Semana 6 ESTEQUIOMETRA 2015 Definicin de Mol y

Semana 6 ESTEQUIOMETRÍA (2015) Definición de Mol y Número de Avogadro • peso molecular, mol, milimol (mmol) Ley de la Conservación de la Materia Ley de las Proporciones definidas y cálculos de porcentaje de composición Cálculos estequiométricos Ejercicios y aplicaciones LABORATORIO 6: Ley de la conservación de la Materia 1

Estequiometría: Estudia las relación entre las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones químicas. Estas cantidades las trabajaremos en gramos, moles, milimoles y porcentaje. En una ecuación química ¿donde encontramos la información de estas cantidades? 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 2

Un peso molecular = un mol = 1000 milimoles • Peso ó masa atómica = es el peso de cada átomo expresado en umas ó gramos y se busca en la Tabla Periódica. Ej: Ca = 40. 04 gramos • Peso molecular = suma de los pesos atómicos de TODOS los átomos de un compuesto. Se toman en cuenta todos los subíndices. Ej: Fe 2 O 3 = 159. 6922 = 159. 69 3

Ejercicio: Calcular el peso molecular ( 1 PM) de los compuestos: C 12 H 22 O 11 : C = 12. 011 g x 12 = 144. 132 g H = 1. 0079 g x 22 = 22. 174 g O = 15. 999 g x 11 = 175. 99 g 342. 29 g = 1 peso molecular KCl. O 3 = Ca 3(PO 4)2 = Mg(OH)2 = C 6 H 12 O 6 = 4

1 Mol = 1000 milimoles (mmoles) • Es una cantidad de sustancia que contiene 6. 02 x 10 23 átomos, iones ó moléculas. (6. 02 x 10 23 es el Número de Avogadro) • También 1 mol corresponde a 1 peso atómico ó 1 peso molecular. Ej: 1 mol de átomos de H = 6. 02 x 10 23 H ó 1 gr. de H 1 mol de moléculas H 2 = 6. 02 x 10 23 de H 2 ó 2 gr de H 2 1 mol de compuesto H 2 O= 6. 02 x 10 23 de H 2 O ó 18 g de H 2 O. 1 mol de iones fosfato PO 4 -3 = 94. 97 g ó 6. 02 x 10 23 iones fosfato. 5

Todas estas cantidades de sustancia equivalen a 1 mol S Fe 32 g S 55. 9 g Fe Na. Cl 58. 5 g Na. Cl K 2 Cr 2 O 7 C 12 H 22 O 11 294 g K 2 Cr 2 O 7 342 g C 12 H 22 O 11 6

Ejercicios de convertir moles ↔ gramos ¿Cuantos gramos y cuantos milimoles (mmoles) hay en un mol de los siguientes compuestos? a) C 12 H 22 O 11 b) H 2 SO 4 ¿Cuantos moles y milimoles (mmoles) de c/u hay en? a) 50 g de H 2 O b) 75 g de Zn. SO 4 c) 18 g de KMn. O 4 ¿Cuantos gramos hay en ? • 538 milimoles CO 2 • 0. 3 moles de NH 3 a) 87. 3 milimoles de H 2 CO 3 7

Leyes Estequiométricas • Ley de la Conservación de la Materia: La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. En las reacciones químicas (ecuaciones balanceadas) la masa ó peso inicial de los reactivos, es igual a la masa o peso de los productos. 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 ¿? gramos = ¿? gramos 8

Ley de las proporciones definidas: • Un compuesto siempre estará formado por los mismos elementos y en la misma proporción de masa o peso. Se demuestra con el % de composición. • Ej: el agua (H 2 O) de chorro, de rio, de glaciar, de mar, etc, ya sea de 1 vaso, 1 gota, 1 mililitro, 1 garrafón, etc, siempre tendrá un • 88. 81 % de oxígeno y 11. 19 % de hidrógeno. 9

Porcentaje de composición (%): • Calcule el % de composición de cada uno de los siguientes compuestos: 1. Na. OH 2. Mg(OH)2 3. KMn. O 4 4. Ba(NO 3)2 5. H 2 SO 4 6. Ca 3(PO 4)2 10

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, que pueden ser expresados en cantidades de masas o gramos. 2 Ag (s) + S(s) → Ag 2 S (s) 2 moles de Ag 1 mol S ---> 1 mol Ag 2 S 2 (107. 87 g) 1(32. 064 g) 1(247. 8 g) 215. 74 g de Ag + 32. 064 g S = 247. 8 g de Ag 2 S 11

Los cálculos estequiométricos se hacen en la ecuación BALANCEADA EJERCICIOS: 1. Cuántos moles y milimoles de sulfuro de plata (Ag 2 S) pueden ser preparados ó producidos a partir de 0. 4 moles de plata (Ag) en la siguiente reacción? Ag (s) + S(s) → Ag 2 S (s) (balancearla) Resp: 0. 2 moles y 200 mmoles. 12

2. ¿Cuántos moles de NO se forman (se producen) a partir de 50 milimoles de Cu en la ecuación: 3 Cu + 8 HNO 3→ 3 Cu(NO 3)2 + 2 NO + 4 H 2 O R: 0. 033 moles de NO 3. El oxido de hierro (III) Reacciona con carbono para dar hierro y monóxido de carbono. De acuerdo a la siguiente reacción. Fe 2 O 3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO(g) a) ¿Cuántos gramos de C se requieren para reaccionar con 2. 5 moles de Fe 2 O 3 ? R: 90. 08 g con RFRRrrrrrrr 2. 5 moles de Fe 2 O 3? 13

b) ¿Cuantos gramos de CO se producen cuando reaccionan 16 g de C? R: 37. 31 g de CO 4. Según la ecuación 2 C 2 H 6+ 7 O 2→ 4 CO 2+ 6 H 2 O a) ¿Cuántos mmoles de C 2 H 6 se necesitan para producir 75 g de CO 2? b) ¿Cuantos gramos de H 2 O pueden producirse a partir de 62. 5 g de C 2 H 6 ? 14

5. De acuerdo a la siguiente reacción: C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O (balancearla) a) Calcule los moles de H 2 O formados (producidos) a partir de 320 g de C 3 H 8 b) Los g de O 2 necesarios para combinarse (reaccionar) con 100 g de C 3 H 8 Fin 15