x 35.45 = 35.45 + 36.46 g

25.0 g HCl ( 6.022 x 10 2 3 moléculas 36.46 g

) = 4.13 x 10 2 3 moléculas HCl

% A = masa total del elemento A masa molar del compuesto X 100

Ejemplo: Calcule la composición porcentual Ni 2(CO 3) 3 (carbonato de niquel I I I )

1) Calculamos la masa molar del compuesto Ni 2 x 58.69 = 117.38 C 3 x 12.01 = 36.03 O 9 x 16.00 = 144 .00 + 297.41 g

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

% Ni = 117.38 x 100 = 39.47% 297.41

% C = 36.03 x 100 = 12.11% 297.41

% O = 144.00 x 100 = 48.42 % 297.41

Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo:

39.47 + 12.11 + 48.42 = 100

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.

La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.

Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy

frecuentes en química orgánica.

CompuestoFórmula

molecularFórmula empírica

Aceti leno C2H2 CH

Benceno C6H6 CH

Formaldehído CH2O CH2O

Ácido acético C2H4O2 CH2O

Glucosa C6H12O6 CH2O

Dióxido de carbono

CO2 CO2

Hidrazina N2H4 NH2

A par tir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto.

Ejemplo:El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C.

¿Cuál es su fórmula empírica? ¿Cuál es su fórmula molecular?

PASO 1Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.

En 100 g de propileno hay    

14.3 g de H   85.7 g de C

14.3 g H ( 1 mol de H 1.01 g H )

=14.16 mol H

85.7 g de C ( 1 mol de C 12.01 g C

) =7.14 mol C

PASO 3Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de el los. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multipl icar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.

H 14.6 7.14 = 2.04  

C 7.14 7.14 = 1.0

FÓRMULA EMPÍRICA: CH 2

PASO 4Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multipl ica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

Fórmula empírica CH 2

C 1 x 12.01 = 12.01     H 2 x 1.01 = 2.02 +      

14.03

n = 42.00 14.03 = 2.99 3

FÓRMULA MOLECULAR: C 3H6

Para poder obtener la fórmula molecular

necesitamos calcular la empírica

aun cuando el problema no la pida.

Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y 1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?Como en este problema los datos están expresados en gramos, se omite el primer paso y directamente pasamos al PASO 2.

2.233 g Fe ( 1 mol Fe 55.85 g Fe ) = 0.0399 0.04mol Fe

32.06 g S ( 1.926 g S 1 mol S ) = 0.06 mol S

Fe 0.04 0.04 = 1  

S 0.06 0.04 = 1.5

Las fracciones de 0.5 no se pueden redondear. El número más pequeño que multiplicado por 1.5 da un entero es 2. A continuación se muestra una tabla con los decimales y el entero por el que se deben multiplicar.

Fracción decimal Multipl icar por

0.5 2

0.3 3

0.25 4

En este caso usaremos el número 2 el cual debe multipl icarse por los cocientes de cada elemento.

Fe 1 x 2 = 2 S 1.5 x 2 = 3

FÓRMULA EMPÍRICA: Fe 2S 3

Fe 2S 3

Fe 2 x 55.85 = 111.7 S 3 x 32.06 = 96.18 +     207.88 g

n = 208 207.88 =1

Como en este caso n = 1, la fórmula empírica y la molecular son iguales.

FÓRMULA MOLECULAR:Fe 2S 3

a. Escribe los datos que se te piden de cada uno de los elementos que se te presentan a continuación: Valor: 5 puntos

Símbolo Elemento Moles Átomos Gramos (Masa atômica) Mn

Re

69.72 g

Titanio

1 mol de Se

6.022*1023 átomos de Ag

Os

Sn

b. Calcule la cantidad de moles de los siguientes elementos. 5 puntos

c. 8 g de O 88 g de As

d. 96 g de Au 5 g de Li

e. 70 g de Cl

f. 21.78 g de B

g. 10 g de Ni

h. 56 g de F

i. 75 g Na

j. 25 g de Ge

c. Calcule la masa molar de los siguientes compuestos: Valor: 5 puntos

Feo HNO3

NaCl MnSO4

CaSO3 K2SO4

ZnCl2

LiNaH(PO4)

BaH(NO2 )2

Al2(SO4)3

d. Calcule la composición porcentual de los compuestos del inciso anterior.

Valor 5 puntos

e. Calcule la formula empírica y molecular de los compuestos siguientes: Valor 5 puntos

37.2% de C; 7.8% de H; y 55% de Cl

85.69% de C; 14.31% de H

f. Defina los siguientes términos: Valor 5 puntos

Masa molecular Estequiometria Mol Factor de Conversión

Avogadro ¿La Diferencia entre mol

Formula empírica de S y un mol de Na? Formula molecular UMA Masa Atómica