estwquiometria

2. Escala de masa atómica
Se define la masa del isótopo 12C como equivalente a
12 unidades de masa atómica (u)
1 u = 1,66054 · 10-24 g
1 g = 6,02214 · 1023 u
De esta forma puede construirse una escala relativa de
masas atómicas, que suele aparecer en la Tabla
Periódica.
MASAS ATOMICAS

3. MASAS ATOMICAS Y ABUNDANCIA
ISOTOPICA
• El isótopo 12C pesa 12 u, pero el carbono presenta tres isótopos
en la Naturaleza: 12C, 13C y 14C.
• La existencia de dos o más isótopos de un mismo elemento se
puede demostrar utilizando un espectrómetro de masas.
• Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa
atómica del elemento es la media proporcional de las masas de
los isótopos que lo componen:
Masa
atómica (u)
Abundancia
(%)
35Cl 34,97 75,53
37Cl 36,97 24,47
Luego la masa atómica del cloro es:
34,97 · + 36;97 · =
75,53
100
24,47
100
35,46 u

4. NUMERO DE AVOGRADO
Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea
igual a su masa atómica contiene el mismo número de átomos
NA, independientemente del tipo de elemento. A este número
se le conoce como Número de Avogadro
NA = 6,022 x 1023
H: 1,008 g contienen NA = 6,022 · 1023 átomos de H
He: 4,003 g contienen NA = 6,022 · 1023 átomos de He
S: 32,07 g contienen NA = 6,022 · 1023 átomos de S

7. Molécula
Número de
Avogadro
de
moléculas
EL MOL

8. EL MOL
Un mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene el Número de
Avogadro de entidades elementales (átomos, moléculas, iones o electrones) de
esa sustancia:
Un mol de He 6,023 · 1023 átomos de He
Un mol de H2O 6,023 · 1023 moléculas de H2O
Un mol de CH4 6,023 · 1023 moléculas de CH4
La masa molecular es igual a la suma de las masas atómicas (en u.m.a.) de los
átomos de la fórmula de dicha sustancia:
Masa molecular H2SO4 = 2(1,0 u)H + (32,0 u)S + 4(16,0u)O = 98,0 u/molécula
Como 1 mol contiene 6,02 3· 1023 moléculas y 1,0 g = 6,02 · 1023 u
Masa de un mol de H2SO4 = 98 u/molécula · 6,023 · 1023 moléculas/mol = 98 g/mol

9. CONVERSIONES MASA-CANTIDAD
DE SUSTANCIA(Checar su ficha de
trabajo)
Para convertir en cantidad de moles (n), la masa (m) de cualquier sustancia sólo
hay que dividir por la masa molar (M) de dicha sustancia:
n =
m
M
¿Qué cantidad de moles hay en 24,5 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Ya sabemos que la masa molar (M) es 98,0 g/mol, por lo que
24,5 g de H2SO4
1,00 mol de H2SO4
98,0 g de H2SO4
= 0,25 mol de H2SO4

10. ESCRITURA DE ECUACIONES
QUIMICAS
Una ecuación química debe contener:
CaO + CO2
•Todos los productos
D
•Las condiciones de la reacción
CaCO3
•Todos los reactivos
•El estado físico de las sustancias
(s) (s) (g)

11. Reactivos Productos

12. CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)

15. C2H4(g) + HCl(g)  C2H5Cl(g)

16. COMPOSICION CENTESIMAL O
PORCENTUAL
Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los
elementos presentes en un compuesto.
% elemento =
masa del elemento
masa total del compuesto
· 100
Ejemplo: H2SO4
M (Masa molar) = 98 g/mol
H = 2 mol · 1,0 g/mol = 2,0 g
O = 4 mol · 16 g/mol = 64 g
S = 1 mol · 32 g/mol = 32 g
% H =
2,0
98
· 100 = 2,04 % de H
% O =
64
98
· 100 = 65,3 % de O
% S =
32
98
· 100 = 32,7 % de S

17. FORMULA MÍNIMA O EMPIRICA
A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un
analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula
empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que
lo componen.
Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K,
8.84 g de Cr y 9.52 g de O.
6,64 g de K ·
1 mol de K
39,1 g de K
8,84 g de Cr ·
1 mol de Cr
52,0 g de Cr
9,52 g de O ·
1 mol de O
16,0 g de O
a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) y se divide por el menor número de moles
/ 0,170 mol K
/ 0,170 mol K
/ 0,170 mol K
= 1 mol K /mol K
= 1 mol Cr /mol K
= 3,5 mol O /mol K
1 K : 1 Cr: 3,5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7
= 0,170 mol de K
= 0,170 mol de Cr
= 0,595 mol de O

18. FORMULA MOLECULAR O FORMULA VERDADERA
(Resolver los ejercicios enviados al grupo de Facebook)
La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula
molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene
correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula
molecular es C6H6.
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
C6H6
“CH”
fórmula empírica fórmula molecular
Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula
empírica y la masa molar de la sustancia.
Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molar es
180 g/mol. Escribir su fórmula molecular.
n =
180 g/mol glucosa
30 g/mol de CH2O
Fórmula molar = (CH2O)n
Masa CH2O = 12 + 2 + 16 = 30 g/mol
= 6 (CH2O) *6
C6H12O6

19. BALANCEO DE ECUACIONES
QUIMICAS(Ya se vio este tema, es indispensable para Estequiometría)
Las ecuaciones químicas deben estar igualadas, de forma que se cumpla la
ley de conservación de la masa. Debe igualmente haber el mismo número
de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos
y en los productos.
CH3CH2OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O

20. RELACIONES DE MASAS DE LAS
ECUACIONES
4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3
- Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas
o las cantidades de reactivos y productos. Así, 4 mol de Fe reaccionan con 3 mol de
O2 para dar 2 mol de Fe2O3.
- Dichos coeficientes en una ecuación igualada pueden emplearse como factores
de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de reactivo
consumida.
- Ejemplo: ¿Qué cantidad de Fe2O3 se producirán a a partir de…
4 mol de Fe? 2 mol de Fe? 8 mol de Fe? 1 mol de Fe?
2 1 4 0,5
REVISEMOS ALGUNOS EJERCICOS:

21. 1.-¿Qué cantidad de H2SO4 se necesita para producir 8,0 mol de
Al2(SO4)3?
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
2.-¿Qué cantidad de H2O se obtendrá a partir de 156 g de Al(OH)3 ?
4
2
3
4
2
4
2
3
4
2
4
2
SO
H
mol
24
x
)
(SO
Al
mol
8
SO
H
mol
x
)
(SO
Al
mol
1
SO
H
mol
3


O
H
mol
6
x
O
H
mol
x
Al(OH)
g
156
O
H
mol
6
g/mol
·78
Al(OH)
mol
2
2
2
3
2
3



22. ¿Qué masa de Al(OH)3 reaccionará con 59 g de H2SO4?
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
RELACIONES DE MASA DE LAS
ECUACIONES
3
4
2
3
4
2
3
Al(OH)
de
g
31,3
x
SO
H
g
59
Al(OH)
g
x
g/mol
98
·
SO
H
mol
3
g/mol
78
·
Al(OH)
mol
2



23. Ejemplo:
Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al
quemar 1 kg de butano (C4H10)
a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O
2
2
10
4
2
10
4
CO
de
L
1544,8
x
CO
L
x
H
C
g
1000
L/mol
22,4
·
CO
mol
8
g/mol
58
·
H
C
mol
2
normales
s
condicione
En
a)



24. REACTIVO LIMITANTE
(Revisar las notas en word enviadas al grupo de Facebook y los tutoriales de RL y RE, tanto en
moles como en gramos)
Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no
en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Si se
parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, entonces el que
se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante, pues la reacción
sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo
en exceso.
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)

25. Recordaran el ejemplo de los “tacos”;
ahora veamos con bicicletas…

26. Ejercicio:
Se tratan 40,0 g de óxido de aluminio, con suficiente disolución de ácido
sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme
sulfato de aluminio y agua. Calcula la cantidad del ácido que se necesita y la
masa de sulfato que se forma.
Al2O3 + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 3 H2O
4
2
4
2
3
2
4
2
3
2
SO
H
de
mol
1,18
x
SO
H
de
mol
x
O
Al
de
g
40,0
SO
H
mol
3
g/mol
102
·
O
Al
mol
1
:
ácido
de
Cantidad


3
4
2
3
4
2
3
2
3
4
2
3
2
)
(SO
Al
de
g
134
x
)
(SO
Al
de
g
x
O
Al
de
g
40,0
g/mol
342
·
)
(SO
Al
de
mol
1
g/mol
·102
O
Al
de
mol
1
:
sulfato
de
Masa



27. L
366
V
atm
5
K
323
·
ol·K)
(L·atm)/(m
0,082
·
mol
69
P
nRT
V
CO
de
mol
69
x
CO
mol
x
H
C
g
1000
CO
mol
8
g/mol
58
·
H
C
mol
2
C
50º
y
atm
5
A
b)
2
2
10
4
2
10
4






28. Ejercicio:
En la descomposición térmica del clorato de potasio en cloruro de
potasio y oxígeno ¿Qué volumen de oxígeno medido a 19ºC y 746 mm
Hg se obtendrá a partir de 7,82 g de clorato de potasio?
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
2
2
2
2
2
3
2
3
O
L
2,33
Hg
mm
760
atm
1
Hg·
mm
746
K
292
·
ol·K)
(L·atm)/(m
0,082
·
mol
10
·
9,57
V
O
de
mol
10
·
9,57
x
O
de
mol
x
KClO
de
g
7,82
O
mol
3
g/mol
·122,6
KClO
mol
2







29. RENDIMIENTO TEORICO
La cantidad máxima que puede obtenerse de un determinado producto
en una reacción química se denomina Rendimiento Teórico. Se calcula a partir
de los coeficientes estequiométricos de una ecuación química y de las masas
y/o cantidades de reactivos empleadas.
¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 g de
hidróxido de aluminio?
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
teórico
o
rendimient
)
(SO
Al
g
85,5
x
)
(SO
Al
g
x
Al(OH)
g
39
·342g/mol
)
(SO
Al
mol
1
g/mol
78
·
Al(OH)
mol
2
3
4
2
3
4
2
3
3
4
2
3




30. RENDIMIENTO TEORICO Y REACTIVO
LIMITANTE
¿Qué sucede si existe un reactivo limitante?
2Sb(g) + 3I2(s)  2SbI3(s)
Si se hacen reaccionar 1,2 mol de Sb y 2,4 mol de I2, ¿cuál será el
rendimiento teórico?
REACTIVO LIMITANTE ES Sb
Sólo hay 1,2 mol
Sb
de
mol
1,6
x
I
de
mol
2,4
Sb
de
mol
x
I
de
mol
3
Sb
de
mol
2
2
2


3
3
3
SbI
g
603
x
SbI
de
g
x
Sb
de
mol
1,2
g/mol
502,5
·
SbI
mol
2
Sb
de
mol
2



31. RENDIMIENTO EXPERIMENTAL.
RENDIMIENTO PORCENTUAL
El Rendimiento Teórico es una cantidad máxima, que en muchas
ocasiones no se alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se completan.
Por ello, la cantidad de producto obtenida experimentalmente (esto es, medida
tras realizar el experimento en el laboratorio) suele ser menor que la calculada
teóricamente. Por ello, se define el Rendimiento Porcentual como el cociente
entre la cantidad de producto obtenida (rendimiento experimental) y el
rendimiento teórico.
Rendimiento porcentual =
Cantidad de producto experimental
Cantidad de producto Teórico
· 100

32. Si la metilamina CH3NH2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción:
CH3NH2(ac) + H+(ac)  CH3NH3
+(ac)
Cuando 3,0 g de metilamina reaccionan con 0,1 mol de H+, se producen 2,6 g de
CH3NH3
+. Calcular los rendimientos teórico y porcentual.
Rendimiento teórico:
El reactivo limitante es la metilamina





H
de
mol
0,096
x
H
de
mol
x
NH
CH
g
3,0
H
de
mol
1
g/mol
31
·
NH
CH
de
mol
1 2
3
2
3
teórico
o
rendimient
NH
CH
de
mol
3,1
x
NH
CH
de
mol
x
NH
CH
g
3,0
g/mol
·32
NH
CH
de
mol
1
g/mol
31
·
NH
CH
de
mol
1
3
3
3
3
2
3
3
3
2
3







33. 84%
porcentual
o
rendimient
·100
teórico
NH
CH
de
g
3,1
al
experiment
NH
deCH
g
2,6
porcentual
o
rendimient
3
3
3
3

 


34. Ejercicio:
Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con
HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida.
Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
2
2
2
H
de
g
0,645
x
H
de
g
x
impuro
Zn
g
100
puro
Zn
g
92,75
impuro·
Zn
g
22,75
g/mol
·2,00
H
mol
1
g/mol
65,4
·
Zn
mol
1



35. Ejemplo:
Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se
necesita para reaccionar exactamente con 100 mL de Na2S 0,1
M.
2 AgNO3 + Na2S Ag2S + NaNO3
mol/L
0,1
AgNO
de
solución
de
mL
200
x
mol/L
,1
0
S
Na
solución
mL
100
mol/L
0,1
AgNO
solución
mL
x
S
Na
mol
1
AgNO
mol
2
3
2
3
2
3


Se puede calcular usando mL porque los factores de conversión
de mL a L se simplifican.