Estequiometria

Estequiometria

La estequiometria trata de la resolución de problemas de carácter químico, y la resolución de problemas siguiendo un patrón ordenado, para lo que se analizarán dos métodos de resolución de problemas.



Masa Molar y Mol

Cuando se desea determinar la formula masa de un compuesto iónico se hace sumando la masa atómica de de los componentes de la fórmula que se expresa enuma (unidades de masa atómica) y que nosotros expresaremos en gramos, razón por la que es llamada formula masa – gramo o masa molar. Por ejemplo el CaCO3

1. Calculo: Sumando las masas de cada elemento componente de la fórmula y en ocasiones el producto de las veces que se repite tenemos:

1 Ca = 40

1 C = 12

3 O = 48 (de 3 x 16 048)



Así para CaCO3 = 100 formula masa

100 g masa molar

La masa molar es equivalente a la masa de 1 mol de ese material expresado en gramos. El término masa molar puede usarse también cuando se conoce que el material es una sustancia molecular y no una red iónica como NaCl o NaOH.

2. Encuentra la masa de 1mol de KAl(SO4)2 . 12 H2O.



1K = 39

1Al = 27

2 S = 64

8 O = 64

24H = 24

12 O = 19

1mol = 474g



Ejercicios:

Encuentra la masa molecular o masa fórmula para las siguientes sustancias:

1. HNO3

2. C6H10O5

3. H2SO$

4. KCL

5. C12H22O11



Relaciones del mol.

Ya que el mol se usa frecuentemente en química paracuantificar el número de átomos, moléculas, y otras cosa, es importante conocer las relaciones que existen entre ellos y como cambiar de uno a otro. Aquí resumimos algunos de ellos:

Cuando tratamos con elementos.

Moles de un elemento x masa molar (atómica) = masa del elemento

Masa de un elemento / masa molar (Atómica) = moles del elemento

Cuando tratamos concompuestos.

Moles de un compuestos x masa molar (molecular) = masa del compuesto

Masa de un compuesto / masa molar (molecular) = moles del compuesto

Cuando tratamos con moléculas de un compuesto.

Moles de moléculas x 6.02 x 1023 = número de moléculas

Número de moléculas / 6.02 x 1023 = moles de moléculas

Cuando tratamos con los átomos de los elementos.Moles de átomos x 6.02 x 1023 = número de átomos

Número de átomos / 6.02 x 1023 = moles de ‘átomos





Volúmenes de gas y Masa molar

Debido a que el volumen de gas puede variar dependiendo de las condiciones de temperatura y presión se establece un conjunto de condiciones estándar para comparar a los gases. Las condiciones estándar de temperatura y presión (abreviadoSTP) y son 0o C y 760 mm de mercurio.

La masa molecular de un gas expresado en gramos y bajo condiciones estándar ocupa 22.4 L el cual es considerado el volumen molar.

La Ley de Gay Lussac establece que cuando participan exclusivamente gases en una reacción, los volúmenes de los gases reaccionantes y los volúmenes de los productos gaseosos están en un cociente de números enteros y pequeños.Lo que se puede ilustrar de la siguiente forma:

Ejemplo 1

H2(g) + Cl2 → 2HCl (g)

Esta ecuación balanceada muestra que:

1 volumen de hidrogeno + 1 volumen de cloro = 2 volúmenes de cloruro de hidrógeno

Ejemplo 2

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Esta ecuación balanceada muestra que:

2 volúmenes de hidrógeno + 1 volumen deoxígeno = 2 volúmenes de vapor

La ley de Avogadro, la cual explica la ley de Gay Lussac, establece que volúmenes iguales de gases bajo las mismas condiciones de presión y temperatura contienen igual número de moléculas. Esto significa que 1 mol de cualquier gas a condiciones estándar ocupa 22.4 L y por lo tanto:

32 g O2 a STP ocupa 22.4 L

2 g H2 a STP ocupa...