SEMANA No. 6
ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Parte de la química que se encarga del
estudio de las relaciones cuantitativas entre
elementos o compuestos que participan en
reacciones químicas.
La palabra se deriva de los vocablos
griegos:
STOICHEION: elemento o sustancia.
METRON: medir.
Las
relaciones
cuantitativas,
se
expresan generalmente en unidades de
masa: mol, g, lb etc. (gases: indicadores
de volumen y presión). En las soluciones
se puede utilizar la concentración para
hacer los cálculos estequiométricos.
PESO ATÓMICO:
Masas relativas de los elementos, que
son el promedio de los pesos de los
isótopos del elemento. Se obtiene en la
tabla periódica en uma, pero puede ser
expresado en cualquier unidad de
masa.
 MOL:
cantidad de una sustancia cuya
masa en gramos es igual al peso
molecular de la sustancia.
Un peso molecular= 1 mol
Un mol= 6.022x1023 átomos,
moléculas, fórmulas unitarias o iónes
(No. De Avogadro).
PESO MOLECULAR:
Es la suma de las masas atómicas de todos
los átomos de una molécula de un
compuesto específico.
Ej. H2SO4
2H
S
4O
PM
1x2
2.0
32.0
4x16 64.0
98.g (1 MOL)
Ej.
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
Los coeficientes numéricos que
permiten balancear la ecuación
indican que 1 mol de N2 gaseoso,
reacciona con 3 moles de H2 gaseoso
para producir 2 moles de amoníaco.
Leyes Ponderales de la Materia
Con la aplicación de éstas leyes, se pueden
realizar los cálculos estequiométricos.
•Ley de la Conservación de la Masa:
Enunciada por el químico francés
Antonio Lavoissier originalmente como
“La masa no se crea, no se destruye,
solamente se transforama”.
Por lo tanto no hay un cambio detectable en la
masa durante el transcurso de una reacción
química.
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
•Ley de las Proporciones definidas:
Propuesta por Joseph Proust, nos dice que “un
compuesto puro consiste siempre en los mismos
elementos combinados en la misma proporción
de peso”. Ej. H 2SO4
2 H: 1S: 4O
Ejercicios
1. Cuál es el peso atómico gramo de:
a. S
b. Al
2. Cuál es el peso molecular gramo de:
C6 H12 O6
3. Cuál es el peso fórmula de:
Na2 SO4
4. A cuántos moles corresponden :
a. 2g de Ag
b. 22g de NaCl
5. A cuántos milimoles corresponden:
a. 0.253 moles de KCl b. 12 g de NH3
6. Cuantos g hay en:
a. 0.753 moles de Fe b. 3.5 moles de Mg(OH)2
7. Cuantos g hay en:
a. 0.5 m moles de H2O
 Cálculo
de Moles a Moles
(trabajar con coeficientes)
Para la siguiente ecuación calcule:
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
 Cuántos
moles de NH3 se producen a partir de
10.8 moles de H2?
3moles H2
10.8 moles H2
2moles NH3
X
NH3
 Cálculo

de Gramos a Gramos
Cuántos gramos de oxígeno gaseoso se
necesitan para quemar 10 gramos de
alcohol etílico, C2H5OH?
C2H5OH + 3O2(g)
2CO2 + 3H2O
Resolución
10 g
¿ g?
C2H5OH + 3O2
2CO2 + 3H2O
46g
96g
10g
x
R. 20.86 g de O2
Cálculo de Moles a Gramos
Calcule cuántos gramos de sulfuro de
plomo(II) se pueden oxidar con 5.22
moles de oxígeno gaseoso.
 2PbS(s)
+3O2(g)
2PbO(s) + 2SO2(g)
Porcentaje de Composición
% = Peso del elemento en el compuesto * 100
Peso del compuesto
1.Calcule el porcentaje de composición de cada
uno de los elementos que forman el HNO3.
FIN
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Semana No. 6-10A