ESTEQUIOMETRÍA

MEDICIÓN DE MASA DE PARTÍCULAS 

Peso atómico o Masa atómica: PA

El peso atómico o masa atómica es la masa de un átomo expresada en UMA (unidad de masa atómica)

UMA, es una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12

1 UMA = 1,661 x 10-24 gramosEle-

mentoH C N O F Na Mg P S Cl Ca Fe

PA (uma)

1 12 14 16 19 23 24 31 32 35,5 40 56

Masa atómica

Es el promedio ponderado de las masas de los isótopos que constituyen dicho elemento, considerando el porcentaje de abundancia de cada uno de ellos en la naturaleza.

100.)(%)(.......)(%)(.)(%)(

.. 21 abundmasaabundmasaabundmasaam n

MEDICIÓN DE CANTIDAD DE PARTÍCULAS: MOL 

Un MOL es la cantidad de partículas de una sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta cantidad es: 6,022 x 1023 partículas

A  dicho  número  se  le  conoce  como  número de Avogadro (NA)

NA = 6,022 x 1023

Ejercicio

¿Cuántos átomos hay en 4 moles de K?

Solución:

Masa molar

La Masa Molar de una sustancia es la masa de un mol de sus partículas y se expresa en gramos.

Si queremos por ejemplo hallar la masa de 1 mol de Ca (PA = 40 uma), hacemos lo siguiente:

1 átomo de calcio tiene una masa de: 40 uma = 40 x 1,661x 10-24 g

6,022 x 1023 átomos .......................... X gramos

X = 40g

En adelante no será necesario hacer todo este planteamiento, siempre va a suceder que la masa molar de un elemento es igual al valor numérico de su masa atómica pero expresado en gramos 

   1 átomo de Ca

1 mol de átomos de Cao simplemente 1 mol de Ca

1 átomo -------- 40 uma

1 mol --------- 40 g

6,022 x 1023 átomos --------- 40 g

UNIDADES DE MEDICIÓN EN QUÍMICA

Ejemplo: Calcio (peso atómico o masa atómica, PA=40) 

El peso molecular o masa molecular es la masa relativa de una molécula, se expresa en UMA

PM = Σ PA

Peso molecular o masa molecular: PM

H2O: tiene 2 Hidrógenos (1,008 uma) y 1 Oxígeno (16,00 uma)

Masa molecular = 2(1,008 uma) + 1(16,00 uma) = 18,02 umaCH4: tiene 4 Hidrógenos (1,008 uma) y 1 Carbono (12,01 uma)

Masa molecular = 4(1,008 uma) + 1(12,01 uma) = 16,04 uma

1 molécula de H2O 

1 mol de moléculas de H2O

o simplemente 1 mol de H2O

1 molécula --------18uma

1 mol --------- 18 g

6,022 x 1023 moléculas --------- 18 g

UNIDADES DE MEDICIÓN EN QUÍMICA

Ejemplo: H2O (peso molecular o masa molecular, PM=18) 

Ejercicio

¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25,6 g de úrea [(NH2)2CO]? Masa molar de la úrea 60,06 g.

Solución:

[(NH2)2CO] 4H + 2N + C + O

1 mol 4 moles

60,06g 4(1,008)g

Composición porcentual

Se expresa:

Donde:n = número de moles del elemento en un mol del compuesto 

Ejemplo:Determine la composición porcentual del H2O2.

En una mol de H2O2  hay 2 moles de átomos H y 2 moles de átomos O.

Si se utiliza para el cálculo la fórmula empírica HO, el resultado es el mismo.

Debido a que la fórmula empírica y molecular  indican la composición del compuesto. 

Ejercicio:El ácido ascórbico está compuesto por 40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O en masa. Determine la fórmula empírica.Se supone que hay 100g del compuesto, por lo tanto, hay 40,92g de C, 4,58g de H y 54,50g de OSe halla los moles de cada uno:

Cada mol de cada átomo se divide entre el número de moles más pequeño para obtener un número entero.

Si aún no se obtiene números enteros se procede a multiplicar hasta que todos los moles de los átomos sean números enteros.

La fórmula empírica del ácido ascórbico es C3H4O3 

Ejercicio:¿Calcule los kilogramos de Cu que hay en 3,71x103 kg de calcopirita (CuFeS2)?Las masas molares de Cu y CuFeS2 son 63,55g y 183,5g respectivamente.

Para calcular la masa del Cu es necesario convertir el porcentaje en fracción.

Determinación experimental de fórmulas empíricas

Ejercicio:En la combustión completa de 11,5g de etanol se produce 22g de CO2 y 13,5g de H2O. Halle la composición empírica del etanol.Se calcula la composición porcentual de C e H.

En 11,5g de etanol hay 6g de C y 1,51g de H, y la diferencia debe ser la masa de O = 4g  

Se halla las moles de cada elemento:

Se divide entre el menor número para obtener números enteros.Se obtiene la fórmula empírica C2H6O

Determinación de fórmulas molecularesUna muestra de un compuesto contiene 1,52g de N y 3,47g de O; y su masa molar del compuesto está entre 90 y 95. Determine la fórmula molecular y la masa molar del compuesto.Se halla las moles de cada elemento.

Se divide entre el menor número para obtener números enteros.Se obtiene la fórmula empírica NO2.Y su masa molar es:  

Luego, se determina el número de unidades del NO2 presentes en la fórmula molecular

La masa molar del compuesto es dos veces la masa molar de la fórmula empírica.La fórmula molecular es N2O4.

La masa molar del compuesto es 92,04g.

Ecuación Química• Es la representación abreviada de una 

reacción química. 

)(2)(2)(2 22 lgg OHOH

Reactivos Productos

+

Balance de Ecuaciones

• Toda ecuación química cumple con la ley de conservación de masa.

• El  método  empleado  es  el  de  simple inspección, seguir el orden propuesto:

Balanceo de Ecuaciones

KOH  +  H3PO4    K3PO4  +  H2O

KOH + H3PO4 K3PO4 + H2O

3 3

K = 3

P = 1

O = 7

H = 6

K = 3

P = 1

O = 7

H = 6

En la siguiente reacción:

a)

b)  

Si una persona consume 856g de C6H12O6, ¿cuál es la masa de CO2 producido?

Reactivo Limitante

En toda reacción siempre se agrega un reactivo en exceso  y  otro  en  menor  proporción,  la cantidad  de  producto  que  se  forme  dependerá del  reactivo  que  está  en  menor  proporción llamado reactivo limitante.

Reactivo LimitanteEjm:  determinar  la  masa  de  H2O  (masa  molar  =  18  g) formado  a  partir  de  la  reacción  de  160  g  de  NaOH 

(masa molar = 40 g) y 2,5 mol de H2SO4.OHSONaSOHNaOH 24242 22

160g ………… X = 2 mol “y” g H2O

2(40 g) ……… 1 mol 2(18g) H2O

OgHNaOHg

OgHgNaOHxy 2

2 72)40(2

)18(2160

Se  necesitan  2  moles  de  H2SO4  pero  hay  2,5  moles,  entonces H2SO4  el reactivo en exceso y NaOH es el reactivo limitante.El cálculo de producto se realiza con el reactivo limitante.

Rendimiento de una reacción

Las  reacciones  en  forma  real  no  se  realizan  en  su totalidad, el resultado obtenido mediante los cálculos anteriormente  realizados  se  conocen  con  el rendimiento teórico (Rteórico)  y  el  resultado  obtenido en forma real se conoce como rendimiento real (Rreal).   El  rendimiento  de  una  reacción  se  mide  con  el porcentaje  de  rendimiento  llamado  también rendimiento porcentual.

100% teórico

real

RR

R

Al  calentar  300  gramos  de  CaCO3  (masa  molar 100  g)  se  obtiene  sólo  112  g  de  CaO  (masa molar 56 g)

23 COCaOCaCO

Problema: 300 g CaCO3 x g CaO

Estequiométrico: 1(100 g) CaCO3 1(56 g) CaO

gCaOCaCOg

CaOggCaCOX 168

)100(1)56(1.300

3

3

%7.66100168112

% gCaOgCaO

RRendimiento