Química. IPRYMA

                                                                              Química. IPRYMA

                                                                                         mvaj

Unidad: Estequiometría

Objetivos:

- Calcular la masa formular y  molar y emplearlas para resolver problemas relacionados con la estequiometría.

- Calcular la composición porcentual de un compuesto a partir de su fórmula química.

- Interpretar datos empíricos o teóricos para determinar la fórmula química.

- Emplear las relaciones estequiométricas y las leyes fundamentales que describen la interacción entre reactantes y productos de una reacción química.

- Balancear las ecuaciones de reacciones químicas aplicando la ley de conservación de la masa.

- Calcular el rendimiento teórico y porcentual de una reacción química.

La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química, así como también  el estudio cuantitativo de las fórmulas químicas.

La estequiometría es una herramienta indispensable en química. Problemas tan diversos como medir la concentración de ozono,  O3,  en la atmósfera, como  determinar el rendimiento potencial de oro de una mena entre otros, implican aspectos de estequiometría.

Pesos formulares y moleculares

El peso formular (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos, PA, de cada uno de los átomos multiplicado por el número de átomos en su fórmula química. Por ejemplo, el fosfato de cobre (II), Cu3(PO4)2, tiene un peso formular de 380,56 uma.

Cu3(PO4)2        3(PA de Cu) = 3(63,54uma) = 190,62 uma

2 (PA de P) =  2(30,97uma) = 61,94 uma

8 (PA de O) = 8(16,00uma) = 128,00 uma

                                              [pic 1]= 380,56 uma. (Masa de una unidad fórmula de la sal)

Si la fórmula química de una sustancia es su fórmula molecular, el peso formular se denomina peso molecular, PM (masa de una molécula de compuesto)

Por ejemplo, el agua, H2O, tiene un PM de 18,00 uma.

H2O        2(PA H) = 2(1,0 uma)= 2,0uma

        1(PA O) =(16,0 uma) = 16,0 uma

        PM H2O = 18,0 uma

Composición porcentual: porcentaje en masa de cada elemento presentes en el  compuesto. (Masa de cada elemento por cada 100 g de compuesto)

[pic 2]

Ejemplo: Calcular la composición porcentual del Cu3(PO4)2 

1º) El  peso formular es  380,56 uma, luego el porcentaje de cada elemento presente en el compuesto es:

 [pic 3]                [pic 4]

[pic 5]                [pic 6].

[pic 7]                [pic 8]

Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano.

Para nuestro ejemplo:        50,09+16,28+33,63 =100        

Mol

El mol es la unidad en química que se utiliza para hablar de átomos, moléculas, iones. Un mol de sustancia equivale a 6,022x 1023 unidades (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.)  Este número se conoce como Número de Avogadro, y corresponde al número de átomos que hay en exactamente 12 g de carbono-12.

Relaciones molares

   * uma = unidad de masa atómica, es la unidad que se usa para expresar la masa de un átomo y equivale a

     1 uma = 1,66054x10-24 g        

En base a la relación que se establece entre: moles, átomos, peso atómico, peso formular  y masa molar para cualquier sustancia, podemos convertir una unidad  en otra utilizando los factores de conversión apropiados.

Ejemplos:

1.- ¿Cuántos moles de hierro representan 25,0 g de hierro (Fe)?

Necesitamos convertir gramos de Fe →moles de Fe. Buscamos el peso atómico del Fe en la Tabla Periódica y vemos que es 55,85 uma por ende 1 mol de hierro =  55,85 g de Fe

[pic 10]

Nota: La unidad de la cantidad a convertir y, del denominador del factor de conversión debe ser la misma.

2.- ¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5,00 g de magnesio, Mg?

PA del Mg = 24,31 uma        [pic 11]Mg = 24,31 g/mol

[pic 12]

3.- ¿Cuál es la masa de 3,01 x 1023átomos de sodio (Na)? [pic 13]Na = 23,0 g/mol

[pic 14]

4.- ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio, NaOH,  hay en 1,0 kg de NaOH?

PF NaOH = PANa + PA O + PA H

              = 23,0 uma+16.0 uma+1.008uma = 40.0 uma        [pic 15]NaOH = 40,0 g /mol

La secuencia de conversión es: kg  de NaOH → g de NaOH → moles de NaOH

[pic 16]

5.- ¿Cuál es la masa de 5,00 moles de agua?

[pic 17]        [pic 18]H2O =  18,0 g/mol

[pic 19]

6.- ¿Cuántas moléculas de H2S (sulfuro de hidrógeno) hay en 25,0 g de compuesto?

[pic 20]        [pic 21] H2S = 34 g/mol

[pic 22]

7.- ¿Cuántos átomos de H hay en 25,0 g H2S?

La secuencia  de conversión es:

g H2S → mol de H2S → moles de átomos de H → nº de átomos de H

[pic 23]

Fórmula empírica y fórmula molecular

La fórmula empírica corresponde a  la relación más simple que puede describir a  un compuesto, entrega la mínima relación de números enteros de átomos de cada elemento presentes en una “fórmula unitaria”. Ejemplos de fórmulas empíricas:

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