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ESTEQUIOMETRÍA


Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la
conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría 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 estequiometría:
    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.

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                      n=     masa               Donde n = número de
       moles
                                   masa molar



Despejando la masa (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 calculen 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. El profesor los
guiará, utilizando el power ppoint.

                         N₂ + 3H₂                    2NH₃
masa          Cálculos
Sustancia      N° de              molar        moles X masa          Masa total
               moles             ( g/mol )       molar


N₂                1              28
                                               1mol X 28g/mol          28


H₂                3              2             3mol X 2g/mol           6


NH₃                                            2mol X 17 g/mol
                  2                  17                                34




       LEY DE PROUST.
       “Cuando dos 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 hidrógeno y por
                                 89 partes por 100 de oxígeno, sea cual sea su
                                 procedencia. Concluyo que en la molécula de
                                 agua hay 11 % de     Hidrógeno y 89 % de
                      Oxígeno.




       Ejercicio: Los alumnos calcularán la composición en % (centesimal) de las
       sustancias que se indican en la tabla, llenando los espacios
       correspondientes como en el ejemplo, el profesor modelará utilizando el
       power point. Se les pide que utilicen la siguiente expresión matemática:


                 % del elemento = masa del elemento      X100
                                 masa del compuesto
2/98X100       32.65%


                                    32/98X10       65.31%
                                    0
                                    64/98X10        65.31%
                                    0
                                   23/40X100        57.5%

                                   16/40X100        40%

                                   1/40X100         2.5%

                                   39/122X100       31.96%

                                   35/122X10        28.68%
                                   0
                                   48/122X100       39.34%




         PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA

Introducción:
La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto se formará a partir de
cierta cantidad de reactivo ó 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 ó 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?
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.




   FeCl3 + 3NaOH                   Fe(OH)3 + 3NaCl (ecuación
balanceada)
Se comprueba que la ecuación se encuentre balanceada utilizando el siguiente
cuadro.
                    Reactivos                             Productos
                       N° de          Elementos             N° de
                      átomos                               átomos
                          1                 Fe                 1


                          3                 Na                 3
3                 Cl                    3


                           3                  H                    3


                            3                O                   3
2. Se realizan cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y
productos

              REACTIVOS                                     PRODUCTOS
            FeCl3 + 3NaOH                               Fe(OH)3 + 3NaCl
 FeCl3                                       Fe(OH)3
1 átomo de Fe        1X55.85g = 55.85u       1 átomo de Fe    1X55.85 = 55.85 u
3 átomos de Cl        3X35.45g = 106.35u
                                             3 átomos de O     3X16        = 48.0 u
                                162.20 u
                                             3 átomos de H    3X1          = 3 .0 u
                 masa molar =162.20g/mol
                                                                            106.85 u
                                                             masa molar =106.85 g/mol

3NaOH                                        3NaCl
3 átomos de Na       3X23g = 69 u            3 átomos de NaCl    3X23 g = 69.0 u
3 átomos de O        3X16g = 48 u            3 átomos de Cl      3X35.45g = 106.35u
3 átomos de H        3X 1g = 3 u                                             175.35 u
                            120 u                             masa molar = 175.35g/mol

              masa molar = 120 g /mol

Se realizan los cálculos correspondientes:

          FeCl3 + 3NaOH            Fe(OH)3 + 3NaCl
          162.20g                  106.85g
           980g                        X
                     Resolviendo:
                    X = (980g FeCl3) (106.85g Fe(OH)3)         =       645.58g de
Fe(OH)3
                                   162.20 g FeCl3


Por lo tanto, a partir de 980 g de FeCl3 se producirán 645.58 g de Fe(OH)3
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




                        Ejercicio 1 : El profesor utilizando el power point
solicita a los alumnos que en su cuaderno completen las tablas siguientes
con lo que a continuación se pide:
¿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
Ejercicio 2. Completa el siguiente cuadro con lo que se solicita:


Sustancia                      Fórmula      Masa molar      N° de        Masa en
                                              (g/mol)      moles         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




Ejercicio 3. Completa el siguiente cuadro:


                                  Masa           Masa de       Masa de     Masa de
Sustancia           Fórmula     molar             1 mol         5 mol       0.1 mol
                                 en g/mol
Hidrógeno               H₂      2                2             10          0.2


Amoniaco               NH₃      17               17            85          1.7


Clorato de            NaClO₃    106              106           530         10.6
sodio

Ácido nítrico         HNO₃      63               63            315         6.3
Establece relaciones estequiométricas 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)
            1 mol                                                      3 mol
             5 mol                                                     X

Resolviendo:
                    X = ( 5mol FeCl3 ) ( 3 mol NaCl)   = 15 mol de NaCl
                                 1mol FeCl3

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                                     Productos
            N° de               Elementos              N° de átomos
           átomos
               2                    N                          2

               1                    S                          1

               12                   H                       12

               6                    O                          6
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                                     (NH4)2SO4
2 átomos de N        2X14g = 28u           2 átomos de N       2X14g = 28u
10 átomos de H       10X1g = 10u           8 átomos de H       8X1g = 8u
2 átomos de O        2x16g = 32u           1 átomo de S        1X32 = 32u
                       total 70u           4 átomos de O       4x16g = 64u
                masa molar = 70 g/mol                           total  132g
                                                            masa molar= 132 g/mol
H2SO4                                      2H2O
2 átomos de H        2X1g = 2u             4 átomos de H           4X1g = 4u
1 átomo de S         1X32 = 32u            2 átomos de O           2X16g = 32u
4 átomos de O        4X16 = 64u                                     total   36u
                       total 98u                              masa molar = 36
                  masa molar = 98 g/mol    g/mol


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

Resolviendo:

    X = (25 mol de NH4OH) (1 mol de (NH4)2SO4) = 12.5 mol de (NH4)2SO4
              2 mol de NH4OH

Se producirán 12.5 mol de (NH4)2SO4
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 ?

   1. Balancear la ecuación. NH3 + HNO3                         NH4NO3


            REACTIVOS                                         PRODUCTOS
            N° de átomos                ELEMENTOS             N° de átomos
                  2                                                 2
                                              N
                  4                                                  4
                                              H

                  3                                                  3
                                              O
Masa molar =                                             Masa molar =


Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los moles.



Paso 3. Relación masa – masa

Reactivos                                 Productos


NH3                                       NH4NO3


HNO3                                      NH4NO3




R = 117.6 g de NH4NO3
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

    b) La urea es un fertilizante que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido
       de carbono:

                 NH3 + CO2                      (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 + H2O

   REACTIVOS                  ELEMENTOS                 PRODUCTOS
N° de átomos                                          N° de átomos

2                                     N               2


1                                     C               1


6                                     H               6


2                                     O               2

2. Interpretación de las partículas representativas y los moles

Paso 3. Relación masa – masa


Reactivos                                 productos


2NH3                                      (NH2)2CO


CO2                                       H2O




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 ?

R = 3 moles de (NH2)2CO

                          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 el numero de moléculas o atomos en un elemento o

      compuesto.

   3. ¿Cuántas partículas agrupa 1 mol y qué nombre recibe este número?

      R= 6.02x1023 - Se le denomina 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

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
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 (NH 4)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?


                            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
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
       b) 10
       c) 2
       d) 1
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
      c) 2 mol
      d) 1 mol
1
RÚBRICA PARA EVALUAR EL DESEMPEÑO MOSTRADO EN EL TRABAJO EN LA CLASE


PARÁMETROS
3 MUY BIEN
2 REGULAR
1 MAL

Desempeño observado                                                                 Al inicio    Intermedio        Al final

Atiende a las instrucciones de su profesor

Participa en las actividades asignadas a su equipo

Muestra capacidad para realizar mapas mentales

Muestra interés por las actividades asignadas

Muestra respeto por sus compañeros y su profesor

Cumple con las tareas solicitadas

Participa de forma activa durante al realizar las tareas asignadas




1
 García, M. P., et al., Guía para el profesor de Química II en el CCH, Publicado por el Colegio de Ciencias y Humanidades,
2007.

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Estequiometría - Mol

  • 1. ESTEQUIOMETRÍA Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría 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 estequiometría:  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. 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 n= masa Donde n = número de moles masa molar Despejando la masa (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 calculen 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. El profesor los guiará, utilizando el power ppoint. N₂ + 3H₂ 2NH₃
  • 2. masa Cálculos Sustancia N° de molar moles X masa Masa total moles ( g/mol ) molar N₂ 1 28 1mol X 28g/mol 28 H₂ 3 2 3mol X 2g/mol 6 NH₃ 2mol X 17 g/mol 2 17 34 LEY DE PROUST. “Cuando dos 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 hidrógeno y por 89 partes por 100 de oxígeno, sea cual sea su procedencia. Concluyo que en la molécula de agua hay 11 % de Hidrógeno y 89 % de Oxígeno. Ejercicio: Los alumnos calcularán la composición en % (centesimal) de las sustancias que se indican en la tabla, llenando los espacios correspondientes como en el ejemplo, el profesor modelará utilizando el power point. Se les pide que utilicen la siguiente expresión matemática: % del elemento = masa del elemento X100 masa del compuesto
  • 3. 2/98X100 32.65% 32/98X10 65.31% 0 64/98X10 65.31% 0 23/40X100 57.5% 16/40X100 40% 1/40X100 2.5% 39/122X100 31.96% 35/122X10 28.68% 0 48/122X100 39.34% PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA Introducción: La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto se formará a partir de cierta cantidad de reactivo ó 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 ó 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?
  • 4. 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. FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl (ecuación balanceada) Se comprueba que la ecuación se encuentre balanceada utilizando el siguiente cuadro. Reactivos Productos N° de Elementos N° de átomos átomos 1 Fe 1 3 Na 3
  • 5. 3 Cl 3 3 H 3 3 O 3 2. Se realizan cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y productos REACTIVOS PRODUCTOS FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl FeCl3 Fe(OH)3 1 átomo de Fe 1X55.85g = 55.85u 1 átomo de Fe 1X55.85 = 55.85 u 3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u 3 átomos de O 3X16 = 48.0 u 162.20 u 3 átomos de H 3X1 = 3 .0 u masa molar =162.20g/mol 106.85 u masa molar =106.85 g/mol 3NaOH 3NaCl 3 átomos de Na 3X23g = 69 u 3 átomos de NaCl 3X23 g = 69.0 u 3 átomos de O 3X16g = 48 u 3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u 3 átomos de H 3X 1g = 3 u 175.35 u 120 u masa molar = 175.35g/mol masa molar = 120 g /mol Se realizan los cálculos correspondientes: FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl 162.20g 106.85g 980g X Resolviendo: X = (980g FeCl3) (106.85g Fe(OH)3) = 645.58g de Fe(OH)3 162.20 g FeCl3 Por lo tanto, a partir de 980 g de FeCl3 se producirán 645.58 g de Fe(OH)3
  • 6. 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 Ejercicio 1 : El profesor utilizando el power point solicita a los alumnos que en su cuaderno completen las tablas siguientes con lo que a continuación se pide: ¿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
  • 7. Ejercicio 2. Completa el siguiente cuadro con lo que se solicita: Sustancia Fórmula Masa molar N° de Masa en (g/mol) moles 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 Ejercicio 3. Completa el siguiente cuadro: Masa Masa de Masa de Masa de Sustancia Fórmula molar 1 mol 5 mol 0.1 mol en g/mol Hidrógeno H₂ 2 2 10 0.2 Amoniaco NH₃ 17 17 85 1.7 Clorato de NaClO₃ 106 106 530 10.6 sodio Ácido nítrico HNO₃ 63 63 315 6.3
  • 8. Establece relaciones estequiométricas 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) 1 mol 3 mol 5 mol X Resolviendo: X = ( 5mol FeCl3 ) ( 3 mol NaCl) = 15 mol de NaCl 1mol FeCl3 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 Productos N° de Elementos N° de átomos átomos 2 N 2 1 S 1 12 H 12 6 O 6
  • 9. 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 (NH4)2SO4 2 átomos de N 2X14g = 28u 2 átomos de N 2X14g = 28u 10 átomos de H 10X1g = 10u 8 átomos de H 8X1g = 8u 2 átomos de O 2x16g = 32u 1 átomo de S 1X32 = 32u total 70u 4 átomos de O 4x16g = 64u masa molar = 70 g/mol total 132g masa molar= 132 g/mol H2SO4 2H2O 2 átomos de H 2X1g = 2u 4 átomos de H 4X1g = 4u 1 átomo de S 1X32 = 32u 2 átomos de O 2X16g = 32u 4 átomos de O 4X16 = 64u total 36u total 98u masa molar = 36 masa molar = 98 g/mol g/mol 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 .
  • 10. 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 Resolviendo: X = (25 mol de NH4OH) (1 mol de (NH4)2SO4) = 12.5 mol de (NH4)2SO4 2 mol de NH4OH Se producirán 12.5 mol de (NH4)2SO4
  • 11. 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 ? 1. Balancear la ecuación. NH3 + HNO3 NH4NO3 REACTIVOS PRODUCTOS N° de átomos ELEMENTOS N° de átomos 2 2 N 4 4 H 3 3 O Masa molar = Masa molar = Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los moles. Paso 3. Relación masa – masa Reactivos Productos NH3 NH4NO3 HNO3 NH4NO3 R = 117.6 g de NH4NO3
  • 12. 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 b) La urea es un fertilizante que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono: NH3 + CO2 (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 + H2O REACTIVOS ELEMENTOS PRODUCTOS N° de átomos N° de átomos 2 N 2 1 C 1 6 H 6 2 O 2 2. Interpretación de las partículas representativas y los moles Paso 3. Relación masa – masa Reactivos productos 2NH3 (NH2)2CO CO2 H2O R = 1020 g de NH3
  • 13. Paso 4. Relación mol – mol Calcular ¿Cuántas mol de urea (NH2)2CO, se obtienen sí se agregan a la reacción 6 mol de NH3 ? R = 3 moles de (NH2)2CO 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 el numero de moléculas o atomos en un elemento o compuesto. 3. ¿Cuántas partículas agrupa 1 mol y qué nombre recibe este número? R= 6.02x1023 - Se le denomina 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 Con base en ella, llena los espacios con los valores numéricos que faltan en el siguiente párrafo:
  • 14. 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
  • 15. 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 (NH 4)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? 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
  • 16. d) triple 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 b) 10 c) 2 d) 1 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 c) 2 mol d) 1 mol
  • 17. 1 RÚBRICA PARA EVALUAR EL DESEMPEÑO MOSTRADO EN EL TRABAJO EN LA CLASE PARÁMETROS 3 MUY BIEN 2 REGULAR 1 MAL Desempeño observado Al inicio Intermedio Al final Atiende a las instrucciones de su profesor Participa en las actividades asignadas a su equipo Muestra capacidad para realizar mapas mentales Muestra interés por las actividades asignadas Muestra respeto por sus compañeros y su profesor Cumple con las tareas solicitadas Participa de forma activa durante al realizar las tareas asignadas 1 García, M. P., et al., Guía para el profesor de Química II en el CCH, Publicado por el Colegio de Ciencias y Humanidades, 2007.