ESTEQUIOMETRIA
Semana 6
Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar
2013
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ESTEQUIOMETRIA
Es la parte de la química que
se encarga de las relaciones entre
las cantidades de sustancias
consumidas y producidas en las
reacciones químicas.
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PESO FORMULA (pf)
La suma de las masas atómicas de átomos,
iones y compuestos, expresado en unidades
de masa atómica.
PESO MOLECULAR ( pm)
Es la suma de las masas atómicas de todos
los elementos que componente una molécula.
Se expresa en unidades de masa atómica,
(uma).
Se utiliza muy a menudo para cualquier tipo de
compuesto.
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Ejercicios
¿Cuál es el peso molecular de los siguientes
compuestos? :
a)
d)
NO3
Ca3(PO4)2
b) CaSO4
c) KClO3
e) Mg(OH)2
f) C6H12O6
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MOL
Es la cantidad de sustancia que
contiene el número de Avogadro de
partículas unitarias.
 Un mol de sustancia siempre
contiene:
6.022 x 1023 partículas.
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 Un mol de un elemento es el peso
atómico del
gramos.
elemento expresado en
 Un mol de una sustancia química pura es
igual al peso formula de la sustancia en
gramos.
1 mol de H
1g
1 mol de moléculas H2
2g
1 mol de moléculas de H2O
1 mol =1,000 mmoles
18 g
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Cantidades de 1 mol
S
Fe
NaCl
K2Cr2O7
C12H22O11
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Ejercicios
¿Cuantos gramos hay en una mol de cada
uno de los siguientes compuestos?
a) C12H22O11
b) H2SO4
¿Cuantos moles hay en ? :
a) 50 g de H2O
b) 100 g de ZnSO4
c) 20 g de KMnO4
¿Cuantos gramos hay en ? :
a) 6 moles CO2
b) 2.5 moles de NH3
c) 0.670 moles de H2CO3
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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRIA
Ley de la conservación de la
materia
La materia no puede ser creada, ni
destruida aunque si transformada.
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LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS
Establece que un compuesto dado
siempre contiene los mismos elementos
en la misma proporción de masa.
Esto significa que cualquier muestra de
agua sea cual fuere el sitio de donde se
obtenga tendrá 88.81% de oxigeno y
11.19% de hidrógeno y su composición
nunca varia.
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Ley de las Proporciones Definidas
de
de plomo
plomo
de azufre
de plomo
de azufre
de plomo
de azufre
de sulfuro de plomo
de sulfuro
de plomo
de sulfuro
de plomo
Azufre
(sobrante)
plomo
(sobrante)
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PORCENTAJE DE COMPOSICIÓN
Ejercicios
Calcule el % de composición de cada
uno de los siguientes compuestos:
a) NaOH
b) Mg(OH)2
c) KMnO4
d) Ba(NO3)2
e) H2SO4
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CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS EN
ECUACIONES QUÍMICAS
RAZON MOLAR
Los coeficientes numéricos que permiten
balancear la ecuación indican que cantidad de
moles de reactivos producen una cantidad de
productos.
2Ag (s) +
S(s) →
Ag2S (s)
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Ejemplos
¿Cuántas moles y milimoles de Ag2S
pueden ser preparados a partir de 0.4
moles de azufre (S)?
2 Ag (s) + S(s) → Ag2S (s)
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¿Cuántos gramos de FeSO4 se forman
cuando 20 g de Fe reaccionan
completamente con el H2SO4?
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
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3) Dada la ecuación, calcular:
3Cu + 8 HNO3→ 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
a) Moles de NO formados a partir de 5
milimoles de Cu.
b) Moles de HNO3 necesarios para
preparar 0.500g de Cu(NO3)2
c) Gramos de Cu necesarios para preparar
300g de Cu(NO3)2
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4)
El oxido de hierro (III) Reacciona con
carbono para dar hierro y monoxido de
carbono.
Fe2O3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO (g)
¿Cuántos gramos de C se requieren
para reaccionar con 2.5 moles de
Fe2O3?
b) ¿Cuantos gramos de CO se producen
cuando reaccionan 36 g de C?
c) ¿Cuantos gramos de Fe se producen
cuando reaccionan 6 g deFe2O3?
a)
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5)Para la reacción:
2 C2H6+ 7 O2→ 4 CO2+ 6 H2O
a) ¿Cuántas mmoles de C2H6 se necesitan
para producir 5 g de CO2?
b) ¿Cuántos gramos de oxígeno se
necesitan para producir 12.5 g de CO2?
c) ¿Cuantos gramos de CO2 pueden
producirse a partir de 62.5 g de C2H6 ?
18
Fin
19
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