GC 6 Estequiometria I

Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°6, Común.
Estequiometria I
La estequiometria es el estudio de las proporciones ponderales másicas o volumétricas
en una reacción química, éste término fue establecido en 1972 por el químico alemán Jeremias
B. Richter para designar así a una ciencia que mide la proporcionalidad en la que se deben
combinar los elementos químicos.
Concepto de mol
El mol unidad básica del sistema internacional de
unidades, definida como la cantidad de una sustancia que
contiene tantas entidades elementales (átomos,
moléculas, iones, electrones u otras partículas como
átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono 12. Esa
cantidad de partículas es aproximadamente de
, el
llamado numero de Avogadro. Esa cantidad de cualquier
sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente
igual a la masa atómica de dicha sustancia (carbono 12). El mol
(n) se relaciona con la masa (m) y con el Peso molecular (PM)
de la siguiente manera:
( )
Amedeo Avogadro, físico químico
italiano. Formuló la llamada ley de
Avogadro.
( )
(
)
Número de Avogadro.
Número de Avogadro o Constante de Avogadro es el número de moléculas de un mol de
cualquier sustancia, representado por el símbolo . Ha sido establecido en
.
[
]
Peso Molecular.
La masa o peso de una molécula puede determinarse a través de experimentos o el cálculo
simple. El peso molecular de los átomos elementales, como el carbono, es la misma que el
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número másico, es decir, 12. Si partimos de una molécula de estructura atómica conocida,
podemos calcular su masa molecular. Así, el agua (H2O), que tiene dos átomos de hidrógeno
(la masa atómica del átomo del hidrogeno es igual a uno) y un átomo de oxigeno (la masa
atómica de un átomo de oxígeno es igual a 16), tiene una masa molecular igual a 18, ya que
se calcula multiplicando los 2 átomos de hidrogeno por 1 (masa de H) y luego se le suma la
multiplicación de 1 átomo de oxigeno por 16 (masa de O). En la determinación experimental
del peso molecular de una sustancia, se calcula la masa real en gramos por mol.
PM (
)= (2 x 1) + (16 x 1) = 18[Gramos/Mol]
Cálculo de Pesos Moleculares.
El cálculo de un peso molecular es sencillo, para realizarlo se siguen los siguientes pasos:
1. Identificar los átomos presentes en la molécula y cantidad de cada uno de ellos.
2. Buscar el peso atómico de cada especie existente en la molécula.
3. Multiplicar el peso atómico de cada especie por su respectiva cantidad y sumar
todos los productos anteriores.
Ejemplos:
Calcular el Peso Molecular para cada uno de los siguientes compuestos:
Pesos atómicos: (H = 1 [g/mol], P = 31 [g/mol], C = 12[g/mol], S = 32 [g/mol],
O = 16[g/mol] , Ca= 40 [g/mol], N = 14 [g/mol], Al = 27 [g/mol] )
= 1x2 + 32x1 + 16x4 = 98 [g/mol]
(
)
=
=
(
)
=
=
=
(
)
=
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Molécula.
La molécula es la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene las propiedades
químicas específicas de esa sustancia. Si una molécula se divide en partes aún más pequeñas,
éstas tendrán una naturaleza diferente de la sustancia original. Por ejemplo, una muestra de
agua puede dividirse en dos partes, y cada una dividirse a su vez en muestras de agua más
pequeñas.
El proceso de división y subdivisión finaliza al llegar a la molécula simple de agua, que si
se divide dará lugar a algo que ya no es agua: hidrógeno y oxígeno.
Cada molécula se presenta independientemente de las demás. Si se encuentran dos
moléculas, se suele producir un rebote sin que ocurran cambios fundamentales. En caso de
encuentros más violentos se producen alteraciones en la composición de las moléculas, y
pueden tener lugar transformaciones químicas.
Las moléculas de los compuestos están constituidas por átomos de los elementos que los
forman. Se dice que una molécula es diatómica cuando está compuesta por dos átomos y
poliatómica si tiene gran número de átomos. Existen moléculas compuestas de cientos, miles,
incluso millones de átomos. Gran parte de la química moderna está dedicada al estudio de la
composición, estructura y tamaño de las moléculas. Para estudiar las moléculas y sus
reacciones se emplean descargas de rayos láser de cortísima duración.
Las moléculas simples son las de menor tamaño. Así, las moléculas de hidrógeno tienen
un diámetro de unos
[m]y una masa de unos
[kg]. Otras moléculas más
complejas adoptan la forma de cadenas, anillos o hélices.
Composición porcentual a través de la fórmula química.
La composición porcentual es la relación en porcentaje en masa de un elemento del
compuesto químico respecto a la masa total del compuesto.
La suma de las composiciones porcentuales de todos los elementos debe ser igual a 100,
es decir la suma de la relación masa elemento/masa compuesto debe ser 1.
Ejemplo:
Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno.
Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.
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Datos: La masa atómica del azufre (S) es 32,1 [g/mol] y la del oxígeno (O) 16,0 [g/mol].
Peso Molecular del SO2 = (32,1) + (2 x16) = 64,1 [g/mol].
Porcentaje de azufre en el compuesto:
(
)
(
(
)
(
)
)
Comprobamos con la suma porcentual, es decir, 50.1% + 49.1% = 100%.
Determine el porcentaje en peso de
(N) en el
=
(P) en el (
)
(O) en el
=
(S) en el
(H) en el
(Mn) en el
=
=
=
=
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Ejercicios.
1.
¿Cuál de los siguientes compuestos tiene el más alto porcentaje en hierro? (
Fe = 56 g/mol, O=16 g/mol , S=32 g/mol , C=12 g/mol )
A) FeS.
B) FeO.
C) Fe2SO4.
D) Fe3O4.
E) Fe3CO4.
2.
La masa molar del butano
es 58 [g/mol], se puede afirmar que:
I) en un mol de butano hay 58 x
gramos de butano.
II) la masa de una molécula de metano es 58 [g/mol].
III) la masa de 2 moles de butano es 2 x 58 gramos.
Es (son) correcta (s):
A) Solo I
B) Solo II.
C) Solo III.
D) Solo II y III.
E) ninguna de las anteriores.
3.
En una muestra se pesan 20 gramos de un compuesto X de peso molecular
PM(X)=100 [g/mol]. ¿Cuantos átomos presenta la muestra del compuesto?:
A) 20x100/
[átomos]
B) 100/(
x 20) [átomos]
C) 20x
/100 [átomos]
D)
x 100/20 [átomos]
E) 20/100 [átomos]
4.
El numero de Avogadro (n) puede representar:
A) 1 litro de materia
B) 22,4 litros de materia
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C) 1 gramo de materia
D) 1 ml de materia
E) 1 átomo de materia
5.
El
tiene una masa molar de 44 [g/mol], se puede afirmar que :
I)
II)
III)
La masa de una molécula de
es de 44/
g.
Un mol de
, a 1 atm y 0°C, ocupa un volumen de 22,4 L
La masa de un mol de
es 44 g.
Es (son) correcta (s):
A) Solo I
B) Solo II
C) Solo I y III
D) Solo I y II
E) I, II y III
6.
Una muestra de glucosa
contiene
¿Cuántos átomos de hidrogeno contiene la muestra?
A)
B) (
C)
D)
E)
7.
átomos de carbono
[átomos de H]
)
[átomos de H]
[átomos de H]
[átomos de H]
[átomos de H]
En 48 gramos de Ozono
:
A) 22,4 litros de
B) 1 litro de
C) 22,4 ml de
D) 1 átomo de
E) 48 moles de
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8.
¿Cual es el porcentaje en peso de carbono en el propano
g/mol ,H= 1 g/mol)
? ( C =12
A) (44 x 36) %
B) (44/8) x 100 %
C) (8/44) x 100 %
D) (9/22) x 100 %
E) (2/11) x 100 %
9.
La masa molecular de la glucosa (C6H12O6) es 180. Entonces, se puede
afirmar
I) la masa de una molécula de glucosa es 180 gramos.
II) la masa de un mol de glucosa es 180 gramos.
III) 6,02 x 1023 moléculas de glucosa tienen una masa de 180 gramos.
Es (son) correcta(s)
A) Sólo I.
B) Sólo II.
C) Sólo III.
D) Sólo I y II.
E) sólo II y III.
10.
La fórmula química NO2 puede representar a:
I)
II)
III)
una molécula de NO2.
un mol de NO2.
6,02 x 1023 moléculas de NO2.
Es (son) correcta (s):
A) Sólo I.
B) Sólo II.
C) Sólo III.
D) Sólo II y III.
E) I, II y III
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