ESTEQUIOMETRIASEMANA No. 6 - 2021

Licda. Isabel Fratti de Del Cid

Ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán Melgar

Parte de la química que se encarga de

los cálculos de masas, moles, volúmenes

y proporciones que se presentan en los

compuestos y en Reactivos y Productos

en las reacciones químicas *.* Si los cálculos se hacen en base a una reacción

química, cerciorarse de que la ecuación química esté

balanceada.

ESTEQUIOMETRIA

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Conceptos Básicos en estequiometria

Peso molecular, masa molar, peso fórmula: se aplica a

sustancias compuestas.

Es la suma de las masas de los átomos que forman

un compuesto ( molecular ó iónico). Se calcula

multiplicando el peso atómico de cada elemento

presente en el compuesto, por el número de veces

que aparece en la fórmula ( esto lo indica el

subíndice que presenta en la fórmula). La suma de

éstos valores constituye el peso molecular (masa

molar) o peso fórmula.

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Conceptos Básicos en estequiometria

Peso atómico o masa atómica

Es la masa del elemento ( masa promedio

ponderada de todos los isótopos naturales de un

elemento). Este dato se obtiene directamente de la

tabla periódica.

Ejemplos

C = 12.011

H = 1.00794

O = 15.9994

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Ej: Calcule el peso molecular de la

azúcar común:

( sacarosa) C12H22O11 :

C = 12.011g x 12 = 144.132 g

H = 1.0079g x 22 = 22.174 g

O = 15.999 g x 11 = 175.99 g

342.29g

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Ejercicios calcule el peso molecular

de los siguientes compuestosHClO2 CH3COCH3 K 2SO3

Ga(OH) 3 Mg 3 (PO4) 2Una molécula posee

4C, 10H, 2N, 20,

Escriba su fórmula.

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Es la cantidad de sustancia ( átomos, iones ó

moléculas) que contiene el número de Avogadro

( 6.02 X 1023) de partículas.

Un mol de sustancia siempre contiene:

6.022 x 1023 partículas.

1 mol de Na = 22.9898 g 6.02 x 10 23 átomos de Na

1 mol de glucosa ( C6H12O6 ) = 180.15 g 6.02 x 1023 moléculas de glucosa.

1mol de iones fosfato : PO4-3 = 94.97 g 6.02 x 10 23

iones fosfato (PO4-3)

MOL

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1. Calcule el número de átomos de oro hay en un anillo

de oro puro que pesa 50 gramos.

# átomos de oro = 6.02 x 10 23 áts de Au x 50 g Au

196.97g Au

= 1.528 x 10 23 átomos de Au

Ejercicios usando el número de Avogadro

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Ejercicios usando el número de Avogadro.

2. Cuantas moléculas de CH4 hoy en 5.4 moles de CH4.?

Moléculas CH4 = 6.02 x 10 23 moléculas CH4 x 5.4 moles CH4

1 mol de CH4

= 3.25 x 10 24 moléculas de CH4

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A continuación se le presentan las

cantidades equivalentes a un mol de c/ u

de las sustancias descritas abajo

( observe la diferencia entre c/u)

1mol S32.064g

1mol Fe

55.847g

1 mol NaClSal común

58.45g

1 mol

K2Cr2O7

294.18 g

1mol

C12H22O11

Azúcar común

342.19g

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Milimol (mmol)

• Es la milésima parte de UN Mol.

• Para convertir moles a milimoles , se multiplica por

1000 el numero de moles dado. Ejemplos:

• 1Mol de H2O = 1,000 milimoles de H2O

• 4.5 moles de SO3 = 4,500 moles de SO3.

Ej: Cuántos mmoles de Ag hay en 3.548 moles de plata (Ag).

mmoles de plata = 3.548 moles de Ag x 1000 mmoles de Ag

1 mol de Ag

= 3,548mmoles de Ag

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Ej:Cuántos mmoles de CO2 hay en 0.187 moles de CO2

mmoles de CO2 =0.187 moles de CO2 x1000 mmoles de CO2

1 mol de CO2

=187 mmoles de CO2 .

Ejercicio:

Resuelva:Cuantos milimoles de Acido Borico (H3BO3 )

hay en una onza de ácido bórico. ( 1 onza 28.6 g ).

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Conversión de milimoles a moles

Para esto debe dividir entre mil el número de milimoles

dados. Ejemplos.

Ej:Cuantos moles de NO2. hay en 7340 milimoles de NO2?

Moles NO2 = 7340mmoles x1mol de NO2

1,000 mmoles de NO2

= 7.340 moles de NO2.

Ej:Cuantos moles de Na+ hay en 289milimoles de Na+ ?.

Moles de Na + = 289mmoles /1000 = 0.289 moles.

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CÁLCULO DE NÚMERO DE MOLES

CUANDO NOS DAN MASAS

ej: gramos) DE SUSTANCIAS SIMPLES y COMPUESTAS:

A- Sustancias simples. Ej: Átomos no combinados.

Ej.1- Cuántos moles de Fe hay en 340 g de Fe.?

Moles de Fe = 1mol Fe x 340g de Fe = 6.08 moles de Fe

• 55.85g Fe dato obtenida en la tabla

periódica

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Ej.2- Cuántos moles de CaCl2, hay en 85 g de CaCl2. ?

Moles de CaCl2 = 1mol de CaCl2 x 85g CaCl2110.99g CaCl2 dato corresponde

al peso molecular

= 0.7658moles de CaCl2

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Cálculo de masas, a partir de moles ó milimoles

Ej: Cuántos g de KOH hay en 0.43 moles de KOH.?

gKOH= 56.1 g de KOH x 0.43 moles de KOH=

1 mol de KOH

= 24.123 g KOH

Ej: Cuántos g de Hg hay en 315 milimoles de Hg.?

g Hg = 200.59 g Hg x 315 mmoles de Hg

1,000 mmoles *

= 63.18 g de Hg

*Recuerde que 1OOOmmoles = 1 mol.

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Ejercicios: gramos a moles

1- ¿Cuantos moles hay en ? :

a) 900 g de Pb

b)120 g de KMnO4

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Ejercicios: moles a gramos

1-¿Cuantos gramos hay en 0.3 moles de cada unode las siguientes sustancias ?

a) C12H22O11

b) Cu

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3-¿Cuantos gramos hay en ? :

a) 1.8 moles de NO2

b) 670 milimoles de H2SO3

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4-Cuántos milimoles hay en?

a) 0.816 moles de Ag.

b) 7.4 g de NH3

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRIA

Ley de la conservación de la materia.

Puede enunciarse de diferentes maneras:

La materia no puede ser creada, ni destruidaaunque si transformada.

La masa de un sistema que reaccionaquímicamente permanece constante.

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Establece que un compuesto puro siemprecontiene los mismos elementos en la mismaproporción de masa.

Esto significa que cualquier muestra de agua seacual fuere el sitio de donde se obtenga ó del estadofísico en el que se halle ( sólida, líquida ó gas),tendrá el mismo porcentaje de composición:

88.81% de oxigeno y 11.19% de hidrógeno y sucomposición no variará, siendo su fórmula H2O , esdecir 2H :O

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

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Ley de las Proporciones Definidas:

Se mantiene la proporción de pesos

de plomo

de plomo

de plomo

de Azufre

de Azufre

de Azufre

de sulfuro

de plomo

de sulfuro

de plomo

de sulfuro

de plomo

de Azufre

(sobrante)

de plomo

(sobrante)

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PORCENTAJE DE COMPOSICIÓN

Ej:Calcule el % de composición de cada uno de los

elementos en el K2Cr2O7.

A- Calcule el peso molecular, multiplicando los pesos atómicos

de los elementos presentes por el número de veces que

aparecen:

2K = 39.102g x2 = 78.204 g

2Cr = 51.992g x2 = 103.984 g

7O = 15.999g x7 = 111.993 g

294.181 g

% de C/elemento = Peso aportado de ese elemento x 100

Peso molecular

% K = 78.204 g /294.181 g x 100 = 26.58 % de K

% Cr= 103.984g / 294.181 g x 100 = 35.35 % de Cr

% O = 111.993 g / 294.181g x 100 = 38.0 % de O

B- Calcular el % de C/ elemento, de la siguiente

manera:

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Ejercicio: Calcule el % de composición

de C/ elemento en el Ba3(AsO4)2

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CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS EN

ECUACIONES QUÍMICAS

Los coeficientes que balancean la ecuación indican la

cantidad de moles de reactivos y de productos,

participantes en la reacción, y pueden ser trasladados a

cantidades de masas.

2Ag (s) + S(s) → Ag2S (s)

2 moles de Ag 1 mol S ---> 1 mol Ag2S

2 (107.87g) 1(32.064 g) 1(247.8 g)

215.74 g de Ag + 32.064g S = 247.8 g de Ag2S

274.80 g = 247.80 g

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Recomendaciones para realizar cálculos

Estequiométricos en ecuaciones químicas.

1. Deben hacerse exclusivamente en la ecuación

balanceada. Si no se halla balanceada, debe

balancearse.

2. Debe concretarse exclusivamente a lo solicitado. Si le dan

moles y le piden cálculo de moles y no de gramos no es

necesario calcular los pesos moleculares.

3. Si le piden gramos entonces si deberá calcular los pesos

involucrados en la pregunta. No es necesario calcular los

pesos de todos los participantes, sino solo los que le piden

y se relacionan con la pregunta.

4. En todo caso cada pregunta solo relaciona dos

componentes de la ecuación.

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Ej 1-¿Cuántas moles y milimoles de Ag2S

pueden ser preparados a partir de 0.4 moles de

plata (Ag)?

2 Ag (s) + S(s) → Ag2S (s)

Cálculos:

Moles de Ag2S = 1 mol de Ag2S x 0.4 moles Ag

2 moles Ag

= 0.2 moles de Ag2S

El primer factor : 1mol Ag2S / 2moles de Ag. Es la

relación molar que nos indica la ecuación balanceada,

el otro dato nos lo da el problema (0.4 moles Ag)

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mmoles de Ag2S= 1000mmoles*de Ag2S x 0.4 moles de Ag

2 moles de Ag

= 200 mmoles de Ag.*Recordar 1mol = 1000mmoles.

El primer factor (1mol ó 1000mmoles de Ag2S / 2 moles de Ag)

lo obtenemos de la ecuación balanceada, el otro dato lo da el

problema (0.4 moles de Ag).

Note: Que solo relacionamos los datos que tenían que ver con

lo solicitado no debemos de calcular ni obtener datos de las

otras sustancias presentes en la ecuación que no se

relacionan con los datos del problema.

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3) Dada la ecuación, calcular:

3Cu + 8 HNO3→ 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

a) Moles de H2O formados a partir de 50 milimoles de Cu.

Moles H2O = 4 moles H2O x 1mol de Cu x 50mmoles Cu

3moles de Cu 1000mmoles de Cu

= 0.066 moles de H2O

*Recordar que 1mol = 1000 mmoles

b-Moles de HNO3 necesarios para preparar

80g de Cu(NO3)2

Moles de HNO3 = 8 moles de HNO3 x 1mol Cu(NO3)2 x 80 g Cu(NO3)2

3 moles de Cu(NO3)2 187.65 g Cu(NO3)2

= 1.136 moles de HNO3

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El oxido de hierro (III) Reacciona con carbono

para dar hierro y monóxido de carbono. De

acuerdo a la siguiente reacción.

Fe2O3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO (g)

Esta balanceada, por eso puede proceder a hacer los cálculos

¿Cuántos gramos de C se requieren para

reaccionar con 2.5 moles de Fe2O3?

En éste caso se relacionan dos datos, los cuales se

hallan del lado de los reactivos.

gC = 12.011g C x 3 moles de C x 2.5 moles de Fe2O3 =

1 mol de C 1mol Fe2O3

= 90.08 g C

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En base al problema anterior resuelva: Cuantos gramos

de CO se producen cuando reaccionan 16 g de C?

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Para la siguiente reacción, calcule lo solicitado:

( Recuerde balancear la ecuación primero )

C3H8+ O2→ CO2+ H2O

¿Cuántos mmoles de C3H8 se necesitan para producir 75 g

de CO2?

¿Cuantos gramos de H2O pueden producirse a partir de

62.5 g de C3H8 ?

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De acuerdo a la siguiente reacción: Calcule

CaSO3 + HCl CaCl2 + SO2 + H2O

a). moles de SO2 formados a partir de 320 g de CaSO3.

b). g de HCl , necesarios para combinarse con 100 g

de CaSO3.

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• La siguiente reacción muestra la conversión de

Acido láctico a ácido pirúvico en la célula.

CH3CHOHCOOH CH3COCOOH

(ácido láctico ) (ácido pirúvico)

• Cuantos miligramos de ácido pirúvico se

obtienen cuando reaccionan 0.007 moles de

ácido láctico:

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Resuelva ejercicio 6. 53 ( pag

235),VER RESPUESTA PAG: 254)

39

Resuelva prob.6.53 del libro de texto

( pag235, ver respuesta en pág.. 254)

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ESPACIO PARA RESOLVER DUDAS

DE PRACTICA DE LABORATORIO