2. 29/04/14
ESTEQUIOMETRÍA
• Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como la ley de la conservación de
la metería sentó las bases para la estequiometria que la podemos definir como el
procedimiento por medio del cual se determinan las cantidades de reactivos y productos que
intervienen en una reacción química. Su etimología deriva del griego stoicheion que significa
primer principio o elemento y metrón que significa medida.
• Pasos fundamentales en la resolución de problemas de estequiometria:
• A) Escribir la ecuación química
• B) Balancearla
• C) A partir de la ecuación balanceada, calcular las masas, moles o moléculas de las sustancias
que se mencionan en el problema
3. 29/04/14
EJEMPLO
• A) se escribe la ecuación química : N₂ + H₂ NH₃
• B)balancearla: N₂ + 3 H₂ 2NH₃
• C)la masa en gramos de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción química se puede calcular de
la siguiente manera:
• A partir de la siguiente ecuación matemática:
0
Moles n= masa Donde n = numero de
masa molar
Despejando la mas(g) tenemos: masa(g) = n (moles) X masa molar (g/mol)
Ejercita ahora tú .
Con base en la siguiente ecuación, se pide a los alumnos que calcule la masa en gramos de cada una de las
sustancias involucradas en la siguiente ecuación química y que llenen la tabla en los espacios correspondientes.
N₂ + 3H₂ 2NH₃
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Sustancia N° de moles
masa
molar
( g/mol )
Cálculos
moles X masa
molar
Masa total
N₂ 1 28 1mol X 28g/mol 28
H₂ 3 2 3mol X 2g/mol 6
NH₃ 2 17 2mol X 17 g/mol 34
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LEY DE PROUST
• “Cuando 2 o más elementos se unen para formar un compuesto, la relación en masa en que lo hacen es
siempre la misma”
• Proust observó que el agua está formada siempre por 11 partes por 100 de hidrogeno y por 89
partes por 100 de oxigeno, sea cual sea su procedencia. Concluyo que en la molécula de agua hay 11% de
hidrogeno y 89% de oxigeno.
Los alumnos calcularan la composición en % (centesimal)de las sustancia que se indican en la tabla, llenando
los espacios correspondientes como en el ejemplo.
% del elemento= masa del elemento X100
Masa de compuesto
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• Introducción:
• La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto se formará a partir de cierta cantidad de
reactivo o que cantidad de reactivo se necesita para obtener una cantidad “x” de producto; es por ello que
se realizan cálculos estequiométricos.
•
• Se pueden hacer conversiones estequiométricas masa – masa o mol – mol dependiendo de lo que se
solicite.
• Estequimetría masa – masa: Este proceso se emplea cuando se necesita conocer la cantidad de cada
reactivo que se debe utilizar para producir la masa del producto que se desee.
• Por ejemplo en la relación masa - masa.
• Sí se cuenta con 980 g de FeCl3 para realizar la siguiente reacción Química:
• FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl
• ¿Cuántos gramos de Fe(OH)3 se producirán?
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1.- Se balancea la ecuación:: FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl
Recuerda que para balancear una ecuación puedes hacer uso del siguiente
diagrama de flujo. Balanceando primero los metales, posteriormente los no
metales dejando al final al oxígeno.
1.-
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• FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl (ecuación balanceada)
• Se comprueba que la ecuación se encuentre balanceada utilizando el
siguiente cuadro
Reactivos
N° de átomos Elementos
Productos
N° de átomos
1 Fe 1
3 Na 3
3 Cl 3
3 H 3
3 O 3
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• 2. Se realizan cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y
productos
Reactivos
FeCl3 + 3NaOH
Productos
Fe(OH)3 + 3NaCl
FeCl3
1 átomo de Fe 1X55.85g = 55.85u
3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u
162.20 u
masa molar =162.20g/mol
Fe(OH)3
1 átomo de Fe 1X55.85 = 55.85 u
3 átomos de O 3X16 = 48.0 u
3 átomos de H 3X1 = 3 .0 u
106.85 u
masa molar =106.85 g/mol
3NaOH
3 átomos de Na 3X23g = 69 u
3 átomos de O 3X16g = 48 u
3 átomos de H 3X 1g = 3 u
120 u
masa molar = 120 g /mol
3NaCl
3 átomos de NaCl 3X23 g = 69.0 u
3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u
175.35 u
masa molar = 175.35g/mol
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• Se realizan los cálculos correspondientes:
• Fe(OH)3 Resolviendo:
X = (980g FeCl3) (106.85g Fe(OH)3) = 645.58g de
162.20 g FeCl3
Por lo tanto, a partir de 980 g de FeCl3 se producirán 645.58 g de Fe(OH)3
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• MOL
• Mol, unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), 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
6,0221 × 1023, el llamado número de Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de cualquier sustancia
cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa molecular de dicha sustancia.
• Mol . El concepto de mol se ha generalizado como un número de partículas y es frecuente encontrar
expresiones como: “un mol de átomos, “un mol de iones”, “un mol de moléculas”, etc. En todos los casos
un mol contiene 6.02X1023 partículas: un mol de moléculas contiene 6.02X1023 moléculas, un mol de
iones contiene 6.02X1023 iones etc.
Al número 6.02X1023 se le conoce como número
de Avogadro
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• ¿Cuántas moléculas existen en 2 moles de oxígeno, 3 moles de agua, 0.5
moles de NH₃ y en 100 moles de NaCl?
Sustancia Número de moles Número de moléculas
O₂ 2 72.48
H₂O 3 18.06
NH₃ 0.5 30.10
NaCl 100 60.20
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Ejercicio 2. Completa el siguiente cuadro con lo que se
solicita:
Sustancia Fórmula Masa
molar
(g/mol)
N° de
moles
Masa en
gramos
Oxígeno O₂ 32 3 96
Ácido sulfhídrico H₂S 34 2 68.0 g
Cloro Cl₂ 71 0.5 35.5 g
Hidróxido de calcio Ca(OH)₂ 0.4
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Ejercicio 3. Completa el siguiente cuadro:
Sustancia Fórmula
Masa molar
en g/mol
Masa de
1 mol
Masa de
5 mol
Masa de
0.1 mol
Hidrógeno H₂ 2 2 10 0.2
Amoniaco NH₃ 17 17 85 1.7
Clorato de
sodio
NaClO₃ 106 106 530 10.6
Ácido nítrico HNO₃ 63 63 315 6.3
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Establece relaciones estequiometrias mol-mol en ecuaciones sencillas que impliquen la
obtención de sales, cuya finalidad es de orientar a los alumnos a que el tipo de sal que se obtenga,
sea la de un fertilizante cuya composición se caracterice como una mezcla química natural o
sintética utilizada para enriquecer el suelo y favorecer el crecimiento vegetal.
• Relación mol – mol. En esta relación, se aplica el concepto de mol a la ecuación química balanceada de
la siguiente manera:
• FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac)
• 1 mol de FeCl3 + 3 mol de NaOH 1 mol de Fe(OH)3 + 3 mol de NaCl
• Sí se adicionan 5 mol de FeCl3 en la reacción química, ¿Cuántos mol de NaCl se obtendrán?
• FeCl3(ac) +3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) +3NaCl(ac)
• Sí se adicionan 5 mol de FeCl3 en la reacción química, ¿Cuántos mol de NaCl se obtendrán?
• FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac)
• 1 mol 3 mol
• 5 mol X
• Resolviendo X = ( 5mol FeCl3 ) ( 3 mol NaCl) = 15 mol de NaCI
1mFeCl3
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Se producirán 15 mol de NaCl
Ejemplo 2. Obtención de sulfato de amonio como fertilizante.
• Calcular cuántos gramos de (NH4)2SO4(ac) sulfato de amonio se obtienen al reaccionar 3500 g de
NH4OH(ac) hidróxido de amonio con el suficiente ácido sulfúrico H2SO4
NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + H2O(l)
Paso 1. Balancear la ecuación química.
2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O(l)Reactivos
N° de
átomos
Elementos
Productos
N° de átomos
2 N 2
1 S 1
12 H 12
6 O 6
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Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los mol.
2mol de NH4OH(ac) + 1 mol de H2SO4(ac) 1 mol de (NH4)2SO4(ac) + 2 mol de H2O(l)
Paso 3. Relación mol – mol
2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O(l)
2mol de NH4OH(ac)+ 1 mol de H2SO4(ac) 1 mol de (NH4)2SO4(ac) + 2 mol de H2O(l)
Se procede a realizar cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y productos con ayuda de la
tabla periódica.
Reactivos Productos
2NH4OH
2 átomos de N 2X14g = 28u
10 átomos de H 10X1g = 10u
2 átomos de O 2x16g = 32u
total 70u
masa molar = 70 g/mol
(NH4)2SO4
2 átomos de N 2X14g = 28u
8 átomos de H 8X1g = 8u
1 átomo de S 1X32 = 32u
4 átomos de O 4x16g = 64u
total 132g
masa molar= 132 g/mol
H2SO4
2 átomos de H 2X1g = 2u
1 átomo de S 1X32 = 32u
4 átomos de O 4X16 = 64u
total 98u
masa molar = 98 g/mol
2H2O
4 átomos de H 4X1g = 4u
2 átomos de O 2X16g = 32u
total 36u
masa molar = 36 g/mol
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Entonces: 2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O
70 g 98g 132g 36g
Por lo tanto: 2NH4OH(ac) (NH4)2SO4(ac)
70g 132g
3500g X
X = (3500g de NH4OH ) (132g de (NH4)2SO4 ) = 6600 g de (NH4)2SO4
70g de NH4OH
Se producen 6600 g de (NH4)2SO4 .
• Paso 4. Relación mol – mol
• Calcula cuántas mol de (NH4)2SO4 (sulfato de amonio) se obtienen sí reaccionan 25 mol de NH4OH (hidróxido de
amonio) en la ecuación anteriormente propuesta.
2NH4OH(ac) (NH4)2SO4(ac)
2mol 1 mol
25 mol X
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• RESOLVER LOS SIGUENTES PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS EN LA OBTENCIÓN DE FERTILIZANTES (PARA
RESOLVER EN CASA).
a) El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco y ácido nítrico en
condiciones específicas de reacción.
NH3 + HNO3 NH4NO3
• ¿Cuántos gramos de nitrato de amonio NH4NO3 se pueden obtener a partir de 25g de amoniaco NH3 ?
• Balancear la ecuación. NH3 + HNO3 NH4NO3
REACTIVOS
N° de átomos ELEMENTOS
PRODUCTOS
N° de átomos
2
N
2
4
H
4
3
Masa molar =
O
3
Masa molar =
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• Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los moles.
Paso 3. Relación masa – masa
R= 117.6 g de NH4NO3Reactivos Productos
NH3 NH4NO3
HNO3 NH4NO3
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• Paso 4. Relación mol – mol
• Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio NH4NO3 se obtienen sí se adicionan a la reacción 12
moles de NH3?
• R = 12 moles
a) La urea es un fertilizante que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono: NH3 +
(NH2)2CO + H2O
• ¿Cuántos gramos de amoniaco NH3 se necesitan para obtener 1800 g de urea (NH2)2CO?
• 1. Balancear la ecuación NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2OREACTIVOS
N° de átomos
ELEMENTOS PRODUCTOS
N° de átomos
2 N 2
1 C 1
6 H 6
2 O 2
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• 2. Interpretación de las partículas representativas y los moles
Paso 3. Relación masa – masa
R = 1020 g de NH3
Paso 4. Relación mol – mol
Calcular ¿Cuántas mol de urea (NH2)2CO, se obtienen sí se agregan a la
reacción 6 mol de NH3 ?
Reactivos productos
2NH3 (NH2)2CO
CO2 H2O
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• EVALUACIÓN FORMATIVA
Contesta lo que a continuación se te pide:
.¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de problemas estequiométricos?
2. ¿Para los químicos qué es el mol?Y ¿Para qué le es útil?
R= Sirve para conocer l numero de moléculas o átomos en un elemento o compuesto
3. ¿Cuántas partículas agrupa 1 mol y qué nombre recibe este número?
R=6.02 × 1023, Se le domina Numero de Avogadro
4. ¿Por qué la masa de 1 mol de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de cualquier otro elemento?
R=Porque cada elemento tiene diferente masa atómica
• 5. A qué equivale la masa molar de:
• a) Un elemento: A la masa molecular del elemento
• b) Un compuesto: A la suma de las masas moleculares de los elementos que la conforman
• 6. La ecuación química balanceada para la obtención del sulfato de potasio por neutralización del ácido
sulfúrico con hidróxido de sodio es:
• 2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O
25. 29/04/14
• Con base en ella, llena los espacios con los valores numéricos que faltan en el siguiente párrafo:
a) La ecuación significa que 2 mol de KOH reaccionan con _1_ mol de H2SO4 para dar __1_ mol de K2SO4 y
__2__ mol de H2O.
b) Si disponemos de 5 mol de KOH, estos requerirán ___2.5__ mol de H2SO4 para reaccionar completamente.
c)Ya que la masa molar del KOH es ___56____g, la masa de 5 mol de KOH es de __280___ g.
d) La masa de H2SO4 que se requiere para reaccionar completamente con 5 mol de KOH es __2.5___g. En
estas condiciones la reacción producirá __10__ g de K2SO4 y __2.5__ g de H2O
• 7. El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo reaccionar hidróxido de potasio
con ácido nítrico de acuerdo con la siguiente ecuación balanceada:
• HNO3 + KOH KNO3 + H2O
¿Cuántos moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 mol de KNO3? R=6
¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente 6 mol de KOH?
¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con 125 g de HNO3? R=6
Si se forman 50 g de KNO3 ¿cuántos gramos de agua se producen? R=50
26. 29/04/14
8. Calcula cuántos kg de hidróxido de amonio NH4OH reaccionan completamente para
producir 745 kg de fosfato de amonio (NH4)3PO4 al efectuarse la siguiente reacción:
3NH4OH + H3PO4 (NH4)3PO4 + 3H2O
9. Determina cuántos kg de ácido nítrico HNO3 deberán reaccionar para producir nitrato de
amonio si la reacción ocurre así: NH4OH + HNO3 NH4NO3 + H2O
10. Determina cuántos kg de sulfato de amonio (NH4)2SO4 se producen si reaccionan 490
kg de ácido sulfúrico H2SO4 de acuerdo a la siguiente reacción:
H2SO4 + 2NH4OH (NH4)2SO4 + 2H2O
11. El fertilizante sulfato de amonio se prepara mediante la reacción entre amoniaco y el
ácido sulfúrico: 2NH3(g) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac)
¿Cuántos kilogramos de amoniaco se necesitan para producir 100 mil kg de (NH4)2SO4?
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• EVALUACIÓN SUMATIVA
• Escribe dentro del paréntesis la opción correcta.
1. ( a ) La masa molar del NaOH es de 40 g/mol y la del Al2(SO4)3 es de 278 g/mol. Comparando estos valores con la definición de un mol, con respecto al
número de partículas (átomos, iones o moléculas) tenemos que:
a) es mayor para el Al2(SO4)3
b) es menor para el NaOH
c) igual para ambos compuestos
d) mayor para el NaOH
2. ( c ) Sí calculamos la masa molar de 2 mol de H2O y la de 1 mol de H2SO4, obtenemos que la masa molar total de cada uno de los compuestos es:
a) mayor la del H2O
b) menor la del H2SO4
c) mayor la del H2SO4
d) igual para H2O y H2SO4
• 3. ( c ) El número de moléculas contenidas en un mol de NaCl con respecto al número de moléculas contenidas en un mol de Ca3(PO4)2 es:
• a) mayor
• b) menor
• c) igual
• d) triple
28. 29/04/14
4.( d ) Para interpretar cuantitativamente una ecuación química en forma correcta, está debe estar:
a) con los símbolos químicos correctos
b) indicando los reactivos y productos
c) indicado el estado físico de las sustancias
d) balanceada
5. ( a ) Los coeficientes que se escriben para balancear la ecuación química nos indican el número:
a) moles
b) gramos
c) mililitros
d) onzas
6. ( d ) ¿Cuántas moléculas están contenidas en un mol de cloruro de sodio?
a) 8.00 X10-23 moléculas
b) 1.50 X1023 moléculas
c) 6.02 X10-23 moléculas
d) 6.02 X1023 moléculas
7. ( c ) ¿Cuántas mol de potasio son 12.04 X1023 átomos de dicho elemento?
a) 6
29. 29/04/14
8. (b ) Cinco mol de iones de Na+ tienen:
a) 12.044 X1023 iones de Na+
b) 30.10 X1023 iones de Na+
c) 6.02 X1023 iones de Na+
d) 24.09 X1023 iones de Na+
9. ( a )Cuántas mol de NH3 se obtendrán si reaccionan 1.5 mol de N2 molecular?
La ecuación de la reacción es la siguiente: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
a)3.0 mol de NH3
b)1 mol de NH3
c)4.5 mol de NH3
d)1.5 mol de NH3
10. ( b ) ¿Cuántas mol de NaOH se requieren para producir 5 mol de NaNO3?
La ecuación que representa a la reacción es:
Pb(NO3)2 + 2NaOH 2NaNO3 + Pb(OH)2
a)10 mol
b)5 mol
