Estequimetria

46
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 Álamos Décimo Bachillerato

Transcript of Estequimetria

Page 1: 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

Page 2: Estequimetria

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

Page 3: Estequimetria

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.

Page 4: Estequimetria

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.

Page 5: Estequimetria

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.

Page 6: Estequimetria

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.

Page 7: Estequimetria

Para cualquier ELEMENTO:

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

Page 8: Estequimetria

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

Page 9: Estequimetria

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.

Page 10: Estequimetria

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

Page 11: Estequimetria

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

Page 12: Estequimetria

¿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

Page 13: Estequimetria

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

Page 14: Estequimetria

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

Page 15: Estequimetria

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

Page 16: Estequimetria

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

Page 17: Estequimetria

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

Page 18: Estequimetria

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

Page 19: Estequimetria

¿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

Page 20: Estequimetria

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

la masa de 5.00 moles de agua

Page 21: Estequimetria

¿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

Page 22: Estequimetria

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

Page 23: Estequimetria

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

Page 24: Estequimetria

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

Page 25: Estequimetria

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

Page 26: Estequimetria

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.

Page 27: Estequimetria

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

Page 28: Estequimetria

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?

Page 29: Estequimetria

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

Page 30: Estequimetria

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

Page 31: Estequimetria

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.

Page 32: Estequimetria

H 14.6 7.14 = 2.04  

C 7.14 7.14 = 1.0

FÓRMULA EMPÍRICA: CH 2

Page 33: Estequimetria

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.

Page 34: Estequimetria

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.

Page 35: Estequimetria

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.

Page 36: Estequimetria

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

Page 37: Estequimetria

Fe 0.04 0.04 = 1  

S 0.06 0.04 = 1.5

Page 38: Estequimetria

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

Page 39: Estequimetria

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

Page 40: Estequimetria

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

Page 41: Estequimetria

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

FÓRMULA MOLECULAR:Fe 2S 3

Page 42: Estequimetria

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

Page 43: Estequimetria

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

Page 44: Estequimetria

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

Page 45: Estequimetria

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

Page 46: Estequimetria

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