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1. CAPÍTULO 5
ESTEQUIOMETRÍA
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2. Estequiometría y Ecuaciones químicas
• De stoicheon “elemento y metron “medida”.
• Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
• Ecuaciones químicas.- Representación de las reaccciones químicas.
P4 (s) + Cl2 (g) → PCl3 (l)
reactivos producto(s)
 La estequiometría se basa en la Ley de la conservación de la materia: La masa total antes y después
de una reacción química es la misma.
 El # de átomos de cada elemento deber ser igual, tanto del lado de los reactivos como del lado de
los productos.
 Se debe balancear la ecuación.
 P4 (s) + 6 Cl2 (g) → 4 PCl3 (l)
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3. Patrones de reactividad química.
Tipos de reacciones
 La Tabla periódica permite predecir el resultado de una reacción química.
 Todos los elementos de un grupo se comportan de manera similar.
 Ej. Metal + agua → Hidróxido + Hidrógeno
alcalino
2 M + 2 H2O 2 MOH + H2
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4. Tipos de reacciones
 Reacciones de combinación o síntesis.
Dos o más sustancias reaccionan para formar un producto.
2 Mg (s) + O2 → 2 MgO
CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s)
A + B = C
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5. Tipos de reacciones
 Reacciones de descomposición.- Una sustancia sufre una
reacción para producir dos o más sustancias distintas.
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
2 NaN3 (s) → 2 Na (s) + 3 N2 (g)
C → A + B
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6. Tipos de reacciones
 Reacciones de combustión.- Son rápidas y producen flama.
Implican el quemado de hidrocarburos en presencia de aire.
 C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) (Balancear!)
 CH3OH (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) (Balancear!)
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7. Peso atómico
 La masa atómica o peso atómico, es la masa promedio de una muestra
representativa de átomos. Se puede calcular a partir de las abundancias relativas y
masas de los isótopos de un elemento.
PA= (% ab.Isótopo1) (PA isótopo1) + (% ab. Isótopo2) (PA Isótopo 2)+…
100 100
Ejercicio
El boro presente en la naturaleza está formado de 2 isótopos:
% Isótopo masa (uma)
1 19.91 10 B 10.0129
2 80.09 11 B 11.0093
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8. Peso formular (PF)
 Es la suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos en su
fórmula química. Ej. El ácido sulfúrico (H2SO4), tiene un peso formular de
98.0 uma.
Elemento # átomos PPeso
(uma)
Suma
pesos
H (2) ( 1.0 uma) = 2.0 uma
S (1) (32.0 uma) = 32.0 uma
O (4) (16.0 uma) = 64.0 uma
Peso formular
del H2SO4
98.0 uma
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9. Peso molecular (PM)
 Se llama así, cuando la fórmula de una sustancia es el símbolo de un
elemento o si es una molécula. Por ej. El peso molecular de la glucosa C6H12O6
es:
 Para las sustancias iónicas, no es apropiado hablar de moléculas, sino de
unidades fórmula, representadas por la fórmula química de la sustancia.
Elemento # átomos Peso atómico Suma P. A.
C ( 6 ) (12.0 uma ) = 72.0
uma
H ( 12) ( 1.0 uma ) = 12.0
uma
O ( 6) (16.0 uma ) = 96.0
uma
PM glucosa 180.0 uma
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10. Composición porcentual a partir de
fórmulas
 % en masa en que contribuye cada uno de los elementos de las
sustancia.
 Determina la pureza de un compuesto.
 Se calcula a partir de la fórmula del compuesto.
% elemento = (átomos del elemento)(PA) x
100 PF del compuesto
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11. El mol
 Es la unidad para medir cantidad de
sustancia.
 Unidad para manejar átomos, iones y
moléculas.
 Se define como la cantidad de materia
que contiene tantos objetos, como
átomos hay en exactamente 12 g de
carborno-12 ( 12C ).
 Este número recibe el nombre de
Número de Avogadro =6.022 x 10 23.
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12. El mol
 Un mol de átomos, un mol de moléculas o un mol de cualquier
otra cosa contiene el número de Avogadro:
1 mol de átomos de 12C = 6.022 x 10 23 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6.022 x 10 23 moléculas H2O
1 mol de iones NO3
- = 6.022 x 10 23 iones NO3
-
El mol sirve para transformar úmero de moles en
número de moléculas.
# Avogadro Mol
Mol # Avogadro
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13. El Mol
Un mol de un sólido un líquido y un
gas.
 El NaCl, el sólido, tiene una masa de
58.45 g.
 Un mol de agua, el líquido, tiene una
masa de 18.0 g y ocupa un volumen
de 18 mL.
 Un mol de O2, el gas, tiene una masa
de 32.0 g y llena un globo cuyo
diámetro de de 35 cm.
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14. Masa molar
La masa de un solo átomo de un elemento en (uma) es
numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos
de un elemento
Masa de un elemento (uma)
Masa de un mol de un elemento
(gramos)
 Un átomo de 12 C tiene una
masa de 12 uma
 Un átomo de Cl tiene una
masa de 35.5 uma
 Un átomo de Au tiene una
masa de 197 uma
 Un mol de 12 C tiene una
masa de 12 g
 Un mol de Cl tiene una
masa de 35.5 g
 Un mol de Au tiene una
masa de 197 g
La masa en gramos de un mol de una sustancia es su masa molar.
Mol Masa molar
M asa molar Mol
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15.  La masa molar y el número de Avogadro se emplean como
factores de conversión:
gramos moles
moléculas o
unidades
fórmula
átomos
# de átomos
Molécula
Mol___
# Avogadro
Molécula
# átomos
Mol___
Masa molar
Masa molar
Mol
# Avogadro
Mol
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16. Fórmulas empíricas a partir de análisis.
 La fórmula empírica de una sustancia indica el número relativo de
los átomos de cada elemento que contiene.
 Procedimiento para calcular la fórmula empírica:
% en masa de
elementos
Fórmula
Empírica
Gramos de cada
elemento
Moles de cada
elemento
Suponer muestra
de 100 gramos
Usar pesos
atómicos
Calcular
relación molar
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17. Fórmula molecular a partir de la fórmula
empírica.
 Podemos obtener la fórmula molecular de una sustancia a partir de la fórmula empírica si
conocemos el peso molecular del compuesto.
 Los subíndices de la fórmula molecular de una sustancia siempre son múltiplos enteros de
los subíndices correspondientes en su fórmula empírica.
 Para obtener la fórmula molecular se divide el peso molecular entre el peso formular (la
suma de los pesos atómicos de la fórmula empírica) y el valor obtenido va a multiplicar a
los subíndices de la fórmula empírica, obteniéndose así la fórmula molecular.
 Peso molecular (PM) = valor
Peso formular (PF)
(representa a las unidades fórmula)
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18. Información cuantitativa a partir de ecuaciones
balanceadas
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
2 moléculas 1 molécula 2 moléculas
2 mol 1 mol 2 mol
2 (6.022 x 1023 moléculas) 6.022 x 1023 moléculas 2(6.022 x 1023 moléculas)
Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar
como los números relativos de moléculas (o unidades formulares) que
intervienen en la reacción y también como los números relativos de moles.
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19. Reactivo limitante
 Reactivo limitante es el
reactivo que se consume
por completo en una
reacción, porque limita o
determina la cantidad de
producto que se forma.
 Los demás reactivos son
llamados reactivos en
exceso.
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20. Rendimiento teórico
 Es la cantidad de producto que según los cálculos, se forma
cuando reacciona todo el reactivo limitante.
 La cantidad de producto que realmente se obtiene en una
reacción se denomina rendimiento real.
El rendimiento real siempre es menor que el
rendimiento teórico.
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