Área: Química Método del Análisis Dimensional

Conversión de Unidades Químicas

2DO CORTE

Glosario de término:

Símbolo: grafico convencional

que representa en química un

elemento.

Mol. Es la unidad SI para

expresar cantidad de sustancia,

se define como aquella cantidad

de sustancia que contiene el

número de Avogadro de

partículas, o sea 6,02x1023

Peso molecular: es la masa de

un átomo de ese compuesto

expresada en unidad de masa

atómica (u).

Enlace:

Permitirá al estudiante

expresar una medida de

diferentes formas.

Ejemplos frecuentes de

utilización de los

factores de conversión

son: Cambios

monetarios, medidas de

distancias, medidas de

tiempo, cambio de

velocidades. Con el

propósito de adecuar la

información a sus

necesidades.

Bienvenidos al segundo corte.

En este periodo estudiaremos como

un preámbulo a la estequiometria, el

método del análisis dimensional o

conversión de unidades químicas.

Método del ánalisis dimensional.

La mayor parte de los calculos de química se realizan con medidas de diferentes clases

de dimensiones, en pocas palabras una medida es siempre un número, seguido por una

unidad.

Ejemplo:

Una estatura de 1,65m y una masa corporal de 85Kg

Por otro lado tenemos que la unidad identifica la clase de medición y el valor indica las veces

que se repite la unidad escogida como referencia. Nota: la Dimensión es el nombre que se utiliza

para caracterizar una cantidad física, como ejemplos comunes tenemos la longitud, el tiempo, la

fuerza, la temperatura, entre otros.

Los cálculos que involucran cantidades con sus respectivas unidades, se pueden ser manejados

fácilmente a través del método del análisis dimensional, también llamado método del factor de

conversión.

El factor de conversión se construye a partir de dos términos planteados en una igualdad, que

describen la misma medida (o están relacionados entre sí) de cualquier situación que

consideremos.

Profe. Y ¿Cómo

se aplica el

factor de

conversión?

Igualdad

Factor de conversión.

1m = 1x102cm 1m = 100cm

1m 1x102cm

1pie= 12pulgadas

1 pie 12 pulgadas

12pulgadas

1 pie

1$= 310 Bs

1$ 310 Bs

310Bs

1$

El uso del factor de conversión se reduce a la aplicación de la fórmula de

conversión

Esta fórmula nos permite multiplicar o dividir una cantidad por la unidad (factor

de conversión) sin que se altere su valor.

Para aplicar la expresión anterior debemos tener en cuenta los siguientes criterios:

1. La unidad de la cantidad dada debe cancelarse con la unidad del

denominador (parte de abajo)del factor de conversión

2. En otras palabras, la unidad de la cantidad deseada tiene que estar en el numerador

(parte de arriba) del factor de conversión.

Factor de conversión = cantidad y unidad deseada

Cantidad y unidad dada

3. Solamente se usa uno de los dos factores de conversión que se puedan construir a partir

de la igualdad dada.

4. El factor de conversión al elevarlo a cualquier potencia no modifica su valor, solamente

debe tenerse cuidado, de que el número y la unidad tanto del numerador como del

denominador se eleve a la potencia indicada.

Cantidad y unidad deseada = cantidad dada x Factor(es) de conversión

Profe. Y eso me lo

debo aprender de

memoria

Unidades utilizadas en el factor de conversión:

1 milla = 1, 609Km

1 libra (lbm)= 453,6g

1kg= 1000g

1 cal= 4,184J

1h= 60 min

1min= 60 seg

1 pie= 12 pulg

1 m= 100cm o 1x1000 mm

1 pulg= 2,54cm

1mol= 6,02x1023 (partículas, moléculas, átomos, iones, electrones, fórmula unitaria)

La idea, no es saberse esas cantidades de memoria, lo

ideal es que sepas utilizar dicha información, porque no

ganas nada que te aprendas algo, y no sepas aplicarlo.

Ustedes casi a diario utilizan el factor de conversión en nuestra

economía cuando te dan un precio en dólares pero lo que tienes es bolívares

para pagar la mercancía, ustedes revisan en cuanto cotiza el dólar y aplica su

conversión para saber cuánto van a pagar.

Ejemplo: ¿A cuántos kilómetros equivale una distancia de 259millas?

Datos:

La cantidad dada es 259 unidad millas

La cantidad deseada= x? y la unidad deseada es Km

Factor de conversión= 1,609km

Aplicamos la formula sería:

Profe. Y eso ¿cómo

lo aplico en química?

259 millas x 1,609 Km luego se simplifican las unidades que multiplican con las que dividen 1 milla y se aplica la operación matemática. Multiplicamos 259x 1,609 kg y lo dividimos entre uno dos da como resultado = 416,73 km. En otras

palabras 259 millas equivalen a 416,73km.

En otro caso seria, se tiene 2,57 libras de masa de una fruta cuantos kilogramos será la masa de

dicha fruta:

Es nuestro caso la unidad deseada es los Kg,

La cantidad dada es 2,57 y la unidad dada es libra.

Factor de conversión.

1lbm= 453,6g

1kg= 1000g

Debemos utilizar dos factores de conversión ya que de libra no se puede pasar directo a

kilogramos.

2,57 lbm X 453,6g X 1 kg se produce a simplificar las unidades iguales y luego se 1 lbm 1000g realiza la operación matemática. 1165,75g x Kg = 1, 16575 kg aplicando ley de redondeo queda en 1,65 kg. 1000g

Otras de las relaciones, utilizadas para la conversión de energías

empleadas en química son.

La caloría. Está se define como la cantidad de

calor necesaria para subir en un grado Celsius (1°C)

la temperatura de un gramo de agua pura (1 g de H2O)

La unidad del S.I para el calor y energía es el Joule (J)

Un ejemplo de conversión de unidades de energía sería un desayuno

conformado con cereal, leche y jugo de naranja, el cual contiene 230

kilocalorías nutricionales. ¿Cuánta energía en Joule suministraría este

desayuno saludable?

Debemos observar que datos no están dando y ver que factor de conversión se

utilizaría considerando la siguiente tabla de conversión

Para resolver el ejercicio:

1. Se debe ver los datos que nos están dando para ver que tenemos y lo que nos piden.

Datos.

230 kilocalorías.

Cantidad de energía= Joule (J)?

2. Procedemos a utilizar el factor de conversión más apropiado.

230kcal x1000cal = 2,3x105cal ahora debemos convertirse a Joule 2,3x105cal x 4,184 J = 9,6x105 J 1kcal 1 cal Esto quiere decir que 230 kilocalorías son equivalente a 9,6x105 joule

Igualdad

Factor de conversión.

1J= 0,2390 cal

1J 0,2390cal

0,2390 cal

1J

1cal = 4,184J

1Cal 4,184J

4,184J 1Cal

1kJ

1KJ 1000J

1000J

1KJ

1000 Cal = 1 kcal.

1000cal 1kcal

1kcla

1000cal

Ejercicios complementarios para practicar en casa y desarrollar nuestras

habilidades cognitivas.

1. Una fruta y una barra de chocolate contiene 142 Kcal nutricionales,

convierte esta energía en calorías.

2. Una reacción exotérmica libera 86,5KJ ¿Cuántas kilocalorías se liberan?

3. Si en un proceso endotérmico absorbe 256J ¿Cuántas kilocalorías se

absorben?

4. Cuantas libras están presente en 2450 miligramos.

5. 135 metros cuantos equivaldrá en pie.

Saber aplicar el factor de conversión nos facilita entender los cálculos estequiométrico que

veremos más adelante ahora repasaremos como se calcula la masa molar (M) o Peso Molecular

(PM). Para luego proceder a convertirlos en moles y después utilizando el número de Avogadro

realizamos las otras conversiones necesarias para realizar cálculos químicos.

Ahora entrando en materia química:

El mol es la unidad básica del S.I utilizada para medir la cantidad de una sustancia,

presente en los compuestos. El cual se explicara más adelante.

Masa Atómica Relativa Promedio Ar (E): se conoce con el nombre de masa atómica y se designa

mediante el símbolo Ar (E), donde la E es el símbolo del elemento, los valores para Ar(E) están

tabulados en la tabla periódica.

Por otra parte, encontramos que el número de Avogadro se representa con la letra L o NA,

cuando la masa atómica, Ar(E) se expresa en gramos (g) obtenemos la masa atómica relativa

promedio gramo o simplemente masa atómica gramo. La masa atómica gramo No es la masa

promedio de un átomo expresada en gramos, sino, la masa de un número muy grande de átomos

de ese elemento.

Este número de átomos es igual a 6,02x1023 este número es igual a (602 seguido de 21 ceros) en

602 000 000 000 000 000 000 000

Este número se llama así en honor al físico y químico italiano Amedeo Avogadro.

La masa molecular relativa (Mr) y masa Molar (M): es la masa que se expresa en

gramos (g), la masa molar (M), para los compuestos iónicos y moleculares. O también

conocido peso molecular o masa molar.

El peso molecular se calcula mediante la siguiente fórmula.

PM= Na X PA (g/mol)

PM = peso molecular

Na=números de átomos

PA = peso atómico o masa atómica la cual sale en la tabla periódica.

Los números de átomos se obtienen de la multiplicación del coeficiente por el subíndice.

El subíndice indica el número de moles de átomos del respectivo elemento dentro de la

molécula del compuesto, o visto desde un punto de vista más sencillo, representa la cantidad

relativa de átomos del elemento correspondiente en una molécula del compuesto. Cuando “No

hay” subíndice, la cantidad relativa de átomos es igual a uno.

Pasos para determinar el peso molecular:

1. Se escribe en lenguaje químico el compuesto dado.

2. Separa cada uno de los elementos en forma vertical

3. Se determina el número de átomo de cada elemento, el cual se obtiene por la

multiplicación del coeficiente por el subíndice.

4. Luego se busca la masa atómica de cada elemento en la tabla periódica.

5. Se procede a multiplicar el número de átomo de cada elemento por su masa atómica.

6. Por último, se suman todas las multiplicaciones, dicho resultado es el peso molecular del

compuesto. Expresado siempre en (grs/mol)

Calcular cual es el peso molecular del dicromato de potasio.

Profe. Y para ¿qué

me sirve eso en

química?

Primero se escribe en lenguaje químico el dicromato de potasio K2Cr2O7

Utilizando la formula PM = NA x PA (grs/mol)

PM

NA

PA (g/mol)

multiplicación

K 2 39 78 g/mol

Cr 2 52 104g/mol

O2 7 16 112g/mol

PM K2Cr2O7 294 g/mol

En el caso de la masa relativa seria 294 u representa la masa de una molécula de dicromato de

potasio. Y por otro lado el valor de 294 g Para la masa molar (M) indica la masa de 6,02x1023

moléculas.

El peso molecular o masa molar nos sirve para determinar

los moles que contiene un compuesto químico.

Debemos tener claro que el medio ambiente y nosotros

mismo estamos formados por materia, y la materia es

todo aquello que tiene masa, ocupa un lugar en el

espacio en pocas palabra posee volumen.

Y si se acuerdan que la masa es la cantidad de materia que posee un cuerpo, esta se

representa con la letra m y se mide con instrumento llamado Balanza. La unidad

básica de la masa en el S.I es el Kilogramo (Kg), pero la unidad de masa de mayor uso

en química es el gramo (g). Por tal razón debemos recordar que para transformar de

kilogramos a gramos debemos multiplicar por mil ya que 1 kg = 1000 g, en caso

contrario si voy a transformar de gramos (g) a kilogramos (kg) dividimos entre 1000.

También recuerden que la masa de un material es constante, no cambia, ya sea que

se mida en Venezuela o en México, o aún en la luna, además deben recordar que masa y peso no

son lo mismo, ya que, el peso es la fuerza con que la tierra atrae a los materiales, se mide en un

instrumento llamado dinamómetro, este se expresa en Newton (N) y varía con la latitud.

Por todo esto, tenemos que un mol es aquella cantidad de sustancia que

contiene el mismo número de unidades elementales de (átomos, moléculas,

fórmulas unitarias, iones, electrones, protones, entre otros) que equivalen a

0,012Kg de carbono 12 12C átomos exactamente. Obtenido de forma

experimental, utilizando difracción de rayos X y otros métodos, se ha

Profe. Y eso se hace

¿con que fin?

encontrado que él número de átomos presentes en exactamente 0,012Kg de carbono 12 (12C) es

de 6,02x1023 átomos.

Por esta razón tenemos que un mol (1) equivale a 6,02x1023

1mol = 6,02x 1023 (átomos, moléculas, fórmula unitaria, iones, electrones,

partículas, protones, entre otros) todo va depender del enunciado que me den

en el ejercicio utilizaría la unidad del mol, ya que sabemos que siempre va

hacer 6,02x1023

Los moles se representan con la letra n y su fórmula para calcularlo es: n= m/ PM

n= mol, m =masa del compuesto expresada en gramos (g), PM es el peso molecular expresado en

g/mol

n= g se simplifica las unidad de gramos y queda la unidad en mol. g/mol (n= mol) Por otro lado, es recomendable tener claro los siguientes términos de

unidad:

1. Las unidades de la masa atómica gramo son= g.(mol de átomos)-1 o g. mol-1 = (g/mol)

2. Las unidades de la masa molar (M) son= g. ( mol de moléculas)-1 o g.mol-1 = ( g/mol)-1

Eso es otra forma de expresar las unidades

aplicando las leyes de la potenciación, se utiliza

cuando conoces la masa en gramos, m (g) de un elemento y su

masa atómica en gramo, entonces la cantidad del elemento

expresada en moles de átomos (n) se calcula aplicando la siguiente

relación:

n= masa en g Masa atómica en gramo (g.mol-1)

Si se trata de un compuesto es necesario conocer la masa molar (M)

n= masa en g M (g.mol-1)

El número de partículas contenidas o equivalentes a una cantidad de sustancia diferente a 1 mol se representa con N.

Ahora veremos cómo transformamos la masa de un compuesto a moles.

1. Calcular ¿cuántos moles están presente en 250 mililitros de agua?

Datos.

n=? mol

v= 250ml

Para calcular los moles necesitamos que la masa este expresada en gramos (g) en este caso

utilizaremos la densidad del agua que es 1 g / ml para poder transformar de volumen a masa ya

que recordando, en propiedades característica de los materiales la masa se puede determinar,

cuándo se conoce el volumen y la densidad del compuesto, m = D.V

Sustituyendo los valores tenemos que m= 1 g/ml. 250ml quedando como resultado que la masa

del agua es 250gramos.

Ahora para calcular los moles del compuesto utilizamos la siguiente fórmula n= m/ pm, como el

ejercicio no nos dieron el peso molecular procedemos a calcularlo.

1. Primero escribimos en lenguaje químico el compuesto H2O y aplicamos todos los pasos

explicado anteriormente.

PM

NA

PA (g/mol)

multiplicación

H2 2 1 2g/mol

O2 1 16 16g/mol

PM H2O 18g/mol

Ya obtenido el peso molecular del compuesto en este caso el agua, procedemos a calcular los

moles representado con la letra n.

n= m/ PM n= 250g / 18 (g.mol-1) n= 13,89mol.

Conclusión: La cantidad de moles presente en 250ml de agua es de 13, 89centesimas de mol.

Profe. Y en ¿qué momento

se aplica el número de

Avogadro?

Eso lo utilizaremos cuando vayamos a transformar la masa a

partículas u otras unidades químicas ya

nombrada con anterioridad, o viceversa, si

tenemos esas unidades y queremos saber la masa en gramos

que representa. Podemos utilizar la siguiente conversión.

Masa divide n multiplica 6,02x1023 (partículas, átomos, moléculas, iones,

electrones) y si es en caso contrario tenemos.

Masa multiplica n divide 6,02x1023 (partículas, átomos, moléculas, iones,

electrones)

Una vez aclarado como se calcula los moles, procederemos a transformar los moles

utilizando el número de Avogadro.

Calcular cuantas partículas están presentes en una molécula de fosfato de sodio, si

esta contiene 85,70 gramos de fosfato de sodio.

Datos:

La sustancia la debemos escribir en lenguaje químico fosfato de sodio, tomando en cuenta la tabla

de los radicales de la sales podemos observar que el radical fosfato es PO4-3 y el sodio Na, la sal

queda Na3PO4

M= 85,70 g Na3PO4

PM o M=? g/mol

n= ?mol

1 mol = 6,02x1023 partículas, ya que esto es lo que nos están pidiendo en el ejercicio la unidad del

número de Avogadro se utiliza de acuerdo al enunciado del ejercicio.

Lo primero que vamos hacer es calcular el peso molecular o masa molar como la señalan algunas

fuentes bibliográficas.

PM

NA

PA (g/mol)

multiplicación

Na 3 23 69 g/mol

P 1 31 31g/mol

O2 4 16 64g/mol

PM Na3PO4 164g/mol

Profe. Pero eso no igual al que

usted hizo, y de paso, está

pidiendo la masa en kg ¿cómo se

resuelve? ¡Explíquelo, por favor!

Una vez calculado el peso molecular, procedemos a calcular los moles presente en dicho

compuesto

n=masa del compuesto dado en el ejercicio, la cual siempre debe estar expresada en gramos (g) /

PM cuya unidad es (g/mol).

n= 85,70g / 164g.mol-1 n= 14054 mol una vez obtenido los moles procedemos a utilizar el

factor de conversión utilizando el número de Avogadro. Y visualizando la regla de conversión

observamos que el resultado de los moles lo debemos multiplicar por el número de Avogadro.

14054,8 moles . 6,02x1023 partículas = 8,46x1027 se toma como resultado dos décimas tomando en 1mol cuenta el tercer número para aplicar la ley de redondeo. Una vez resuelto el ejercicio procedemos hacer nuestra conclusión diciendo que 85,70 gramos de fosfato de sodio equivale a 8,46x1027 centésimas de partículas de fosfato de sodio. 2. Ejercicio cual será la masa en kilogramos (Kg) que estarían

presente en 6,09x1024moléculas de fosfato de aluminio.

Vamos a utilizar, el mismo factor de conversión la única diferencia

es que vamos a partir del número de Avogadro para conseguir los

moles, y utilizando la fórmula de moles (n) n= m / PM despejamos

la fórmula de masa tenemos que m= n x PM aquí como la masa nos

va a quedar en gramos debemos utilizar un factor de conversión que me sirva para transformar de

gramos a kilogramos.

Datos:

M = ¿kg?

6,09X1024Moléculas de Al3(PO4)3

PM= ¿g/mol?

n= ¿moles?

Como sabemos que 1mol= 6,02x1023 (partículas, moléculas, iones, formula unitaria, entre otras),

podemos conseguir lo moles utilizando el factor de conversión.

6,09x1024 moléculas de Al3(PO4)3 . 1mol = 10,11627907moles 6,02x1023moléculas Aplicando la ley de redondeo nos queda en 10, 12 moles esto debido a que después del segundo

uno le sigue un número mayor que cinco, por ende el número a redondear debe pasar a su

número superior inmediato.

Profe. En el caso de que la

muestra este en estado gaseoso se

aplica el mismo valor del mol

Ya obtenido los moles podemos calcular la masa según la fórmula m= n x PM, pero como no nos

dieron el peso molecular debemos calcularlo.

PM

Na

PA (g/mol)

multiplicación

Al 3 27 81 g/mol

P 3 31 93g/mol

O2 12 16 192g/mol

PM Al3(PO4)3 366g/mol

Ya obtenido el peso molecular o masa molar procedemos a calcular la masa.

m= 10,12 moles. 366 g.mol-1 m= 3703,92 gramos pero como no están pidiendo la masa en

kilogramos aplicamos el siguiente factor de conversión:

m= 366 g . 1 kg m= 0,37 Kg aplicando la ley de redondeo. 1000 g

Como conclusión tenemos que 6,09X1024Moléculas de fosfato de aluminio [Al3(PO4)3] equivalen

a 0, 37centesimas de kilogramos de fosfato de aluminio.

No, se ha demostrado experimentalmente que un

mol de una sustancia en estado gaseoso y en

condiciones normales de temperatura y presión (CN)

ocupa un volumen de 22,4L este valor se denomina volumen molar (VM)

Se entiende por condiciones normales de temperatura y presión (CN) lo siguiente.

1. Temperatura igual a 0°C = (273 K)

2. Presión igual a 1atm (760mm de Hg)

Por ende un mol de gas en estas condiciones es de 22, 4 L/mol de moléculas.

VM =22,4L.mol-1

Partiendo de lo anterior señalado tenemos que un mol de moléculas en estado gaseoso ocupa el

volumen de 22,4L en CN, entonces 6,02x1023moléculas del gas CN, están presentes en este

volumen.

Resolvamos el siguiente ejercicio.

1. Si 2,73gramos de acetileno ocupa un volumen de 2,35L en CN, ¿cuál será su

masa molar o peso molecular?

En este caso, trabajaremos con el factor de conversión de los gases en condiciones

normales Vo el volumen inicial representa el volumen en CN.

Datos.

La sustancia es el acetileno

m= 2,73g

V0= 2,35L

Factor de conversión VM= 22,4L.

Tomando como referencia los datos que nos diera obtenemos los siguientes factores de

conversión

2,73g = f1 o 2,35 L = f2

2,35 L 2,73 g

Aplicando el factor de conversión de VM en CN tenemos 1mol = f1 o 22,4L =f2 22,4L 1mol Para resolver el ejercicio se debe seleccionar los factores de conversión que introduzca la unidad

de mol y se pueda eliminar los litros (L) ya que la masa molar o el peso molecular debe quedar

expresado en g/mol o g.mol-1 utilizando la regla exponencial.

En tal sentido se resuelve el ejercicio aplicando la siguiente expresión

PM o M (g/mol) = 2,73 g x 22,4 L = aplicando multiplicación de fracciones nos queda. 2,35 L 1 mol M= 61,15 g M= 26,02 g/mol 2,35mol

Como conclusión tenemos que 2,73 g de acetileno ocupa un volumen en condiciones normales de

2,35L, tiene una masa molar de 26,02 centésimas de gramos sobre mol.

2. ¿Qué cantidad de cloro gaseoso (Cl2) expresado en moles de moléculas hay en 6,35L de Cl2

en CN?

Datos:

Vo= 6,35 L

VM= 22,4L. mol-1

nCl2= ¿?

Se resuelve como el caso anterior en este caso donde n (moles) debemos utilizar el factor de

conversión apropiado que me permita eliminar los litros (L) y me quede la unidad de mol.

n= 6,35 L x 1 mol n= 6,35 mol n= 0,28 moles de moléculas de cloro gaseoso. 22,4 L 22,4

3. Calcular cual es el volumen en CN (Vo) que ocupa4,35x1022 moléculas de metano (CH4) Datos: N= 4,35X1022Moléculas

L O NA= 6,02x1023 moléculas. Mol-1

VM = 22,4 L. mol-1

Se seleccionan los factores de conversión necesaria para resolver el ejercicio, igual como se hizo

en el primero, debemos recordar que necesitamos que nuestro volumen inicial (vo) quede

expresado en L

Como necesito eliminar las moléculas utilizo el factor de conversión que tenga moléculas, en el

que dicha unidad debe quedar en la parte del denominador para poder simplificarla, y la unidad

me quede en mol; es por eso que utilizamos el siguiente factor de conversión.

1 mol y el otro seria VM = 22,4 L 6,02x1023 moléculas 1 mol Resolviendo el ejercicio quedaría de la siguiente manera: 4,35x1022 moléculas x 1 mol x 22,4 L = 9,74x1023L =1,62L 6, 02x1023moléculas 1 mol 6,02x1023

En la vida siempre se presentan obstáculos, lo importante

no es esquivarlos sino superarlos para conseguir la meta

trazada…

Actividad de Evaluación

Actividad de evaluación:

Trabajo de producción escrita con la

resolución de ejercicio en una hoja o

cuaderno para entregar en el aula

virtual.

Criterios de evaluación:

La evaluación debe estar identificada con sus

nombres, apellidos, año, sección.

Producción en el cuaderno, deben tomarle la foto

enviarlo al aula virtual.

Se evaluará el lenguaje químico y procedimientos.

Ponderación de cada ejercicio es de 0,6 puntos. Total

a evaluar 3 puntos.

RESOLVER LOS SIGUIENTES EJERCICIOS

1.- Calcula la masa molar o (PM) para los

siguientes compuestos inorgánicos:

a. Tres moléculas de carbonato de calcio.

b. Una molécula de hidróxido de magnesio.

c. Dos moléculas de perclorato de aluminio.

2.- Transforma las siguientes unidades químicas:

a. ¿Cuántas partículas están presentes en

1,65 kg de nitrato de plata?

b. ¿Cuántos moles están presente en

6,09x1023 fórmula unitaria de ácido

fosfórico?

c. ¿Cuántos gramos de cloruro de aluminio

están presente en 2,35x1024 átomos de

cloruro de aluminio?

d. ¿Cuántos moles están presente en

3459,54 mg de tetraoxoclórato (VII) de

hidrógeno?

3.- ¿cuál es la masa molar (M) o PM de un gas, si

5,72g de él, ocupa un volumen de 3,30 L en CN?

4.- ¿Calcula la cantidad de sustancia expresadas

en moles de moléculas de nitrógeno (N2), que hay

en 45 L de N2 en CN? ¿Cuántas moléculas de N2

están presentes?

5.- Calcula la masa de metano (CH4) que hay en

6,50L de metano en CN

Área: Química Estequiometria de la sustancia

Semana: Fecha: //2020

Glosario de término:

Mol. Es la unidad básica del S.I

utilizada para medir la cantidad

de una sustancia.

Fórmulas: son representaciones

gráficas de la composición

cualitativa y cuantitativa de la

molécula de una sustancia

simple (formada por átomos

iguales), o compuesta (formadas

por átomos diferentes.)

Símbolo: gráfico convencional

que representa en química a un

elemento.

Enlace:

La estequiometria describe

un proceso, con el fin de

conocer los cálculos de

dichos procesos, esto

puede utilizarse en un

laboratorio, más

comúnmente en la

industria, generalmente

para obtener una cantidad

de producto sabiendo si es

rentable o no y comenzar

a preguntarnos cuanta

cantidad de reactivos son

necesarios para la

producción.

Unidad II

En esta oportunidad estudiaremos la

estequiometria de la sustancia, la cual

está conformada por la composición

centesimal, la formula empírica,

fórmula molecular, y la definición de

la fórmula molecular.

Profe. ESO SE APLICA

¿CÚANDO O

DÓNDE.?

La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de

masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química).

También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la

composición de mezclas químicas.

En otras palabras, es el estudio de las relaciones cuantitativas presentes en una

sustancia, en esta ocasión estableceremos como determinaremos la composición

centesimal, fórmula empírica y molecular de una sustancia.

La composición centesimal ayuda a los químicos analíticos a identificar y medir

los elementos y compuestos que forman una sustancias, ellos determinan la

composición de la materia prima usada en la manufactura además ayudan a

los médicos en el diagnóstico de enfermedades.

La composición centesimal: nos permite determinar el porcentaje de cada uno de los elementos

en 100u o en 100g del compuesto.

¿Qué significa

Porcentaje?

El porcentaje lo que significa parte por cien,

por ejemplo, si en el colegio el 45% de los

estudiantes son niñas, esto indica que de

cada 100 estudiantes 45 son niñas y el resto

son varones

Profe. ESO TIENE

ALGUNA FÓRMULA

PARA CALCULARLO.

Si, para determinar la composición centesimal de la sustancia

utilizaremos la siguiente fórmula:

% de X= contribución de X a la masa molecular relativa x 100 Masa molar (M) o PM Un ejemplo muy particular es determinar la composición centesimal del agua

sabemos que está conformada por hidrógeno y oxígeno, pero necesitamos determinar en

porcentaje (%) la cantidad de elemento presente por cada parte de cien.

Para esto lo primero que vamos hacer es escribir en lenguaje químico el compuesto en

nuestro caso es el agua.

H2O una vez escrito determinamos su peso molecular que viene siendo su misma masa molar. Y de

allí procedemos a determinar, cuál es el % de hidrogeno y % oxígeno presente en la sustancia.

PM

NA

PA (g/mol)

multiplicación

H2 2 1 2g/mol

O2 1 16 16g/mol

PM H2O 18g/mol

Ya obtenido el peso molecular determinamos la composición centesimal de la sustancia de cada

elemento.

% de (E)= masa molecular relativa del hidrogeno x 100% Peso molecular de la sustancia

% de (H2)= 2 g/mol x 100% la masa molecular relativa del elemento se obtiene de la multiplicación 18g/mol del número de átomos presente en el elemento por su masa molar obtenida en la tabla periódica. % de (H2)= 2 g/mol x 100% % de H2 = 0,1111 x100 en el resultado de la divición tomamos 18g/mol cuatro decimales aplicando la ley del redondeo en la diezmilésima para que en el momento de la multiplicación me quede dos decimales ya que la sumatoria final de debe dar 100% % de H2 = 11,11% % de (O2)= 16 g/mol x 100% % de O2 = 0,8889 x100 % de O2 = 88,89 18g/mol

Profe. Eso es lo que trae los productos

en la etiqueta, cuando nos señala la

información nutricional

Profe. Pero eso no es igual como el que

usted acaba de explicar

En conclusión podemos decir que la composición centesimal del agua está conformada por 11,

11% de Hidrógeno, y 88,89% de oxígeno.

Ahora ustedes resuelvan el siguiente ejercicio,

experimentalmente se determinó que 15 g de metal se combina

con 98g de oxígeno, para formar 113g de óxido de metal. Calcular

la composición centesimal del compuesto.

Si, se puede resolver, saca los

datos y veras que es más fácil

Datos: masa del metal= 15g en este caso, no debemos sacar el peso molecular Masa del oxígeno= 98g ya que usted, nos está dando la masa de cada uno de los Masa del óxido= 113g elementos presente en la sustancia y la masa total, procederemos a resolver el ejercicio aplicando la fórmula. % del metal= 15 g x 100% % del metal = 13,27 % 113g % del oxígeno= 98 g x 100% % del oxígeno = 86,73 % 113g

Ahora calculemos la composición centesimal del carbonato ácido de sodio,

conocido como bicarbonato de sodio, es un ingrediente activo en algunos

antiácidos para aliviar la indigestión su lenguaje químico es NaHCO3

Como sólo tenemos el lenguaje químico, procederemos

a calcular el peso molecular y la masa molecular

relativa.

Datos.

Na=? % H2=? % C=? % O=? %

1. Se determina la masa de cada elemento y la

masa molar del compuesto.

2. Se procede a determinar el porciento por

masa de cada elemento, dividiendo la masa

relativa del elemento entre la masa molar de

la sustancia y multiplicado por 100

PM

NA

PA (g/mol)

multiplicación

Na 1 23 23g/mol

H 1 1 1g/mol

C 1 12 12g/mol

O 3 16 48g/mol

PM NaHCO3 84g/mol

En conclusión, podemos decir que la composición

centesimal de dicho óxido está formado por 13,27%

del metal y 86,73% de oxígeno

Vieron que fue muy fácil, ya para finalizar resolvemos otra

ejercicio con otra sustancia diferente que presente más

elementos

% Na= 23g/mol x 100% = 27,38% de Na 84g/mol % H2= 1g/mol x 100% = 1,19% de H2

84g/mol % C= 12g/mol x 100% = 14,29% de C 84g/mol

Como conclusión tenemos que el porciento de

composición del carbonato ácido de sodio, utilizado

en los antiácidos para aliviar la indigestión está

conformado por 27,38% de sodio, 1,19% de

hidrógeno, 14,29% de carbono y 57,14% de oxígeno,

si sumamos estos porcentaje nos arroja un 100%

como resultado.

Glosario de término:

Fórmulas: son representaciones

gráficas de la composición cualitativa y

cuantitativa de la molécula de una

sustancia simple (formada por átomos

iguales), o compuesta (formadas por

átomos diferentes.)

Fórmula empírica: es la fórmula más

sencilla que se puede escribir para un

compuesto.

Fórmula estructural: es la fórmula que

muestra el arreglo relativo de los

átomos en la molécula.

Fórmula molecular: es la fórmula que

indica la composición real de una

molécula.

Ya aclarado la composición centesimal, y como se calcula los moles y masas molares

procederemos a explicar lo que es un fórmula empírica, estructural y molecular además

como se obtiene y para qué sirve.

La fórmula empírica, mínima, simplificada, unitaria: es la

fórmula más sencilla que se puede escribir para un compuesto.

Es la razón molar con el número entero más pequeño de los

elementos y puede ser igual o no a la fórmula molecular real. Si

las dos fórmulas son diferentes, la fórmula molecular siempre

será un múltiplo simple de la fórmula empírica.

Profe. Y para que me

sirve la fórmula

empírica.

Estas nos permiten determinar el lenguaje químico del compuesto, a partir de su

porciento de composición, con estos datos, los usamos para establecer el número

entero más pequeños de las razones molares de los elementos del compuesto y una

vez establecida la fórmula empírica podremos comprobar si es la misma fórmula

molecular

Ya vamos a resolver un ejercicio y verás que es muy fácil de hacer,

pero es necesario que te acuerdes de todo lo visto anteriormente ya

que, los contenidos de química es una secuencia, acá debes saber

calcular los moles los cuales se representa con la letra n y su

fórmula

n= masa/masa molar del compuesto o elemento, en este caso se va a calcular los moles con la

masa molar de cada elemento presente en el compuesto.

Ejemplo.

El acetato de metilo es un disolvente de uso común en las pinturas, tintas y adhesivos, cuál será su

fórmula empírica, si en análisis químico se determinó que está conformado por 48,64% de

carbono, 8,16% de hidrógeno y 43,20% de oxígeno.

1ro establecemos los datos que nos están dando, estos los debemos colocar en el mismo orden

que nos dicten en el ejercicio. Ya que en la fórmula empírica vamos es a determinar el subíndice

que tiene cada elemento en el compuesto y esto se logra por medio de las razones molares.

2do es calcular los moles que están presentes en cada elemento presente en el compuesto.

n= masa (g) del elemento masa molar del elemento

¿Cómo así profe? No entiendo.

3er se determina la razón molar de cada elemento, está se logra dividiendo los moles obtenido de

cada elemento entre el mol más pequeño obtenido en el segundo paso, y este se divide entre sí

mismo.

4to si todos los números nos dan un número entero, o tienen un decimal mayor que cinco se

redondea dicho número a su superior inmediato, y nos da un número decimal menor que cinco el

número entero queda igual, en caso contrario que nos quede un decimal 5 debemos multiplicar

todas las razones de cada elemento por 2 y el resultado final de dicha multiplicación es los

subíndice de cada elemento

5to se obtiene la fórmula empírica del compuesto.

Aclarado esto procedamos a resolver el ejercicio:

El acetato de metilo es un disolvente de uso común en las pinturas, tintas y adhesivos, cuál será su

fórmula empírica, si en análisis químico se determinó que está conformado por 48,64% de

carbono, 8,16% de hidrógeno y 43,20% de oxígeno.

Datos: masa molar (PA) se consigue en la tabla periódica

C= 48, 64% = 48,64grs C= 12 grs/mol

H= 8, 16% = 8,16grs. H= 1 grs/mol

O=43, 20%= 43,20grs. O= 16 grs/mol

La fórmula empírica estaría estructurada de la siguiente manera CxHxOx x son los valores que

determinaremos en la razón molar.

nc= 48,64grs nc=4,05mol

12grs. Mol-1

nH= 8,16grs nc=8,16mol 1grs. Mol-1

nO= 43,20grs nc=2,70 mol 16grs. Mol-1

Ya determinado los moles de cada elemento, procederemos a calcular la razón molar (RnE) de cada elemento presente en el compuesto. Acá vemos quien tiene la menor cantidad de moles

Rnc= 4,05mol nc=1,50 2,70 Mol

RnH= 8,16mol nc= 3,02 = 3 2,70Mol

RnO= 2,70 mol nc=1 2,70. Mol

Ya con estos determinamos la razón molar la cual quedo (1,50: 3: 1) como tenemos un decimal

cinco debemos multiplicar por dos toda la razón molar 2 x (1,50: 3: 1) quedando como resultado

(3: 6: 2), de aquí tenemos que la formula empírica del acetato de metilo se representa en lenguaje

químico

CXHXOx sustituyendo las x por los números enteros obtenidos en la razón molar de cada elemento

nos queda que dicha fórmula empírica es: C3H6O2

Su fórmula estructural es donde se señala los enlaces carbono – carbono.

Otro ejercicio para entrar a la fórmula molecular. Estos guardan mucha relación ya que se aplican

al principio el mismo procedimiento.

Ejercicio: cuál será la fórmula empírica del propano un hidrocarburo, formado únicamente por

carbono e hidrógeno, un análisis químico arrojo que está formado por 81,82 gramos de carbono y

18,18 gramos de hidrógeno

Datos: masa molar C= 81,82grs 12grs/mol H= 18,18 grs 1grs/mol Calculamos los moles de cada elemento

nC= 81,82grs nC= 6,82mol 12grs. Mol-1

nH= 18,18grs nH= 18,18mol 1grs. Mol-1

Ya obtenido los moles determinamos la razón molar RnE

RnC= 6,82 mol nAl=1 6,82 Mol

RnH= 18,18mol nS= 2,67 se aplica ley de redondeo ya que el seis es mayor 5 = 3 6,82Mol

Esto nos da como razón molar (1: 3) como no tenemos decimal cinco ya llegamos a los subíndices

de la fórmula empírica la cual queda: CH3

Te puedes sorprender saber que dos o más sustancia con propiedades

claramente diferenciadas pueden tener el mismo porciento de composición y

la misma fórmula empírica,

Y ¿Cómo es posible eso profe?

Recuerda que los subíndices de una fórmula empírica indican las razones molares de

los elementos del compuesto, con el entero más pequeño. Sin embargo, la razón más

simple no siempre indica el número real de moles del compuesto. Para indicar un

nuevo compuesto, un químico debe ir un paso a delante y determinar la Fórmula

molecular.

1er debemos calcular la FM de la sustancia con los pasos explicados en los ejercicios anteriores.

Una vez determinada la fórmula empírica determinamos n*

n*= masa molar de la fórmula empírica

masa molar experimental dada en el ejercicio

Si n* es igual a uno quiere decir que la formula molecular es la misma fórmula empírica.

La fórmula molecular: es la que especifica el número real de átomos de cada elemento

en una molécula o fórmula unitaria de la sustancia.

Para determinar la formula molecular establecemos la siguiente formula.

Fórmula molecular (FM) = (Fórmula empírica (FE)n*

Ejercicio para determinar la fórmula molecular.

El ácido succínico es una sustancia que producen los líquenes, estos se encuentran en la

naturaleza en fósiles, hongos y líquenes, este ácido producido comercialmente sirve para fabricar

compuestos usados en perfumes (ésteres) y en lacas y colorantes, el análisis químico indica que

está compuesto por 40,68% de carbono, 5,08% de hidrógeno y 54,24% de oxígeno y muestra una

masa molar de 118,1 grs/mol. Determina las Formula empírica y molecular del ácido succínico

Datos: masa molar

C = 40,68grs 12grs

H= 5,08grs 1grs

O=54,24gr 16grs

Masa molar= 118,1grs/mol del ácido succínico.

El primer paso que debemos hacer es calcular los moles de cada elemento.

nc= 40,68grs nc=3,39mol 12grs. Mol-1

nH= 5,08,grs nc=5,08mol 1grs. Mol-1

nO= 54,24grs nc=3,39 mol 16grs. Mol-1

Ya determinado los moles de cada elemento, procederemos a calcular la razón molar (RnE) de cada elemento presente en el compuesto. Acá vemos quien tiene la menor cantidad de moles

Rnc= 3,39mol nc=1 3,39 Mol

RnH= 5,08mol nc= 1,50 3,39Mol

RnO= 3,39 mol nc=1 3,39. Mol

Nuestra razón molar del ácido succínico es (1: 1,5: 1) como tenemos un decimal 5 multiplicamos

por 2 toda la razón molar para obtener la fórmula empírica. 2x(1: 1,5: 1) =(2: 3: 2) quiere decir que

la fórmula empírica del ácido succínico es C2H3O2

Una vez obtenida la formula empírica se procede a calcular la masa molar o dicho de otras palabra

el peso molecular del ácido succínico para luego poder calcular el factor de n*

PM

NA

PA (g/mol)

multiplicación

C 2 12 24g/mol

H 3 1 3g/mol

O 2 16 32g/mol

PM C2H3O2 59g/mol

n*= masa molar experimental n*= 118,1grs/mol = 2.00 masa molar de la formula empírica 59grs/mol Una vez calculado el valor de n procedemos a calcular la fórmula molecular. FM= (FE)n* FM = (C2H3O2)2 el dos que esta fuera del paréntesis como subíndice debe

multiplicar cada uno de los subíndice de cada elemento, FM = (C4H6O4) esto nos demuestra que la

fórmula empírica no es la misma fórmula molecular.

Como conclusión tenemos que la fórmula empírica del ácido succínico que produce los líquenes es

C2H3O2 y su fórmula molecular es C4H6O4 este compuesto es para fabricar compuestos usados en

perfumes (ésteres) y en lacas y colorantes.

Para concluir, se presenta el siguiente esquema con los pasos para determinar las fórmulas

empíricas y moleculares a partir del porciento de composición o datos de masa. Como en otros

cálculos, la ruta va de la masa a moles debido a que las fórmulas se basan en los números relativos

de moles de los elementos en cada mol del compuesto.

Expresar por ciento por masa en gramos

Encontrar el número de moles de cada elemento

Porciento de

composición

Masa de

elementos

componentes

Masa de casa elemento Masa molar

Examinar la razón molar

Escribir la fórmula empírica

Determinar el entero que relaciona las fórmulas Empíricas y molecular

Multiplicar los subíndices por n

Escribir la fórmula molecular

Si todos son

números

enteros

Si no todos son enteros,

multiplicar por el factor más

pequeño par que permitirá

producir enteros

Fórmula empírica

Razón de moles de los elementos

𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

Masa de la formula empírica= 𝑛°

(Fórmula empírica)n

Fórmula molecular

Actividad de evaluación

Trabajo de producción escrita con la

resolución de problemas en una hoja o

cuaderno para entregar en el aula

virtual

Criterios de evaluación

La evaluación debe estar identificada con

sus nombres, apellidos, año, sección.

Producción en el cuaderno, deben tomarle

la foto enviarlo en el aula virtual.

Se evaluará el lenguaje químico, Orden,

Procedimiento y Responsabilidad.

Ponderación de cada ejercicio es de 0,5

puntos. Total a evaluar 3 puntos.

RESUELVE LOS SIGUIENTES PROBLEMAS

1. Se tiene un sólido azul el cual arrojó un análisis químico, donde señala que contiene 36,84grs de

nitrógeno y 63,16grs de oxigeno determina la fórmula empírica de dicho polvo.

2. Determina la fórmula empírica de un compuesto el cual contiene 35,98% de aluminio y 64,02% de

azufre.

3. El análisis químico de una sustancia usada en el fluido para revelado fotográfico indica una composición

química de 65,45% de carbono, 5,45% de hidrógeno y 29,095 de oxígeno. La masa molar de dicho

compuesto es de 110 grs/mol ¿determina su fórmula empírica y molecular?

4. Un líquido incoloro compuesto de 46,68% de nitrógeno y 53,32% de oxígeno, tiene una masa molar de

60,01g/mol ¿cuál es su fórmula molecular?

5. Determina la composición centesimal de los siguientes compuestos:

a. Fosfato de calcio.

b. Trioxoclorato(V) de hidrógeno

c. Perclorato férrico

d. Tetrahidróxido de plomo.

6. Calcula la masa molar molar o peso molecular.

a. Sacarina (C7H5NO3S)

b. Nitrato de amonio (NH4NO3)

Actividad de Evaluación

Unidad III

En esta unidad estudiaremos los

cálculos de los productos a partir de

las cantidades de reactivos dados,

utilizando ecuaciones químicas

balanceadas.

Área: Química Estequiometría de las Reacciones

Químicas

Semana: Fecha: //2020

Glosario de términos

Reactivo limitante: es el reactivo

que limita el grado de reacción y

por ende determina la cantidad de

producto formado.

Reactivo en exceso: son los

reactivos que permanecen después

que la reacción se detiene.

Rendimiento teórico: es la

cantidad máxima de producto que

se puede obtenerse a partir de una

cantidad dada de reactivo

determinada. Una reacción

química en la práctica rara vez

obtiene un rendimiento teórico al

100%.

Rendimiento real: es la cantidad de

producto que se obtiene realmente

cuando se realiza la reacción

química en un experimento.

Enlace:

Determinar las cantidades

necesarias de productos a

partir de las cantidades de

materias primas

disponibles en su empresa.

Como ya vimos al inicio en la clase de nivelación donde hablamos sobre las reacciones

químicas, y dijimos que si la madera arde, el hierro se oxida, la leche se agría, los seres

vivos se descomponen después de morir, son cambios que varían las propiedades

características de la materia y por esta razón la llamamos cambios químicos o reacción

química.

También hablamos que las ecuaciones químicas son representaciones

esquematizadas de las reacciones químicas, de la misma forma señalamos que las

ecuaciones de fórmulas están constituidas por símbolos, fórmulas y números

(delante de los símbolos, iones o fórmulas), llamados coeficientes.

Cuando delante de una especie química no se observe ningún número se entiende que el

coeficiente es uno.

Por otro lado, indicamos que su estructura está representado por:

1. Los miembros de la izquierda (primer miembro) contiene las sustancias

reaccionantes o reactivos, separados con el signo + si es necesario.

2. Los miembros de la derecha (segundo miembro) contiene las sustancias

resultantes o productos, separados por el signo + si es necesario.

3. La flecha dirigida desde los reactivos a los productos, significa produce y

sobre ella se colocan las condiciones de la reacción.

4. Los estados físicos de los reactivos y productos se colocan como

subíndices en el lado derecho y dentro de un paréntesis.

5. También se tienen otros símbolos como un triángulo que significa calor y

las flechas hacia abajo señala la formación de precipitado.

De la misma manera conversamos que el balanceo es un proceso de igualación de

las ecuaciones químicas, expresamos que la reacciones químicas ordinarias la

masa total de las sustancias reaccionantes es igual, a la masa total de los

productos formados (ley de la conservación de la masa). Por lo tanto, en toda ecuación química es

necesario igualar en los dos miembros, el número de cada átomo en particular (ley de la

conservación de los átomos). Y todo esto lo logramos por medio del balanceo o

igualación de las ecuaciones químicas.

Repasando nuevamente el procedimiento, tenemos que: este se basa en colocar

números (coeficientes) delante de cada especie química que interviene, (símbolo, ion o

fórmula), hasta lograr igualar a cada átomo en especial. Debido a esto, el procedimiento

se llama balanceo por tanteo, no debes preocuparte por si tienes que cambiar coeficientes de vez

en cuando, recuerda que para llegar al número deseado vas a pasar por varios durante el tanteo.

Para adquirir destrezas en el balanceo deben practicar varias veces verifiquemos si

prestaron atención a todas las clases ya vista.

a. KClO3 KCl + O2

b. C4H10 + O2 CO2 + H2O

c. KNO3 KNO2 + O2

La primera quedaría así profe:

KClO3 KCl + O2 profe aparentemente el potasio y el cloro están

balanceado pero el oxígeno no lo está, ya que en los reactivos el presenta

tres átomos de oxígeno, y del lado de los producto contiene solo dos

átomos, para balancear lo que hice fue agregar un tres como coeficientes

delante del oxígeno del producto y un dos en el compuesto que contiene el

oxígeno.

2KClO3 KCl + 3O2 y al colocar dicho número delante, se

alteraron las cantidad de potasio y cloro presente entonces para igualarlo le

coloque un dos delante del cloruro de potasio obtenido en los productos.

2KClO3 2KCl + 3O2 y de esta manera queda balanceada la

ecuación química.

2KClO3 2KCl + 3O2

Terminen de practicar en casa y verán excelente resultado en la asignatura, no dejes que tus

pensamientos irracionales te jueguen una mala pasada, diciendo que tú eres malo o mala para

los números.

Entrando en materia a lo que nos corresponde, la estequiometria estudia las

relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos cuando experimentan

cambios químicos.

Los cálculos estequiométrico tratan de las relaciones numéricas y operaciones

matemáticas entre reactivos y productos en las reacciones químicas, existen

diferentes métodos disponibles para resolver los problemas estequiometría, pero el

método molar es el más fácil y ya lo vimos en la conversión de unidades químicas

Pasos del método molar.

1. Calcular la cantidad de sustancia expresada en moles de las sustancias conocidas a partir de

las masas dadas.

n=m(g)/ M o PM(g.mol-1)

2. Determinar la cantidad de sustancia expresadas en moles, de las sustancias desconocidas,

utilizando los coeficientes que poseen los compuestos químicos involucrados en la ecuación

química balanceada.

3. Calcular la masa o el volumen(si se trata de un gas) de la sustancia desconocidas a partir de

los datos obtenidos en el paso dos.(2)

Nota: la cantidad de producto obtenido en una reacción se denomina rendimiento, y se llama

rendimiento teórico, estequiométrico o calculado, a la cantidad de productos que se obtienen

cuando los reactivos se agotan, sin que se pierdan productos durante su aislamiento.

Los diferentes tipos de problemas relacionados con el cálculo estequiométrico, se encuentra en las

siguientes clases:

a. Moles- moles = n – n

b. Masa –masa = m – m

c. Masa – volumen = m – v

d. Volumen – volumen= v - v

En la resolución de problemas con la unidad moles – moles (n-n), las cantidades

conocidas y las desconocidas, están expresadas en cantidad de sustancia en

moles, son problemas que se resuelven de forma directa aplicando el segundo

paso molar.

Ejemplo 1. Calcular la cantidad de moles de dióxido de carbono (CO2) que son

vertidos a la atmósfera, cuando se queman 2,4 moles de etano (C2H6) con el oxígeno

del ambiente. Teniendo la siguiente ecuación química del proceso.

C2H6 + O2 CO2 + H2O

Profe con esa ecuación, ya está lista para comenzar a resolver el

ejercicio

No primero debes asegurarte que la ecuación esta balanceada de ser

así, estarías lista para buscar los factores de conversión para realizar los

cálculos solicitados.

Si vemos a simple vista nos damos cuenta que la ecuación no está balanceada ya que

en los reactivos tenemos dos átomos de carbono y en los producto observamos que tiene un solo

átomo de carbono.

En los hidrógenos vemos que tienen seis átomos en la parte de los reactivos y en los productos

tenemos dos átomos, por ende, el oxígeno tampoco está balanceado.

C2H6 + O2 CO2 + H2O recordemos que primero se balancea el metal, luego el

no metal, de tercero el hidrógeno y por último el oxígeno, el cual nos quedara automáticamente

balanceado

2C2H6 + O2 4CO2 + H2O vemos que al colocar el dos se altera el hidrógeno en

los reactivos colocamos en la parte de los productos un seis como coeficiente.

2C2H6 + O2 4CO2 + 6H2O comprobando los oxígenos vemos que del lado de

los reactivos tenemos solo dos átomos de oxígeno, mientras que en el lado de los productos

tenemos ocho átomos de oxígeno más seis átomos del otro lado para darnos un total de catorce

átomos de oxígeno, por tal razón, debemos buscar un número como coeficiente que multiplicado

por el dos del subíndice del oxígeno en el área de los reactivos nos de catorce y dicho número

sería el siete (7)

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

Ya balancead la ecuación procedemos a buscar los factores de conversión de acuerdo a lo que nos

están dando y lo que queremos lograr.

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

Para el rendimiento teórico de esta reacción nos basamos en los 2,4 moles de C2H6 para luego

proceder a buscar los moles de CO2 para esto tomamos en cuenta los coeficientes que está delante

del dióxido de carbono.

Luego procedemos a determinar los factores de conversión que se puede obtener entre los dos

compuestos resaltados resaltado en la ecuación química.

nC2H6= 2moles

nCO2= 4moles

f1 = 2 moles de C2H6

4 moles de CO2

F2 = 4 moles de CO2

2 moles de C2H6

Luego de esto, seleccionamos el factor de conversión que me introduce los moles de dióxido de

carbono (CO2) y elimina los moles de etano (C2H6) que en nuestro caso es el segundo factor de

conversión.

F2 = 4 moles de CO2

2 moles de C2H6

Luego resolvemos la expresión para obtener el rendimiento teórico.

nCO2 = ¿? 2,4 moles de C2H6 x 4 moles de CO2 = 9,6 moles de CO2= 4,8 mole de CO2

2 moles de C2H6 2 Nuestro rendimiento teórico es de 4,8 moles de dióxido de carbono (CO2).

Ejemplo 2. Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para formar hidrógeno gaseoso y el

hidróxido correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua:

¿Cuántos gramos de Li se necesitan para producir 9.89 g de H2?

Estrategia. Esta pregunta requiere la cantidad de gramos de reactivo (Li) para formar una cantidad

específica de producto (H2). Los pasos para la conversión son:

Al combinar estos pasos en una sola ecuación, escribimos

Respuesta: se debe partir de 68,1 g de litio para producir 9,89 g de H2

REACTIVO LIMITANTE

Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las

cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación

balanceada. Debido a que la meta de una reacción es producir la cantidad máxima de un

compuesto útil a partir de las materias primas, con frecuencia se suministra un gran exceso de uno

de los reactivos para asegurar que el reactivo más costoso se convierta por completo en el

producto deseado. En consecuencia, una parte del reactivo sobrará al final de la reacción. El

reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limitante, ya que la

máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo.

Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son

los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de

reactivo limitante.

Considere la síntesis industrial del metanol (CH3OH) a partir del monóxido de carbono e hidrógeno

a altas temperaturas:

Suponga que en un inicio se tienen 4 moles de CO y 6 moles de H2. Una forma de determinar cuál

de los dos reactantes es el reactivo limitante es calcular el número de moles de CH3OH obtenidos a

partir de las cantidades iniciales de CO y H2. Con base en la definición anterior podemos ver que

sólo el reactivo limitante producirá la cantidad menor de producto.Si se inicia con 4 moles de CO,

observamos que el número de moles de CH3OH que se produce es:

y al iniciar con 6 moles de H2, el número de moles de CH3OH formados es:

Puesto que el H2 genera una cantidad menor de CH3OH, debe ser el reactivo limitante. Por tanto,

el CO es el reactivo en exceso. En los cálculos estequiométricos en los que hay un reactivo

limitante, el primer paso consiste en determinar cuál de los reactivos es el reactivo limitante. Una

vez que se ha identificado éste, el resto del problema se puede resolver como se estudió en el

ejemplo 1.

En el siguiente ejemplo se muestra este procedimiento.

Ejemplo 3.

La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono:

En un proceso se hacen reaccionar 637.2 g de NH3 con 1 142 g de CO2.

a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?

b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará.

c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción?

Respuestas

a) Estrategia. El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo limitante

debido a que limita la cantidad de producto que se puede formar. ¿Cómo se calcula la

cantidad de producto a partir de la cantidad de reactivo? Lleve a cabo este cálculo con

cada reactivo, después compare los moles de producto, (NH2)2CO, que se formaron con las

cantidades dadas de NH3 y CO2 para determinar cuál de los dos es el reactivo limitante.

Solución Realizamos dos cálculos separados. Comenzamos con los 637.2 g de NH3,

calculamos el número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el NH3

reaccionara de acuerdo con las siguientes conversiones:

La combinación de estas conversiones en un solo paso se escribe:

En segundo lugar, para 1 142 g de CO2, las conversiones son:

El número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el CO2 reaccionase sería:

En consecuencia, el NH3 debe ser el reactivo limitante debido a que produce una cantidad más

pequeña de (NH2)2CO.

b) Estrategia. Determinamos los moles de (NH2)2CO producidos en el inciso a), usando el NH3

como reactivo limitante. ¿Cómo se convierten los moles en gramos?

Solución. La masa molar de (NH2)2CO es 60.06 g. Ésta la utilizamos como factor de conversión para

convertir los moles de (NH2)2CO en gramos de (NH2)2CO:

Respuesta: se producen 1124 g de (NH2)2CO

c) Estrategia. En sentido opuesto, podemos determinar la cantidad de CO2 que reaccionó para

producir 18.71 moles de (NH2)2CO. La cantidad de CO2 sobrante es la diferencia entre la cantidad

inicial y la cantidad que reaccionó.

Solución. Con 18.71 moles de (NH2)2CO, podemos determinar la masa de CO2 que reacciona

usando la relación molar de la ecuación balanceada y la masa molar de CO2. Los pasos para la

conversión son:

De manera que;

La cantidad de CO2 recuperado (en exceso) es la diferencia entre la cantidad inicial (1 142 g) y la

cantidad que reaccionó (823.4 g):

Respuesta: la cantidad de CO2 en exceso es de 319 g.

RENDIMIENTO DE REACCIÓN

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el

rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si

reacciona todo el reactivo limitante. Por tanto, el rendimiento teórico es el rendimiento

máximo que se puede obtener, que se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la

práctica, el rendimiento real, es decir, la cantidad de producto que se obtiene en una

reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico. Existen muchas razones para

explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico. Por ejemplo, muchas

reacciones son reversibles, por lo que no proceden en 100% de izquierda a derecha. Aun

cuando la reacción se complete 100%, resulta difícil recuperar todo el producto del medio

de reacción (por ejemplo, de una disolución acuosa). Algunas reacciones son complicadas,

en el sentido de que los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o con

los reactivos, para formar aun otros productos. Estas reacciones adicionales reducen el

rendimiento de la primera reacción.

Para determinar la eficiencia de una reacción específica, los químicos utilizan el término

porcentaje de rendimiento, que describe la proporción del rendimiento real con respecto

al rendimiento teórico. Se calcula como sigue:

En el ejemplo 3 se observa un punto importante. En la práctica, los químicos por lo común

eligen el reactivo más costoso como reactivo limitante de manera que, en la reacción, se

consuma todo o la mayor parte. En la síntesis de urea, el NH3 siempre es el reactivo

limitante porque es mucho más costoso que el CO2.

El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1% hasta 100%. Los

químicos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento de las reacciones. Entre

los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la

temperatura y la presión.

En el ejemplo 4 se muestra el cálculo del rendimiento de un proceso industrial.

Ejemplo 4. El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en

la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de

bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio(IV) con magnesio fundido entre

950°C y 1 150°C:

En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54 × 107 g de TiCl4 con 1.13 × 107 g de

Mg.

a) Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos.

b) Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7.91 × 107 g de Ti.

a) Estrategia. Debido a que hay dos reactivos, es probable que se trate de un problema de

reactivo limitante. El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo

limitante. ¿Cómo se puede convertir la cantidad de reactivo en cantidad de producto?

Realice los cálculos para cada reactivo, después compare los moles del producto, Ti,

formado.

Solución. Se realizan los dos cálculos por separado para ver cuál de los dos reactivos es el

reactivo limitante. Primero se comienza con 3.54 × 107 g de TiCl4, se calcula el número de

moles de Ti que se podrían producir si toda la cantidad de tiCl4 reaccionase. Las

conversiones son:

De manera que:

Después calculamos el número de moles de Ti formados a partir de 1.13 × 107 g de Mg.

Los pasos de la conversión son:

De manera que:

Por tanto, el TiCl4 es el reactivo limitante debido a que produce una cantidad más

pequeña en moles de Ti. La masa en gramos de Ti formada es:

b) Estrategia. La masa de Ti que se determinó en el inciso a) es el rendimiento teórico. La

cantidad indicada en éste inciso b) es el rendimiento real de la reacción.

Solución. El porcentaje de rendimiento es:

Respuesta: El rendimiento práctico de la reacción es de un 88,4%.

PORCENTAJE DE PUREZA DE UNA MUESTRA QUÍMICA

Las sustancias y reactivos químicos producidos por la industria química pueden contener una

cierta cantidad de impurezas, tales como metales pesados, sustancias inertes y otros. Cuando se

realizan cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta el porcentaje de pureza de estos

reactivos. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por

ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 gramos de cobre corresponden a

cobre puro, siendo el resto 12 gramos impurezas inertes.

Ejemplo 5. Una piedra caliza tiene una pureza en CaCO3 del 92%. ¿Cuántos gramos de cal viva

(CaO) se obtendrán por descomposición térmica de 200 g de la misma?

La descomposición de la piedra caliza (CaCO3) para producir (CaO), viene dada por la siguiente

reacción:

a) Estrategia.

1.- Calculamos la masa de CaCO3 puro que se puso a reaccionar.

2.- Se calculan los moles de CaCO3 puros.

3.- Realizamos el cálculo estequiométrico según la reacción dada para obtener los CaO.

Respuesta: con los 200 g de piedra caliza (muestra impura) se obtuvieron 103,04 g de CaO.

CaCO3 CaO + CO2

moles de CaCO₃ =184 g de CaCO₃ x 1 mol de CaCO₃

100 g de CaCO₃= 1,84 moles de CaCO₃

g de CaCO₃ puros=92 g de CaCO₃

100 g de piedra calizax 200 g de piedra caliza=184 g de CaCO₃ puros

g de CaO =1,84 g de CaCO₃ x 1 mol de CaO

1mol de CaCO₃x

56 g de CaO

1 mol CaO=103,04 g de CaO

Actividad de Evaluación

1.- Haga el balanceo de las siguientes ecuaciones.

a) KOH + H3PO4 K3PO4 + H2O

b) P4O10 + H2O H3PO4

c) HCl + CaCO3 CaCl2 + H2O + CO2

2.- Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio o hidrógenocarbonato de sodio, NaHCO3) se libera vapor de agua, dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se esponjen las galletas, las donas y el pan.

a) Escriba una ecuación balanceada para la descomposición de dicho compuesto (otro de los productos es Na2CO3). b) Calcule la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20.5 g de CO2.

3.- La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la elaboración de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono:

Si se comienza con 500.4 g de glucosa, ¿cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros,

que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol = 0.789g/mL.)

4.- El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de

nitrógeno (NO2), un gas café oscuro:

En un experimento se mezclaron 26,58 g de NO con 16,096 g de O2. Calcule cuál de los dos reactivos es

el limitante. Calcule también el número de gramos de NO2 producido.

5.- Cuando se calienta, el litio reacciona con el nitrógeno para formar nitruro de litio:

¿Cuál es el rendimiento teórico de Li3N en gramos cuando 12.3 g de Li se calientan con 33.6 g de N2? Si

el rendimiento real de Li3N es 5.89 g, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

6.- Una de las reacciones que se llevan a cabo en un alto horno donde el mineral de hierro se convierte en

hierro fundido, es:

a) Si se tiene una muestra de 2.62x103 Kg de Fe2O3 con una pureza de 68%. ¿Cuantos Kg de Fe

se producirán en el alto horno?

b) ¿Qué cantidad de CO se necesitó para que todo el Fe2O3 puro reaccionara?

Criterios de evaluación

Desarrollar los ejercicios bien sea en su cuaderno o en su carpeta con hojas perforadas, luego

tomarle fotos a las hojas para poder digitalizarlo en formato PDF o realizarlo en un archivo

Word directamente.

Ponderación de cada ejercicio es de 0,5 puntos. Total a evaluar 3 puntos.

Identificar el archivo con el nombre y apellido del estudiante, año y sección que cursa. Enviarlo

a la sesión que corresponde en la plataforma Aula Virtual

Fin del primer lapso