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ESTEQUIOMETRIA,[object Object],   La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas que existe entre las sustancias que participan en una reacción química.,[object Object],Relaciones cuantitativas:,[object Object],Entre los elementos en un compuesto (estequiometría de composición).,[object Object],Entre las sustancias químicas cuando sufren reacciones químicas (estequiometría de la reacción).,[object Object]
LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA,[object Object],Ley de la conservación de la masa: (Lavosiere),[object Object],   La suma de las masas de los reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos.,[object Object],Ley de las proporciones definidas:  (Proust),[object Object],    Siempre que dos sustancias se combinen para formar un compuesto lo hacen en una proporción ponderal fija y definida.,[object Object]
LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA,[object Object],Ley de las proporciones reciprocas: (Wensel y Richter),[object Object],Los pesos de dos elementos (o múltiplos de estos pesos) que reaccionan con un mismo peso de un tercero, son los mismos con que reaccionarían entre si. Es decir, que los elementos se unen siempre para dar combinaciones químicas en relación a un determinado peso de combinación (peso equivalente) o un múltiplo entero de este peso.,[object Object],Ley de las proporciones múltiples: (Dalton),[object Object],	Cuando dos elementos forman varios compuestos, el peso de uno de ellos permanece constante y el otro peso varía en una proporción sencilla de números enteros.,[object Object]
UNIDADES  QUIMICAS DE MASA,[object Object],Peso atómico (P.A.) o masa atómica (M.A.): Es el  promedio de las masas atómicas  de todos los isótopos de un elemento, considerando la abundancia de cada isótopo en la naturaleza en %.,[object Object],	El peso atómico de un isótopo se obtiene comparando la masa del isótopo con el isótopo C-12 que constituye 12 u.m.a. (Unidad de masa atómica) mediante el espectrómetro de masa.,[object Object]
El átomo de hidrógeno constituye el 8,40% de la masa de C-12, entonces:,[object Object],   		        12 u.m.a.                   100%,[object Object],    		                x                        8,40%,[object Object],                              x  =    12 x 8,40  =   1,008 u.m.a.,[object Object],                                             100 ,[object Object],El peso atómico se determina mediante la siguiente ecuación química.,[object Object],	P.A. =   P.A1 x  %  +  P.A2 x  %2  + …,[object Object],                            100 %,[object Object]
Ejm. 1  ,[object Object],Isótopo        Peso Atómico         Abundancia,[object Object],Cu-63	             62,93 u.m.a	             69,09 %,[object Object],Cu-65	           64,9278 u.m.a	             30,91 %,[object Object], ,[object Object],P.A. Cu  = 62,93 x 69,09  +  64,9278  x 30,91  = 63.55 u.m.a.,[object Object],    		                      100,[object Object]
Ejm. 2  ,[object Object],Isótopo         Peso Atómico         Abundancia,[object Object],V-50	              49,9472 u.m.a	       0,75 %,[object Object],   V-51	             50,9490 u.m.a	     99,25 %,[object Object], ,[object Object],P.A. V  =,[object Object]
PESO MOLECULAR  (P.M.)  O MASA MOLAR,[object Object],(P.M.):Se obtiene sumando los pesos atómicos de los elementos que constituye una molécula o compuesto iónico, considerando un  mol de sustancia.,[object Object],       1  mol = 6.022  x  10 23   átomos, moléculas, etc.,[object Object],Mol  : Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades,[object Object],             elementales como: moléculas, átomos, iones etc.,[object Object],Ejm.: Determinar el peso molecular del H2O,[object Object],	        H : 2 x   1,008  =  2,016  =    2  +,[object Object],	         O : 1 x 15,999 = 15,999  =  16,[object Object],			         		       18  g/mol,[object Object]
Ejemplo 3,[object Object],Determinar el peso molecular del ácido sulfúrico:  ,[object Object],  H2 SO4,[object Object],	H : 2  x  1   =       2    +,[object Object],	S :  1  x 32 =     32,[object Object],	O:  4  x 16 =     64,[object Object],                               98 g/mol.,[object Object]
RELACIONES  ESTEQUIOMÉTRICAS,[object Object],Las relaciones estequiométricas pueden ser:,[object Object],Entre reactantes,[object Object],Entre productos,[object Object],Entre reactantes y productos en una reacción química.,[object Object],O pueden ser:,[object Object],Entre masas, entre moles, entre moléculas, entre volúmenes, masa – moles, Masa – moléculas, etc.,[object Object], ,[object Object]
Esto se puede expresar de la siguiente manera :,[object Object],Un peso molecular de una sustancia constituye un mol y esta a su vez contiene 6,022 x 10 23 átomos ó moléculas, y en el estado gaseoso en condiciones normales (P=1 atm, ó (760mmHg.),T= 0 °C = 273,15 °K) un mol   ocupa 22,44 L.,[object Object],Ejm: para el agua:,[object Object],18g. de H2O           1 mol          6,022 x 10 23 moléculas            22,44 L.,[object Object]
Ejm.:,[object Object],Calcular el número de moléculas y moles que contiene una gota de agua que pesa aproximadamente  0,9 g.,[object Object],	18 g.                   6,022 x 10 23 moléculas ,[object Object],	0,9g.                        x,[object Object],             X= 9x10 -1  x  6,022 x 10 23  = 3 x 10 22 moléculas,[object Object],                                     18,[object Object],			18 g. --------   1 mol,[object Object],			0,9 g. -------     x,[object Object],			X= 9 x 10 -1  =  5x10 -2 mol,[object Object],18,[object Object]
Ejm.:,[object Object],Calcular el número de moles y moléculas que contiene 320 g. de anhidrido sulfúrico y que volumen ocupa en el estado gaseoso en condiciones normales.SO3,[object Object],			S =  1 x 32    =   32g. ,[object Object],			O = 3 x 16    =   48g.,[object Object],				           80 g/mol.,[object Object],80 g           1mol             6,022 x 10 23 moléculas              22,44 L.,[object Object],                320g.            z                                 x                                          y,[object Object],              x = 320 x 6,022x10 23    =  24x1023   =  2,4 x1024 moléculas de  SO3,[object Object],                                80					,[object Object],                y = 320 x 22,44 =  4 x 22,44 = 88,76 L. SO3,[object Object],	                        80,[object Object],  	          Z = 320 x 1  = 4 mol de SO3,[object Object],                         80,[object Object]
¿Cuántas moléculas de agua hay en una gota de agua que pesa 0,054g?,[object Object],	18g                                6,022x1023moléculas,[object Object],	54x10-3 g                               x,[object Object],		X = 18 x 1020 moléculas de agua.,[object Object]
El carbonato de sodio se obtiene por descomposición del bicarbonato según la siguiente reacción:,[object Object],Δ,[object Object],	  2NaHCO3(s)                      Na2CO3(s)  +  CO2(g)  +  H2O(g),[object Object],Si 0,28 Kg. de bicarbonato de sodio se descompone. ¿Cuántos litros de gas se obtiene de esta reacción en condiciones normales?,[object Object],Δ,[object Object],	2NaHCO3(s)                   Na2CO3(s)  +  CO2(g)  +  H2O(g),[object Object],		2 x 84g			               22,4 L.       22,4L.,[object Object],	                            168g                44,8 L,[object Object],	                           280g                   x,[object Object],                                  X = 74,67 L  (CO2, H2O al estado gaseoso),[object Object]
Cuántos moles de productos se forma cuando se combustiona  88g de propano según la siguiente reacción:,[object Object],	            C3H8(g)  +  O2(g)                   CO2(g)   +  H2O(g),[object Object],Solución:,[object Object],	            C3H8(g)  + 5O2(g)                3CO2(g)   +  4H2O(g),[object Object],	                44g                                   3mol          4 mol,[object Object],	            44 g             7 mol,[object Object],	            88g                x,[object Object],	            X =  14 moles de productos,[object Object]
         EJERCICIOS  DE  TAREA:,[object Object],Determinar la cantidad de nitrato cúprico, que se puede obtener al tratar 25g de cobre con exceso de acido nítrico, según la siguiente reacción química.,[object Object],                            Cu  +  HNO3                   Cu(NO3)2  +    NO2  +  H2O,[object Object],Rpta: 73,77g Cu(NO3)2,[object Object],En un análisis de una muestra de sal común (NaCl) se pesan 3,4280g de la sal que se disuelven en agua, completándose el volumen a 100cm3. 25cm3 de esta disolución se acidulan con ácido nítrico y se precipita con una disolución de nitrato de plata. El cloruro de plata insoluble formado se separa por filtración, se lava y se seca obteniéndose 2,0640g de AgCl. Calcular la cantidad de NaCl de la muestra.,[object Object],Rpta: 3,3671 g. de NaCl,[object Object]
REACTIVO LIMITANTE Y EXCEDENTE,[object Object],Cuando se efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en cantidades estequiométricamente exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada.,[object Object],El reactivo que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante, dado que la cantidad del producto formado depende de este reactivo.,[object Object],Los reactivos presentes en cantidades mayores a las requeridas se llaman reactivos excedentes, ya que en una reacción química parte de estas sustancias quedan sin reaccionar.,[object Object]
Ejemplos:,[object Object],Se mezclan 189 g. de acido nítrico con 160g. de hidróxido de sodio para obtener nitrato de sodio, calcular:,[object Object],cuántos gramos de nitrato de sodio se obtienen.,[object Object],cuántos gramos del reactivo excedente queda.,[object Object], ,[object Object],	HNO3       +     NaOH                      NaNO3(ac)     +    H2O,[object Object],	63 g/mol             40 g/mol                  86 g/mol,[object Object],	189 g                    160 g                           x,[object Object], ,[object Object],Cálculo del número de moles del reactivo:,[object Object], ,[object Object], ηHNO3  =   189 g.          =  3 mol                             ηNaOH  =  160 g.    =  4 mol   ,[object Object],	                     63 g/mol                                                                  40/mol   ,[object Object],Reactivo limitante: ácido nítrico,[object Object],Reactivo Excedente: hidróxido de sódio,[object Object], ,[object Object],	  X   =   189g  x  86g/mol     =    258g  NaNO3que se obtienen,[object Object],	                  63 g/mol,[object Object], ,[object Object],	           HNO3         +       NaOH,[object Object],	        63 g/mol                 40 g/mol,[object Object],	          189 g                           x,[object Object],	X  =   189 g.  x   40 g/mol       =    120 g. de NaOH  que reaccionan.,[object Object],	             63 g/mol,[object Object],Exceso    =   160   -  120   =  40 g.   que no reaccionaron.,[object Object]
Uno de los procesos para obtener el amonio en forma industrial es mediante el proceso de Bohr – Haber que consiste en mezclar nitrógeno gaseoso con hidrogeno utilizando un catalizador. Calcular cuantos moles de amoniaco se obtendrá a partir de 1400 g. de nitrógeno y 200 gramos de hidrogeno.,[object Object],	N2(g)      +     3H2(g)                             2 NH3(g),[object Object],	28 g/mol        3 x 2 g/mol                    2 mol,[object Object],	1400 g              200 g                              x,[object Object], ,[object Object],Cálculo del número de moles del reactivo:,[object Object], ,[object Object], ηN2  =     1400 g.     =  50 mol                 ηH2  =  200 g.      =  100 mol /3  =  33,3 mol ,[object Object],	                 28 g/mol                                                  2 g/mol   ,[object Object],Reactivo limitante: hidrogeno molecular,[object Object],Reactivo Excedente: nitrógeno molecular,[object Object], 	X   =  	 200g.  x  2 mol     =    66,67  moles que se obtienen.,[object Object],                 	      3 x 2 g.,[object Object]
El bicarbonato de sodio se descompone con ácido clorhídrico, calcular que volumen de dióxido de carbono que se obtendrá en condiciones normales a partir de 252 g. de bicarbonato de sodio con 146g. de acido clorhídrico.,[object Object], ,[object Object],	NaHCO3 (ac)      +     H Cl(ac)                     NaCl (ac)     +    CO2(g)   +   H2O,[object Object],	84 g/mol                    36,5  g/mol                                           22,44  l/mol,[object Object],	252 g                          146  g                                                            x,[object Object], ,[object Object],Cálculo del número de moles del reactivo:,[object Object], ,[object Object], ηNaHCO3  =  252 g.          =  3 mol                             ηHCl  =  146 g.    =  4 mol   ,[object Object],	                     84 g/mol                                                                  36,5 g/mol   ,[object Object],Reactivo limitante: carbonato ácido de sodio,[object Object],Reactivo Excedente: Acido clorhídrico,[object Object], ,[object Object], 	X   =   252g x  22,44 L/mol     =    67,32 L.,[object Object],   	               84 g/mol,[object Object]
RENDIMIENTO  DE  UNA  REACCION,[object Object],El rendimiento nos indica cuanto del producto deseado realmente se obtiene en una reacción química.,[object Object],El rendimiento real a menudo es menor que el rendimiento calculado teóricamente esto se da por algunas razones como:,[object Object],Muchas reacciones químicas en alguna medida están en equilibrio, es decir los reactivos no se convierten totalmente en productos.,[object Object],Los reactivos pueden sufrir dos o mas reacciones distintas en forma simultáneamente, por lo que el producto deseado se obtiene en menor cantidad.,[object Object],Los productos obtenidos no se pueden separar de sus componentes en su totalidad.,[object Object],Los reactivos con que se trabaja realmente no tienen una pureza de 100%, por lo que lo calculado teóricamente es mayor,  como consecuencia  en la realidad  el producto obtenido será menor que lo calculado teóricamente.,[object Object],     R  =    Rendimiento real           x    100 %,[object Object],                            	                Rendimiento teórico,[object Object]
Ejemplos:,[object Object],El fluoruro de hidrógeno (que destruye la capa de ozono en la estratósfera) se usa en la manufactura de freones y en la producción de aluminio metálico, esta sustancia se obtiene por la siguiente reacción química.,[object Object], ,[object Object],	CaF2(s)      +     H2SO4(ac)                      CaSO4(s)     +   HF(ac),[object Object],	En un proceso se mezclan 6 Kg. de CaF2 con exceso de H2SO4 y se obtiene en el laboratorio 2,80 Kg. de HF. Calcular el rendimiento.,[object Object],		CaF2     +   H2SO4                      CaSO4    +   2HF,[object Object],		78 g                                                               2 x 20 g. ,[object Object],		6 Kg.                                                                  X,[object Object], ,[object Object],	X   =    6000g. x 2 x 20 g          =    3076.92 g.  = 3,08 Kg de HF,[object Object],                      78 g,[object Object],	R  =     2,80 Kg.   x   100  %         =    91% de rendimiento,[object Object],                 3,08 Kg,[object Object]
El hierro se obtiene en un horno a altas temperaturas, donde se inyecta monóxido de carbono para reducir al hierro según la siguiente reacción química:,[object Object], 		Fe2 O3(s)     +   CO(g)                        Fe(s)    +   CO2(g),[object Object],Si a partir de 1,6 Kg. de oxido férrico se producen 1 kg. de hierro, cual es el rendimiento de la reacción,[object Object], ,[object Object],		Fe2 O3      +   3CO                             2Fe   +   3CO2(g),[object Object],		160 g/mol                                          2 x 56 g /mol,[object Object],		1,6 Kg                                                  x,[object Object], ,[object Object],		X = 1600g.  x  112 g      =   1,12 Kg.,[object Object],      	        160 g,[object Object], ,[object Object],		R=     1Kg.     x   100 %       =   89,28 %,[object Object],                          1,12 Kg.,[object Object]
El ácido acético se  obtiene por la oxidación del etanol según la siguiente reacción química:,[object Object],	CH3-CH2- OH   +  KMnO4  + H2SO4                CH3COOH + K2SO4 + MnSO4 + H2O,[object Object], ,[object Object],Calcular la cantidad de etanol que se necesita si la reacción tiene un rendimiento de 60%, obteniéndose 100g. de ácido acético en forma experimental.,[object Object], ,[object Object],5CH3-CH2- OH   + 4KMnO4   + 6H2SO4                    5CH3COOH +2K2SO4 + 4MnSO4 + 11H2O,[object Object],5 x 46g.                                                                 5 x 60 g.,[object Object],                y                                                                          166,7 g.,[object Object], ,[object Object],	60%  =  100 g   x  100 %                                   y  =  166,7 g. x  5  x  46 g.  =  127,78g.,[object Object],                       x                                                                       5  x  60 g.,[object Object],	    x  =  166,67 g.,[object Object]
PUREZA,[object Object],La pureza nos indica la cantidad de una sustancia pura que hay en una muestra de un producto,[object Object],	% P  =   sustancia pura    x   100 %,[object Object],	                 Muestra ,[object Object], ,[object Object],Ejemplo:,[object Object],Calcular la cantidad de acido sulfúrico que contiene 1 litro de solución concentrada de este ácido, si tiene una composición % en peso de 98% y una densidad de 1,32 g/ml.,[object Object], ,[object Object],δ  = m                   1,32 g/ml  =        m                 m  =  1320 g de solución de ácido sulfúrico,[object Object],	        V                                                1000ml,[object Object],	98 %  =  m H2SO4     x  100 %             m H2SO4  =  1293,6 g. de H2SO4,[object Object],                         1320 g.,[object Object]
El ácido benzoico es un polvo blanco, que se emplea como preservante de alimentos, si se requiere 30mg. de este compuesto. Calcular la cantidad de la muestra stock que necesita si tiene una pureza de  92%,[object Object],			92%  =  30 mg   x   100%    = 32.60 mg.,[object Object],                                           M,[object Object],32.60mg              1g                  =     0,032 g,[object Object],                                                            1000mg,[object Object]
El nitrato de amonio se emplea como fertilizante nitrogenado en una bolsa de 50Kg. de 60%. Cuantos gramos de nitrato de amonio contiene?,[object Object],60%  =      m      x    100 %  = 30 Kg    ,[object Object],	                           50Kg.,[object Object],		   30kg  1000g     =   30000g,[object Object],		                 1 Kg.,[object Object]
1 g. de una mezcla de carbonato de sodio y carbonato de potasio se trata con ligero exceso de acido clorhídrico diluido, una vez terminada la reacción la disolución resultante se evapora y se lleva a sequedad, esta muestra se pesa y se obtiene  1,091g. calcular la composición de la mezcla original.,[object Object],		Na2CO3(s)  +  2HCl(ac)                       2NaCl(ac)  +  CO2(g)  +  H2O(l),[object Object],		  106 g/mol                                         2 x 58,5 g/mol,[object Object],     		       X                                                         a,[object Object],		K2 CO3(g)   +  2HCl(ac)                  2KCl (ac)  +  CO2(g)  +  H2O( l ),[object Object],		 138 g/mol                                     2  x  74,5 g/mol,[object Object], 		      Y                                                       b,[object Object],     X   =   Na2CO3               x  +  y  = 1                           a + b  = 1,091,[object Object],Y   =   K2 CO31,103 x  + 1,079y  =  1,091,[object Object],	   a   =   X x 2 x 58,5        =   1,103 X,[object Object],                        106,[object Object],	   b   =  y  x 2 x 74,5     =  1,079 Y,[object Object],                        138,[object Object]
                   -1,079              X     +       Y        =     1,[object Object],                                  1,103X     +  1,079Y    =   1,091,[object Object],                                   -1,079X   -   1,079Y    =   -1,079,[object Object],                                    1,103X   +  1,079Y     =    1,091,[object Object],                                      0,024X         =      0,012,[object Object],                                              X  =   0,012   =  0,5 g  Na2CO3,[object Object],                                                        0,024,[object Object],			        Y  =  1 -  0,5  = 0,5 g  K2CO3,[object Object],			%Na2CO3    =    0,5g   x  100%  =  50%,[object Object],                            		       1 g,[object Object],			%K2CO3    =    0,5g   x  100%    =    50%,[object Object],                            		      1 g,[object Object]
FORMULA  EMPIRICA  Y  MOLECULAR,[object Object],La fórmula empírica es la relación mínima de los números enteros de átomos presentes para un compuesto.,[object Object],	La fórmula molecular indica el número real de átomos que constituye una molécula del compuesto.,[object Object],	Formula Molecular   =  Fórmula Empírica  x  n,[object Object],n  =  P.M. de la fórmula molecular,[object Object],                                                 P.M. de la fórmula empírica,[object Object],Para determinar la fórmula empírica se siguen los siguientes pasos:,[object Object],Hacer la sumatoria de los porcentajes de los elementos que debe ser 100%, si la sumatoria no es 100% el resto de porcentaje corresponde al oxígeno.,[object Object],Transformar las cantidades de los porcentajes en gramos.,[object Object],Calcular los números de moles   :               η =   m    ,[object Object],                                                                                               P.A.,[object Object],Se dividen todos valores de los números de moles  por el menor valor.,[object Object],Si lo dividimos no es un número entero, se multiplica por un factor para obtener un número natural.,[object Object]
Ejemplo,[object Object],El acetileno (Etino) es un hidrocarburo no saturado, que se obtiene por la reacción del  carburo de calcio con agua, y es usado en la soldadura autógena. Si por un análisis cuantitativo  se obtiene: 92,25% de carbono y 7,75 % de hidrogeno. Cual es su formula empírica y molecular si el peso molecular calculado por  crioscopia es de 26g/mol.,[object Object],C=  92,25%     92,25g.          C =   92,25 g.         =    7.69 mol.    7.69mol   =  1   			              12,00g/mol,[object Object],	H=   7,75%      7,75g.             H=   7,75 g.            =   7,69 mol    7.69mol    =  1     				1,008g/mol,[object Object],	     100,00			                  ,[object Object],Fórmula EmpíricaFórmula molecular,[object Object],CHC2H2,[object Object],n =  26   =  2,[object Object],                                     13,[object Object]
Un óxido de nitrogeno tiene 30,43 % de nitrógeno y 69,57% de oxígeno, cual es su fórmula empírica y la fórmula molecular si obtuvo por ebulloscopía un peso de 91,98g/mol.,[object Object],	N= 30,43%	30,43g.             N =   30,43 g.   = 2,17     2,17 = 1,[object Object],				                   14  g/mol,[object Object],	O=  69,57%	69,57g.            O  =    69,57g.     = 4,34    2,17 = 2,[object Object],    	      100,00 %			   16  g/mol,[object Object],  ,[object Object],             Fórmula Empírica	Fórmula molecular,[object Object],NO2N2O4,[object Object],	n= 91,98  = 1,999 = 2,[object Object],  	         46,[object Object], ,[object Object]
La alicina es el compuesto responsable del olor característico de ajo. Un análisis del compuesto da la siguiente composición porcentual en masa: C: 44,4%; H: 6,22%; S:39,5%; O: 9,87%. Calcule la fórmula empírica, sabiendo que su masa molar es aproximadamente 162g, determina su formula molecular.,[object Object],C:  44,4 %           44,4 g.	 C  =  44,4 g.        =  3,7    0,62   =  5,98   =   6,[object Object],		                            12 g/mol,[object Object],H:    6,29%            6,22g.             H  =  6,22 g.        =  6,22   0,62   =  10      = 10,[object Object],		                             1g/mol,[object Object],S:   39,5%            39,5 g.               S =   39,5 g.        = 1,234   0,62 =  1,99   =   2,[object Object],		                            32 g/mol,[object Object],O:    9,87%            9,87g.              O =   44,4 g.        = 0,62   0,62    =  1        =   1,[object Object],		                            16g/mol,[object Object],Fórmula Empírica	Fórmula molecular,[object Object],C6H10S2O					  C6H10S2O,[object Object], ,[object Object],n= 162 g/mol  = 1,[object Object],      162 g/mol,[object Object]

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