ESTEQUIOMETRÍA OBJETIVOS PARTICULARES

FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA

QUIMICA GENERAL

DEPARTAMENTO DE QUIMICA

UNIDAD II: ESTEQUIOMETRÍA

OBJETIVOS PARTICULARES

-        Describir las diversas relaciones cuantitativas asociadas con sustancias (en composición física y química) y con los diferentes tipos de reacciones químicas (reactivo limitante, reactivo en exceso, rendimiento); tomando en consideración las leyes ponderales y volumétrica de la química.

-        Determinar las relaciones cuantitativas (composición molar o másica) de dos o más elementos que conforman una sustancia; así como las relaciones cuantitativas (reactivo limitante, reactivo en exceso, rendimiento) de una o más sustancias que intervienen en una reacción química; aplicando correctamente las leyes ponderales y volumétrica de la química.

-        Valorar el trabajo experimental para la construcción del pensamiento científico y para explicar el mundo que nos rodea.

2.1        Mol y número de Avogadro

2.2        Peso atómico, peso fórmula, peso molecular.

2.3        Composición y porcentaje de pureza.

2.4        Fórmula empírica, fórmula molecular y fórmula de un hidrato.

2.5        Cálculos con reacciones químicas.

2.5.1        Tipos de reacciones químicas: Descomposición, combinación, desplazamiento, doble desplazamiento, redox.

2.5.2        Conceptos y cálculo de reactivo limitante y reactivo en exceso.

2.5.3        Rendimiento de las reacciones químicas.

Tipos de Concentraciones:

Físicas (porcentaje en peso, porcentaje peso/peso, porcentaje peso/volumen, ppm)

Químicas (molaridad, Normalidad).

MOL Y NUMERO DE AVOGADRO:

Número de Avogadro es la cantidad que representa el número de átomos o moléculas en X moles o gramos de cualquier elemento o compuesto. Debido a que los átomos son muy pequeños el número de Avogadro es grande, con una cantidad de 6.022 x 1023.

Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otra partícula) como el número de átomos en 0.012 Kg de Carbono-12 puro. Ejemplo:1 mol de átomos de cloro = 6.022 * 1023 átomos

1 mol de átomos de nitrógeno = 6.022 * 1023 átomos

1 mol de moléculas de N2O = 6.022 * 1023 moléculas

Ejemplo 2.1. Cuántas moléculas de cloro y cuántos átomos de cloro están contenidos en 0.40 moles de cloro gaseoso (cl2), a 25ºC.

        1 mol Cl2                     6.022 * 1023 moléculas

Moléculas de Cl2 =  0.4 moles de Cl2 * 6.022 *1023 moléculas de Cl2   =  2.41 * 1023 moléculas

                                        1 mol de Cl2

        1 molécula de Cl2                   2 átomos de Cl

Átomos de Cl =   # de molécula *  2 átomos de Cl  =   2.41 * 1023  *  2   =  4.82 * 1023 átomos

                                1 molécula                        1

        Número de mol:        moles =    gramos de sustancia

Peso molecular o peso atómico

Ejemplo 2.2. Calcule cuántos átomos de sodio hay en 10 gramos del mismo.

molesCu =    10 g   = 0.434 moles Na

      23 g/mol

        1 mol                6.022 * 1023 átomos Na

        0.434 mol                  X                                        X = 2.613 * 1023 átomos Na        

PESO ATOMICO. PESO MOLECULAR

Peso Atómico:        Se define como el peso de un átomo del elemento comparado con el peso de un átomo de carbono. El peso atómico es característico de cada elemento. Este número indica la masa del elemento por un mol del mismo, por ejemplo:

        Carbono = 12.01 g/mol   12.01 g carbono/ 1 mol

        Hidrógeno = 1.008 g/mol    1.008 g hidrógeno/ 1 mol

Peso Molecular:        El Peso Molecular es la suma de los pesos atómicos (g/mol) en una molécula. Por ejemplo el peso molecular del H2O es: 18 g/mol.

Ejemplo 2.3. Calcular el peso formula gramo del H2SO4

        Pfg H2SO4  =  2 (1g/mol H2)  + 1 (32 g/mol S)  +  4 (16 g/mol O)  = 98 g/mol

COMPOSICION PORCENTUAL:

La composición porcentual de un compuesto es el porcentaje con que cada elemento contribuye a la masa total del compuesto.

Ejemplo 2.4. Cuál es la composición porcentual de cada elemento en el dióxido de azufre (SO2).

Se calcula el Peso Molecular del compuesto:

        PMSO2 = 1 (32 g/mol S)  +  2 (16 g/mol O)  = 64 g/mol

Se calcula el Porcentaje de cada elemento:

        %Elemento =    Peso del Elemento   x  100

                        Peso Molecular del Compuesto

        %S =       Peso del S      x  100  =       32 g/mol     x 100  =  50%

                Peso del SO2                              64 g/mol

        %O2 =       Peso del O2      x  100  =       32 g/mol      x 100  =  50%

                Peso del SO2                                 64 g/mol

PORCENTAJE DE PUREZA.

Porcentaje de Pureza Másica:        En la naturaleza, las sustancias (elementos y compuestos) la mayor parte de las veces se encuentran combinadas con otras, no se encuentran puras. Para determinar el grado de pureza de una sustancia se divide la masa en gramos de la sustancia de interés entre la masa de muestra por 100:

        %Sustancia =   masa en gramos de la sustancia    x  100

                              masa en gramos de muestra

Ejemplo 2.5. Al analizar una muestra 2.042 g de agua y agua oxigenada, se encontró 1.63 g de agua. Calcule el %Pureza del agua y del agua oxigenada en la muestra.

%H2O =     1.63   x 100 =  79.82%                %H202 =     0.412 g   x 100 =  20.176%

              2.042 g                                                2.042 g

        Porcentaje de Pureza Molar:        Para determinar el grado de pureza molar de una sustancia se divide los moles de la sustancia de interés entre los moles de muestra por 100:

        %Sustancia =   moles de la sustancia    x  100

                            moles de muestra

Ejemplo Calcular el %Pureza molar del ejercicio anterior:

moles H20 =   1.63 g . = 9.05*10-2 moles

                    18 g/mol

        moles H202   =   0.412 g . = 1.21 x 10-2 moles        moles totales = 0.1026 moles

                          34 g/mol

        %H2O =       9.05 x 10-2 moles   x 100 =  88.20%

                        0.1026 moles

        %H2O2 =     1.21. x 10-2 moles  x 100 =  11.80%

                        0.1026 moles

FORMULA EMPIRICA, FORMULA MOLECULAR Y FORMULA DE UN HIDRATO:

        Una fórmula indica la composición elemental, los números relativos de cada uno de los átomos presentes, las cantidades reales de cada especie de átomos presentes en una molécula de sustancia o la estructura del compuesto.

        Fórmula Empírica: Es la que proporciona las cantidades mínimas relativas de átomos presentes en un compuesto, también debe indicar el número relativo de moles de cada elemento.

Ejemplo: Un compuesto esta formado por la siguiente composición porcentual estaño 78.8% y oxigeno 21.20% . ¿Cuál es la Fórmula Empírica del compuesto?

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