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Colegio Alberto Blest Gana
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SUBSECTOR DE APRENDIZAJE: QUIMICA
NOMBRE GUIA Y/O MÓDULO DE APRENDIZAJE: LEYES PONDERALES Y ESTEQUIOMETRIA.
NIVEL: 2ºMEDIO
PROFESORA: GLORIA PONCE MARMOLEJO
OBJETIVOS GUIA Y/O MODULO DE APRENDIZAJE:
 Identificar reactivos y productos en una ecuación química.
 Formular ecuaciones químicas a partir de información textual.
 Explicar las leyes de la combinación química ejemplifica cada una de ellas.
 Obtener información cualitativa y cuantitativa de una reacción química a partir de su ecuación química.
 Determinar cantidades de mol a partir de los índices estequiométricos.
 Obtener información cuantitativa y cualitativa de una ecuación química.
 Calcular la masa atómica de un elemento a partir de la información de sus isótopos naturales.
 Calcular la masa molecular extrayendo información desde la tabla periódica.
 Determinar la composición porcentual de un compuesto a partir de datos experimentales.
 Resolver situaciones problemáticas aplicando las leyes ponderales y la estequiometria.
ECUACIONES QUÍMICAS.
Una ecuación química es la representación esquemática mediante fórmulas y símbolos de un cambio o reacción química.
Partes de una ecuación química
Reactivos o reactantes: Son las sustancias que reaccionan. Están colocadas antes de la flecha.
Productos: Son las sustancias que se forman. Están colocadas después de la flecha.
→ la fecha separa reactivos de productos. Indica transformación y dirección de la reacción. Se lee “produce”. Si sobre la flecha
está el símbolo ∆, indica que se aplico calor.
Coeficientes: Son los números colocados antes de cada sustancia. Indican el número de moles que reaccionan de cada reactivo
y el número de moles que se forman de cada producto.
Algunas veces, la ecuación muestra el estado físico de las sustancias que participan, indicando una letra minúscula entre
paréntesis, después de cada sustancia: (s)sólido ; (l) líquido ; (g)gas
Si la sustancia reacciona o se producen en solución se usa el símbolo (ac) que significa acuoso.
A continuación se muestra un ejemplo señalando las partes de la ecuación:
4Cr(s) + 3 O2(g)
→
2 Cr2O3 (s)
Esta ecuación se leería así: Cuatro moles de cromo sólido reaccionan con tres moles de oxígeno gaseoso para producir, en
presencia de calor, dos moles de óxido de cromo III.
Reactivos: Cromo sólido y oxígeno gaseoso.
Producto: Óxido de cromo III sólido
Coeficientes: 4, 3 y 2
Ejercicio 1 ¿cómo leerías esta ecuación?
Mg3N2 (s) + 6 H2O (l) →
3 Mg (OH)3 (ac) + 2 NH3 (g)
Respuesta Ejercicio 1:
a.Un mol de nitruro de magnesio sólido reacciona con seis moles de agua líquida y producen tres moles de hidróxido de magnesio
en solución y dos moles de amoniaco gaseoso.
b.. El gas metano (CH4) se produce naturalmente como producto final de la putrefacción anaeróbica de las plantas, pudiéndose
aprovechar para producir biogás. En las minas de carbón se le denomina grisú y es muy peligroso por su facilidad para inflamarse,
pues al reaccionar con el oxígeno molecular del aire (O2), en proporción 1 : 2 respectivamente, se produce combustión
liberándose calor, gas dióxido de carbono (CO2) y dos moléculas de agua (H2O) en forma de vapor. Escriba la ecuación.
c. En un recipiente de porcelana se calienta hasta que se funde el metal de sodio (Na). Posteriormente, se sumerge en el gas
cloro (Cl2), comenzando a quemarse, emitiendo una llama de color amarillento intenso y un humo blanco que indica la formación
del cloruro de sodio (NaCl). Para que la reacción cumpla con la Ley de Lavoisier, el cloro y el sodio deben reaccionar en
proporción 1 : 2, permitiendo la formación de dos “moléculas” de sal. Escriba la ecuación.
Reactivos: Nitruro de magnesio sólido (MgN2), agua líquida (H2O)
Respuestas: 1 a.Productos: Hidróxido de magnesio en solución [Mg (OH)2] y amoniaco gaseoso (NH3 )Coeficientes: 1, 6, 3 y 2
1b CH4(g) + O2 (g)
→ CO2 (g) + H2O (g)
1c 2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl(s)
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Tipos de reacciones químicas
1. Reacciones de combustión.- Sustancias formadas por C, H y a veces, O, reaccionan con oxígeno y producen CO2 (dióxido de
carbono) y H2O (agua). Ejemplo:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)
2. Reacciones de combinación, composición o síntesis: Dos o más sustancias se combinan para producir un solo compuesto.
A + B → AB
A y B pueden ser elementos o compuestos, AB representa la fórmula de un compuesto.
Ejemplo: N2(g) + 3H2 → 2NH3 (g)
3. Reacciones de descomposición o análisis. Un solo compuesto, se descompone en dos o más sustancias que pueden ser
elementos y/o compuestos.
AB → A + B
Ejemplo: 2KClO3(s) → 2KCl (s) + 3O2 (g)
4. Reacciones de sustitución o desplazamiento simple: Un elemento A reacciona con un compuesto BC, reemplazado a uno
de los elementos de dicho compuesto, formando un compuesto AC y un elemento B.
A + BC →
AC + B
Ejemplo: Cu (s) + 2Ag NO2(ac) → Cu(NO3)2 (ac) + 2 Ag (s)
5. Reacciones de doble sustitución: Dos compuestos AB y CD intercambian sus elementos. AB + CD →
Ejemplo:
H2SO4 (ac) + NaCl (ac) →
HCl (g) + NaHSO4(ac)
AC + BD
Balanceo de ecuaciones
Las ecuaciones químicas, además de entregar información cualitativa, proporcionan información cuantitativa. Para ello, es
necesario establecer el balance de la ecuación cumpliendo así con lo estipulado por Lavoisier.
Entonces, la finalidad del proceso de balance de ecuaciones químicas es igualar la cantidad de átomos de cada tipo a cada
lado de la ecuación. Antes de comenzar a balancear ecuaciones es necesario considerar que al contar los átomos participantes
en un compuesto:
1. Los subíndices estequiométricos no pueden ser cambiados, pues éstos indican las proporciones definidas y múltiples. Al
alterarlos, se modifica automáticamente el compuesto. Por ejemplo, los subíndices para el agua son 2 y 1 para el hidrógeno y
oxígeno, respectivamente. Si uno de ellos es cambiado, el compuesto ya no será agua, pues la proporción entre ambos habrá
cambiado.
H2O
Subíndice estequiométrico. Se contabilizan 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno
2. Los coeficientes estequiométricos afectan la cantidad de átomos de un compuesto, pues multiplican al subíndice estequiométrico; por ejemplo: 3 H2O . El coeficiente estequimétrico 3, modifica la cantidad de átomos, en este caso se contabilizan 6
átomos de hidrógeno y 3 átomos de oxígeno
3. Como puedes observar, el número 1 no se escribe.
Existen dos métodos para balancear ecuaciones:
a. Método de tanteo: consiste en contabilizar las especies existentes en reactantes y productos, para posteriormente asociar
números que multiplicados por las especies existentes igualen las cantidades a ambos lados. Los números que se escojan sólo
pueden ser empleados como coeficientes estequiométricos. Te recomendamos seguir el siguiente esquema:
Paso 1: escribe a ambos lados de la ecuación los elementos presentes en el mismo orden. Por ejemplo, para la formación del
agua la ecuación química es:
Reactivos
Producto
H2(g) + O2(g)
→
H2O(l)
H=
H=
O=
O=
Paso 2: contabiliza los elementos que representen los reactivos y productos considerando los subíndices y coeficientes
estequiométricos.
Reactivos
Producto
H2(g) + O2(g)
→
H2O(l)
H=2
H=2
O=2
O=1
Paso 3: observa que existen diferencias entre las cantidades de oxígeno presentes en los reactivos (2) y los productos (1). Para
igualar las cantidades, se puede amplificar por el número 2 la cantidad de oxígeno en los productos. Esta amplificación, como se
indicó con anterioridad, sólo puede ser por coeficiente y no por subíndice, por lo tanto, que la cantidad de oxígeno se ha
equilibrado, pero ha producido un desequilibrio en la cantidad de hidrógeno.
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Para solucionar este desequilibrio será necesario buscar un número que multiplicado por la cantidad de hidrógeno de los reactivos
iguale la que está presente en los productos. ¿Cuál es el número? 2. Número que debe ser dispuesto como coeficiente, por ende:
Reactivos
Producto
2H2(g) + O2(g)
→
2H2O(l)
H=4
H=4
O=2
O=2
Las cantidades están igualadas, por lo tanto, se dice que la ecuación está balanceada, igualada o equilibrada.
b. Método algebraico: Para poder igualar la ecuación forma un sistema de ecuaciones, a partir del cual se conocerán las
incógnitas que representan los coeficientes estequiométricos. Observa el siguiente ejemplo:
Paso 1: escribe a ambos lados de la ecuación los elementos presentes en el mismo orden. Por ejemplo, para la formación del
agua, la ecuación química es:
Reactivos
Producto
H2(g) + O2(g)
→
H2O(l)
H=
H=
O=
O=
Paso 2: antepón en cada elemento una letra (a,b,c,d, etc.) y empléala para contabilizar los elementos presentes en reactivos y
productos, considerando los coeficientes y subíndices estequiométricos.
Reactivos
Producto
aH2(g) + bO2(g)
→
c H2O(l)
H = 2a
H =2c
O = 2b
O =c
Paso 3: gracias al balance de la ecuación, se espera que la cantidad de elementos de cada tipo se iguale en ambos lados de la
ecuación, es decir, que la cantidad de hidrógeno sea igual en reactivos y productos, lo mismo para el oxígeno. Se deduce
entonces:
Elemento
Hidrógeno
Oxígeno
Reactivos
2a
2b
=
=
Productos
2c
1c
Nuestro sistema de ecuaciones es:
2a=2c
2b=1c
Paso 4: es necesario resolver el sistema. Para ello se considera que “a” es igual a 1. Entonces: en la primera ecuación, al
reemplazar “a” como 1 se tiene:
2·1=2c
Despejando “c”, se obtiene:
2/2=c
1=c
Conociendo el valor de “c” podemos emplear la ecuación 2 para determinar el valor de “b”.
2·b=1·1
Despejando “b” se tiene:
b=1
2
Paso 5: en síntesis, a = 1, b = ½ y c = 1. En este caso nos encontramos con un valor decimal expresado como fracción. Entonces
es necesario buscar un valor que al multiplicarlo por todos los coeficientes estequiométricos los convierta en números enteros.
En este caso, al multiplicar los valores por 2, se obtendrá que:
a=2
b=1
c=2
Paso 6: Una vez obtenidos los valores como números enteros, se reemplazan en la ecuación en el mismo orden en el que se
asignaron.
Reactivos
Producto
aH2(g) + bO2(g)
→
c H2O(l)
2H2(g) + O2(g)
→
2 H2O(l)
Las cantidades están igualadas. Cualquiera sea el método que utilices para ajustar los coeficientes estequiométricos de las
ecuaciones químicas no equilibradas hay que tener presente que debe cumplir con la Ley de conservación de masa, es decir, la
masa de los reactantes debe ser igual a la de los productos. Por lo tanto, utiliza siempre el siguiente protocolo:
1. Identificar los reactivos y productos.
2. Plantear la ecuación de la reacción química considerando el número de elementos participantes.
3. Contar y comparar el número de elementos antes y después de la flecha.
4. Determinar cuáles elementos se deben balancear.
5. Encontrar los coeficientes estequiométricos que corresponden a cada elemento o grupo de elementos, de forma de conseguir la
igualdad antes y después de la flecha.
6. Comprobar que los demás elementos queden balanceados.
7. Asegurarse de que todos los elementos antes y después de la flecha se encuentren en el mismo número entero y que sea el
mínimo posible.
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Ejercicio 2 .Balancee las siguientes ecuaciones e identifique la reacción:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
C4H10(g) + O2(g)
→
CO2(g) + H2O(g)
C6H12O6(g) + O2(g)
→
CO2(g) + H2O(g)
SO3(g) + H2O(l)
→
H2SO4 (ac)
HCl(ac) + Ca(s)
→
CaCl2(ac) + H2(g)
LiOH(s) + CO2(g)
→
Li2CO3(s) + H2O(l)
AgNO3(ac) + H2S(ac)
→
Ag2S(ac) + HNO3(ac)
Fe2S3 + H2O + O2 → Fe(OH)2 + S
Respuestas:
2a . (2-13-8-10)
2d (2-1-1-1)
2e ((2-1-1-1)
2b (1-6-6-6)
2c (1-1-1)
2f (2-1-2-1)
2g
(1-2-1-2-3)
El Mol
Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12
gramos de 12C.
Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023
Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.
Masas atómicas y moleculares
Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.
La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y
uno de oxígeno.
Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.
La escala de masa atómica
Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes.Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus
elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9
gramos oxígeno.
Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O. Por
tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno. De manera que 1
átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.
Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos
masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.
Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10 -24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una
masa de 2,6561 X 10-23 gramos.
Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para
trabajar con números tan pequeños.
Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono (
masa = 12 uma).
Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15,995 uma.
Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:
1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos y al revés, 1 gramo = 6,02214 x 1023 uma
Masa atómica promedio
Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos.
Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada
isótopo.
A = A1 x % + A2 x % +….+An x %
100 %
Ejemplo:
El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C.
Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:
(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma
La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se dan en las tablas
periódicas.
Realiza el siguiente ejercicio ¿Cual es el promedio de la masa atómica del Plomo?
Isótopo
Unidad de masa atómica
% de abundancia
204 Pb
203,973 uma
1,480
206 Pb
205,974 uma
23,60
207 Pb
206,9759 uma
22,60
208 Pb
207,9766 uma
52,30
Respuesta: 207,177 uma
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Masa Molar de un elemento: es la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento
Por ejemplo: El oxigeno tiene una masa molar o peso atómico de 16 g/mol o 16 uma.es decir, 16 gramos de oxígeno equivale a un
mol de esta sustancia o existen en esta masa 6,02 x 10 23 átomos.
¿Cuánto masa un átomo de oxígeno? Para responder a esta pregunta, se usa el concepto de mol y masa molar, como se detalla
a continuación:
16 g de oxigeno =
X
despejando X , queda : X = 16 ∙ 1
6,02 x 10 23 átomos
1 átomo
6,02 x 10 23
La masa de un átomo de oxígeno 2,7 x 10-23 g
Masa Molar de un compuesto o masa molecular o peso molecular
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso molecular de: [2 x (1 uma)] + [1 x (16 uma)] = 18, uma
Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos. ¿Cuánto masa una molécula de agua?
Usando los conceptos en la relación matemática será:
18 g de agua =
X
despejando X , queda : X = 18 ∙ 1
6,02 x 10 23 moléculas
1 molécula
6,02 x 10 23
La masa de un átomo de agua es 3 x 10-23 g
Ejercicio 3: Usando la masa atómica de los elementos involucrados, responda:
a. Determine la masa de un átomo de Flúor, Calcio y Hierro
b. Determine la masa molecular de
NaCl C6H12O6
Fe(OH)2 y
Li2CO3
c. ¿Cuánto masa una molécula de Fe(OH)2 y
Li2CO3 ?
d. ¿Cuanto masan tres moles de NaCl , Fluor?
e. La glucosa (C6H12O6) es la principal fuente de energía para el metabolismo celular. Se obtiene fundamentalmente a través
de la alimentación, y se almacena principalmente en el hígado. Calcula el número de átomos de carbono (C) que hay en
0,35 mol de C6H12O6.
f. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 0,25 mol de Ca(NO3)2
3a
3b
3c
3d
3e
3f
3,2 x 10-23 g ; 6,6 x 10-23 g ; 9,2 x 10-23 g
58,5 g/mol
; 180g/mol
; 89,8 g/mol
1,5 x 10-22 g
; 1,2 x 10-22 g
175,5 g
; 57 g
1,26 x 10 23 átomos
9 x 10 23 atomos
; 74 g/mol ( también es correcto si responde en uma)
Composición porcentual a partir de las fórmulas
A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto.
Usaremos de ejemplo al metano CH4 y las masas atómicas de los elementos(Carbono 12 uma , Hidrógeno 1 uma) que lo
componen.
Masa molecular del metano es : [1 x (12 uma)] + [4 x (1 uma )] = 16 uma (también puede usar g/mol)
Para obtener el %C, se realiza la siguiente proporción:
12 uma de carbono =
X
; al despejar X
X = 12 ∙ 100
16 uma de metano
100 % de metano
16
Por lo tanto, el % de carbono es 75% . Para obtener el % de Hidrógeno, puede realizar la siguiente operación:
100% de CH4 ─ 75% de Carbono = 25% de Hidrógeno
O bien realizar proporcionalidad:
4 uma de hidrógeno =
X
; al despejar X
X = 4 ∙ 100
16 uma de metano
100 % de metano
16
X = 25% de Hidrógeno
Ejercicio 4: Determine la composición porcentual de los siguientes compuestos:
a. CuSO4
b. Ca(OH)2
c. Fe(NO3)3
d. Ni 3 P2
4a (39,8% de Cu, 20% de S y 40,1% de Oxígeno)
4b (54% de Ca, 43,2% de O y 2,7% de Hidrógeno)
4c (31% de Fe, 15,5% de N y 53,4% de Oxígeno)
4a (74% de Ni , 26% de fosforo)
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Información cuantitativa a partir de ecuaciones químicas balanceadas
Las ecuaciones químicas entregan información cuantitativa y cualitativa de relevancia, gracias a la que es posible explicar e
incluso predecir el comportamiento de algunas reacciones químicas, facilitando con ello el manejo de laboratorio e industrial de
productos químicos, a fin de obtener las materias primas y productos que consumimos a diario.
La fórmula del agua es H2O.
De ella se puede extraer la siguiente información:
1. Está compuesta por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
2. Un mol de agua.
3. Un mol de moléculas de agua.
4. 6,02 · 1023 moléculas de agua.
5. De acuerdo con la masa molar, corresponde a 18,02 g de agua.
Aplicando lo anterior a una ecuación química balanceada, se puede obtener información como la que se presenta en el siguiente
cuadro
2 H2 (g)
O2(g)
→
2 H2O (l)
reactante
reactante
producto
2 moles de H idrógeno
1mol de Oxígeno
2 moles
2 moles de moléculas
1 mol de moléculas
2 moles de moléculas
2 ∙ 6,02 · 1023 moléculas
6,02 · 1023 moléculas
2 ∙ 6,02 · 1023 moléculas de agua.
2 (2 átomos de H)
1 (2 átomos de O)
2 · (2 átomos de H + 1 átomo de oxígeno)
2( 2∙ 1 uma)
4g
0,5 moles
1 ( 2∙ 16 uma)
32 g
0,25 moles
2( 2∙ 1 uma + 1∙16 uma)
36 g
0,5 moles
Leyes ponderales
En 1774, Lavoisier enunció su Ley de conservación de la masa, indicando que “en toda transformación química, la masa total de
los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción”, es decir, la materia ni se crea ni se
destruye, sólo se reorganiza.
La Ley de Lavoisier hizo posible la aparición de la ecuación química la que se sustenta en dos pilares, uno es la ley de Lavoisier
y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos, cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables
químicos, entre los cuales también destaca Lavoisier. Consideremos el ejemplo de la combustión del carbono:
C(s) + O2(g)
→
CO2(g) + H2O(g)
( no balanceada)
Ejemplo: 12 g de carbono reaccionan 4 g de hidrógeno para dar como producto 16 g de metano , es decir;
reactantes
productos
C
+
H2 → CH4
12g
4g
= 16 g
La ley se cumple, existe igualdad entre las masas de los reactantes con la de los productos, pero al observar los coeficientes
estequimetricos no hay igualdad, por lo tanto debes balancear la ecuación , como ya lo aprendiste , de tal manera que la ecuación
quedaría
C
+
2 H2 → CH4
Gracias a estos coeficientes, se cumple la ley de conservación de la materia, es decir, en ambos lados de la ecuación
se contabiliza la misma cantidad de átomos, pues, ¡ninguno de ellos puede desaparecer durante el proceso!
El producto obtenido no tiene elementos distintos a los presentes en los reactivos La gran diferencia entre el “antes” y el “después”
es el orden de los elementos.
Ley de la composición definida o Ley de Proust. Quien apoyado en un experimento realizado en 1799 demostró que la
composición del carbonato cúprico era siempre la misma, cualquiera que fuese su método de obtención en la naturaleza o en el
laboratorio: 5 partes de cobre, 4 de oxígeno y 1 de carbono. Es decir, cuando dos o más elementos se combinan para formar
un compuesto lo hacen en una relación ponderal (o de masas) fija y definida.
Ejemplo en una gota de agua pura o una tonelada de agua o en un vaso de agua pura, siempre existirá la misma proporción 11,1
% de hidrógeno y 88,9 % de oxígeno
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Ley de proporciones múltiples o ley de Dalton. (1803). Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, la
cantidad de un mismo elemento que se combina con una cantidad fija del otro guarda una relación que corresponde a números
enteros sencillos. Así como en el ejemplo del agua (H2O) y peróxido de hidrógeno(H2O2), se establece la Ley de las
proporciones múltiples , en la cual los átomos de dos o más elementos se pueden combinar en proporciones diferentes de
números sencillos para producir más de un compuesto distinto.
Ley de Richter o de las proporciones recíprocas. (1792).
Las masas de los elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan
la misma relación que las masas de aquéllos elementos cuando se combinan entre sí.
ESTEQUIOMETRIA.- Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en
una reacción química.
Estas relaciones pueden ser:
a.-Mol-mol . Para la siguiente ecuación balanceada:
4 Al + 3 O2 → 2 Al2 O3
1.- ¿Cuántos moles de O2 reaccionan con 3,17 moles de Al? Siempre la ecuación debe estar equilibrada
4 Al
+
3 O2
4 moles
3moles
3,17 moles
X
Con la información obtenida realizo una ecuación:
4 moles de aluminio =
3,17 moles de aluminio
3 moles de oxígeno
X
Respuesta : 2, 38 moles de oxígeno
→
2 Al2 O3
2 moles
; al despejar X
b) A partir de 8.25 moles de O2, ¿cuántas moles de Al2O3 (óxido de aluminio) se producen?
4 Al
+
3 O2
→
2 Al2 O3
4 moles
3moles
2 moles
8,25
X
Con la información obtenida realizo una ecuación:
3 moles de oxígeno = 8,25 moles de oxígeno
; al despejar X
2 moles de Al2 O3
X
X = 3 ∙ 3,17
4
X = 2 ∙ 8,25
3
Respuesta: 5, 5 moles de óxido de aluminio
b. Mol- gramo
La siguiente ecuación muestra una reacción de combustión y está balanceada:
2 C8H18(g) + 25 O2(g)
→
16 CO2(g) + 18 H2O(g)
a. ¿Cuántos gramos de C8H18 (octano) son necesarios para obtener 5, 7 moles de CO2?
2 C8H18(g)
+
25 O2(g)
→
16 CO2(g)
+
2moles
25moles
16moles
x
5,7moles
Con la información obtenida realizo una ecuación:
2 moles de octano =
X
; al despejar X
X = 2 ∙ 5,7
16 moles de CO2
5,7 moles de CO2
16
Respuesta: 0, 713 moles de octano
18 H2O(g)
18 moles
Colegio Alberto Blest Gana
“Jóvenes emprendedores para el siglo XXI”
Coordinación Académica
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Para obtener la masa de octano, debo conocer la masa molecular de este compuesto ( 8x 12uma+18x1uma) = 114uma o g/mol,
Entonces:
1 mol de octano =
0,713 moles
; al despejar X
X = 114 ∙ 0,713
114 g octano
X
1
Respuesta: 81,28 g
Si se obtienen 55.0 g de vapor de agua, ¿cuántas moles de O2 se utilizaron?
55 g de H2O
=
X
; al despejar X
18 g
1 mol
X = 1 ∙ 55
18
Respuesta: 3,06 moles de agua, para obtener la pregunta requerida , debo
3,06 moles de agua =
18 moles de H2O
X
25 moles O2
; al despejar X
X = 25 ∙ 3,06
18
Respuesta: 4, 25 moles de oxígeno
c. Relación gramos-gramos
¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2 en base a la siguiente ecuación balanceada?
4 Zn (s) +
10 HNO3 (ac)
→ 4 Zn(NO3)2 (ac)
+
N2O (g)
+
5 H2O (l)
Debemos trasformar la masa en gramos de Zn(NO3)2 a moles , la masa molar de este compuesto es (1x 65,4 uma + 2x14 uma +
6x16 uma) = 189,4 uma o g/mol, Entonces:
100 g de Zn(NO3)2
=
X
; al despejar X
189,4 g
1 mol
Respuesta: 0,528 moles de Zn(NO3)2 , para obtener la pregunta requerida , debo
10 moles de HNO3 =
X
4 moles de Zn(NO3)2
0,528 moles Zn(NO3)2
Respuesta: 1, 32 moles de HNO3
; al despejar X
X = 1 ∙ 100
189,4
X = 10 ∙ 0,528
4
Debemos trasformar los moles de HNO3 a gramos, la masa molar de este compuesto es (1x 1 uma + 1x14 uma + 3x16 uma) = 63
uma o g/mol, Entonces:
1,32 moles de HNO3
1 mol HNO3
Respuesta : 83,16 g HNO3
=
X
63 g de HNO3
; al despejar X
X = 1,32 ∙ 63
1
Ejercicio 5
a¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? (No olvide balancear la reacción.)
Mg + N2
Mg3N2
b.Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la
componen según la reacción
2NaN3
2Na + 3N2
¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno gaseoso?
c.La fermentación de glucosa (C6H12O6) , produce etanol (C2H5OH) y dióxido de carbono:
C6H12O6(ac)
2C2H5OH(ac) + 2CO2(g)
¿Cuántos moles de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa?
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Formula Empírica y Formula Molecular
La fórmula empírica(FE) o fórmula mas simple expresa la relación de números enteros de átomos presentes en un
compuesto
La fórmula molecular(FM), en tanto, es la denominada fórmula verdadera y representa la cantidad total de átomos
de cada elemento que hay en una molécula de un compuesto. Es posible que dos o más sustancias presenten la
misma composición porcentual y sean compuestos completamente distintos. La masa molecular es fundamental
para determinar la formula molecular.
Para obtener la FE de un compuesto como de un compuesto que tiene 73,9% de mercurio y 26,1% de cloro en
masa.
Procedimiento.
1.- dividir la masa de cada M.Atomica de los elementos involucrados en el compuesto
73,9% de mercurio y 26,1% de cloro ( se modifica el% a masa para obtener los moles)
73,9 g de mercurio
26,1 g de cloro
200,6g/mol
35,5g/mol
0,368 moles
0,735 moles
2.- Se divide por la cantidad de moles menor
0,368 moles = 1
0,368 moles
0,735 moles = 2
0,368 moles
3.- La relación es 1:2, es decir Hg Cl2
En el caso de la Vitamina C (ácido ascórbico) . Ocurre lo siguiente 40,92 % de C y 4,58 % de H, en masa. El resto,
hasta completar el 100%, es decir el 54,50 %, es de O. El peso molecular de este compuesto es de 176 uma.
Carbono
Hidrogeno
Oxígeno
%
40,92%
4,58%
54,5%
Masa
40,92 g
4,58 g
54,5 g
Moles
40,92 g =3,41
4,58 g =4,58
54,5 g =3,41
12g/mol
1g/mol
16g/mol
Relacion
3,41 = 1
4,58 = 1,3
3 ,41 = 1
3,41
3,41
3,41
Las cantidades relativas en el caso del Hidrogeno es 1,3 , hay que normalizarla para que sea numero entero, así que
se multiplica por 3 y luego se amplifica en el Carbono y el oxígeno , quedando la Formula empírica : C3 H4 O3
Para obtener la F .Molecular , debo determinar la Masa molecular del compuesto y compararlo con el dato dado
Entonces: 3 x 12 uma + 4 x 1 uma + 3x 16 uma = 88 uma y el valor dado es 176 uma, por lo tanto , busco un
múltiplo para obtener la masa molecular , es decir , debo multiplicar por 2.
La Formula molecular del acido ascórbico es C6 H8 O6
Determine la fórmula empírica de un compuesto que contiene 52.9% de aluminio y 47.1% de oxígeno
Ejercicio 6
a. La hidroquinona es un compuesto orgánico que comúnmente se utiliza como revelador de fotografía. Tiene una masa molar de
110,1 g/mol y una composición de 65,45% de carbono, 5,45% de hidrógeno y 29,09% de oxígeno.
b. Un tipo de azúcar natural muy dulce que se encuentra en la miel y frutas. Su masa molar es de 360 g/mol y su composición es
de 40% de carbono, 6,7% de hidrógeno y 53,3% de oxígeno.
c. Un compuesto orgánico de composición es de 60% de carbono, 4,48% de hidrógeno y 35,5% de oxígeno.
Su masa molar es de 276 g/mol
Respuestas:
6a C6H6O2
6b C12H24O12
6c C14H12O6