H2 +1/2O2  H2o sin embargo para algunos le resulta más claro bajo la primera forma, la relación con números fraccionarios les incomoda




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títuloH2 +1/2O2  H2o sin embargo para algunos le resulta más claro bajo la primera forma, la relación con números fraccionarios les incomoda
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CATEDRA DE QUÍMICA DE NOVENO GRADO


PROF. CARLOS M. AVALOS.

Módulo 8. “Estequiometría”





Prerrequisitos:
Objetivos:


Tiempo aproximado:




Contenidos:





Autor: Carlos M. Avalos.

2ª. Edición.

24 de abril de 2004

Aspectos teóricos.
Estequiometría: rama de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas, para ello se basa en la relación de los coeficientes estequiométricos en una ecuación balanceada.
Coeficientes estequiométricos.: números que se le anteponen a los elementos o compuestos en una ecuación química, para poder balancear la ecuación. Generalmente son enteros y siempre positivos.

Ejemplo

2H2 +O22H2O

El coeficiente del O2 es 1, en las ecuaciones no se coloca este valor, se sobreentiende.

Esta ecuación se podría balancearla de esta otra manera.

H2 +1/2O2  H2O

Sin embargo para algunos le resulta más claro bajo la primera forma, la relación con números fraccionarios les incomoda.


Mol (n): Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos existen en 12 gramos de 12C “Carbono 12”, es decir que 12 gramos de 12C contienen el mismo número de átomos que 16 gramos de 16º “Oxígeno 16”.

Una definición más sencilla es simplemente la cantidad de sustancia que contiene 6,02 x 1023 unidades, podríamos pensar que es una unidad paquete .
Número de Avogadro1.: 6,02 x 1023 unidades.
1 mol = 6,02 x 1023 unidades

nota: ver determinación del mol en el Libro Chang.
Es una unidad paquete. Otros ejemplos de unidades de paquetes son: la docena (12 u), la centena (100 u), la gruesa (144 u).

Cada mol a pesar de tener la misma cantidad de unidades su masa es diferente. Un mol de hidrógeno tiene una masa de un gramo, un mol de helio tiene una masa de 4 g (aproximando a cero decimales). Es lógico esto si pensamos que una docena de limones no tiene la misma masa que una docena de naranjas.
Masa molar (MM):cantidad de gramos en un mol de sustancia.

  • Masa atómica (MA): cantidad de gramos en un mol de átomos.

  • Masa molecular (MM): cantidad de gramos en un mol de moléculas.

Nota: tradicionalmente se les llama pesos atómicos y pesos moleculares, esto actualmente está en desuso.
Ejercicios de mol a gramos y viceversa en átomos o moléculas

  • ¿2 moles de carbono cuantos gramos son? R: 24 g de C.

  • ¿Cuántos moles hay 6,46 g de He?. R:1,62 moles de He.


Ejercicios de mol a número de átomos o molécula y viceversa.

  • ¿2 moles de CO2 cuantos gramos son? R: 88 g de C.

  • ¿Cuántos moles hay 6,46 g de He?. R:1,61 moles de He.

Convertir:

  1. 2 mol NaOH g =? R: 80 g. NaOH

  2. 200g HCl  mol HCl=? ; moléculas HCl=? R:5,48 moles HCl; 3,30 x 1024 moléculas HCl.


Fórmula empírica (F.E): es la expresión que indica la menor proporción de átomos (números enteros) en una fórmula química.

Ejemplo:

Glucosa: CH2O
Fórmula molecular(F.M): es la expresión que indica la proporción exacta de átomos en una fórmula química.

Ejemplo:

Glucosa: C6H12O6
Ecuaciones a utilizar:

  • F.M = n (F.E)

  • n= M.M.FM / M.MF.E



Fórmula porcentual (F.%): es la expresión que indica la proporción en término de tanto por ciento (%) de átomos en una fórmula química. Esta relación se cumple tanto para la F.E como para la F.M.
Ejemplo:

Glucosa: C40%H6,67%O53,33%

Ejercicios de aplicación para la F.E, F.M, F%:

a) El acetileno es un gas utilizado en los sopletes de soldadura, esta constituido exclusivamente por carbono e hidrógeno, la masa molar de la fómula molecular (M.M.F.M.) es 26 g/mol; determine:

  • FM= ? R: C2H2

  • FE = ? R: CH

  • n=? R: 2

  • F%.= ? R: C 92,31% H 7,69 %

  • 5 moles de acetileno, ¿cuántos g. y moléculas son?. R:130 g. C2H2 y 3,01 x 1024 moléculas C2H2.


b) La glucosa es una molécula biológica muy importante para los seres vivos, constituye la principal fuente de energía, esta constituida exclusivamente por carbon, hidrógeno y oxígeno, la masa molar de la fómula molecular (M.M.F.M.) es 180 g/mol; determine:

  1. F%.

  2. 5x 103 moles de glucosa,

  3. ¿ mg. ?

  4. ¿moléculas?


Reactivo limitante y reactivo en exceso.
Para entender este concepto explicaremos un ejemplo más cotidiano. Supóngase que usted va a una fiesta en donde hay 30 muchachos y 20 muchachas, si todos deciden bailar al mismo tiempo formando parejas ¿quiénes y cuántos no podrán bailar?. La respuesta es obvia 10 muchachos no podrán bailar están en exceso quién están limitando el número de parejas son las muchachas.

30 Muchachos

+

20 muchachas



20 parejas de baile

Sobran 10





Todas bailan







En exceso




Limitan las parejas








Ahora veamos un ejemplo químico: si hacemos reaccionar 10 moles de hierro tipo III con el 10 moles de oxígeno diatómico o molecular tendríamos la siguiente ecuación química:

4Fe(III)

+

3O2



2Fe2O3

4 moles de hierro

Reaccionan

3 moles de oxígeno

Producen

2 moles de óxido férrico















10 moles de hierro

Reaccionan

10 moles de oxígeno








La proporción es de 4:3 Utilicemos el método del factor para calcular los moles que reaccionan entre sí, el factor se extrae de los coeficientes estequiométricos de la ecuación.


?mol Fe =10 mol Fe

x 3 mol O2

=

7,5




4 mol de Fe




Mol O2




4Fe(III)

+

3O2



2Fe2O3

10 mol de hierro

reaccionan

7,5 mol O2







RL




RE

Sobran 2,5 mol










  • Reactivo limitante (R.L): es el reactivo que se consume en su totalidad en una reacción química. Los cálculos que han de realizarse para los productos se hará con el reactivo limitante, es este quien marcará la pauta.




  • Reactivo en exceso( R.E): es el reactivo que no se consume completamente en una reacción química, por lo que sobrará una parte de él.



Cantidades de moles que se producen:



4Fe(III)

+

3O2



2Fe2O3

4 moles de hierro

Reaccionan

3 moles de oxígeno

Producen

2 moles de óxido férrico

RL




RE










?mol Fe2O3 =

10 mol Fe

x 2 mol Fe2O3

=2,5







4 mol de Fe

mol Fe2O3



4Fe(III)

+

3O2



2Fe2O3

4 moles de hierro

Reaccionan

3 moles de oxígeno

Producen

2 moles de óxido férrico

RL




RE







10 moles de hierro

Reaccionan

7,5 moles de oxígeno

Producen

2,5 moles de óxido férrico


Porcentaje de pureza (%P): cantidad de sustancia pura, generalmente en gramos, o en moles con respecto a 100 gramos o 100 moles del total del material. Si una roca posee 2 % de pureza de oro, entonces en 100 gramos de roca existirían 2 gramos de oro (Au).
Ecuación a utilizar:

%P =

100 g totales x

x g puros







g totales


Si en el ejemplo anterior cada reactivo estuviese al 50% de pureza entonces:


%P Fe =

10 mol totales x

x 50 mol puros







100 mol totales


%P Fe = 5 mol de Fe



4Fe(III)

+

3O2



2Fe2O3

4 moles de hierro

Reaccionan

3 moles de oxígeno

Producen

2 moles de óxido férrico

RL




RE







5 moles de hierro

Reaccionan

3,75 moles de oxígeno

Producen

1,25 moles de óxido férrico


















Rendimiento de la reacción (R.R). Relación porcentual entre el rendimiento teórico y el real en una reacción química.
Ecuación a utilizar: R.R= RT / RP x 100 %
Ejercicios de aplicación de

EJERCICIO TIPO I





  1. Si se descompone por acción del calor 7 g al 25% de pureza de clorato de potasio, se forma cloruro de potasio y oxígeno. Supóngase que dicha reacción esta sometida a CNPT. Formule y escriba la ecuación balanceada y conteste:

  1. # de átomos del reactivo. R:

  2. Moles y gramos del cloruro de potasio. R: 1,04 g.

c) Volumen en ml del gas. R: 470 ml.



  1. Si 5 moles de azufre se hace reaccionar con el oxígeno atmosférico en CNPT. Conteste:

  1. Ecuación balanceada

  2. Volumen del gas que reaccionó. R: 0,2 L

  3. Gramos del producto formado. R: 320g.



  1. Si se hacen reaccionar 60 g al 42% de pureza de Fe(II) con 150 g de solución de ácido nítrico al 25% m/v, cuya densidad es 0,85 g/ml. Si este experimento se realiza en CNPT, determine:

  1. moles del hierro y del ácido que reaccionaron. R: 0,35 mol de Fe; y 0,70 mol de ácido

  2. RL.R: HNO3

  3. Moles de la sal y del gas formado. R: 0,350 mol;0,350 mol

  4. Volumen del gas en ml formados.R:7,840 x 103 ml

  5. Si el %=25, determine el rendimiento práctico en gramos. R: 0,18 g de H2



  1. Si se hacen reaccionar 180 g al 25% de pureza de Al con 150 g de solución de ácido sulfúrico al 10% m/v, cuya densidad es ,95g/ml. Responda a las siguientes preguntas:

  1. g de Al puros.R:45 g

  2. moles de Al y de ácido que reaccionaron. R: 0,102 mol de Al; 0,153 moles del ácido.


Referencias



CHANG, Raymond.

Química, sexta edición. McGraw-Hill Interamericana Editores, S.A. 1999. 995p.



1 Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro di Quaregua e di Cerreto: físico, matemático y abogado famoso por su ley de Avogadro.

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