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Estioqueometria
el número relativo de moléculas que participan en una reacción
el número relativo de moles participantes en dicha reacción.
Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente:

laproducción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 un mol de O2.

Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O" son cantidadesestequiométricamente equivalentes.

Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada dereactivos.

Ejemplo:

¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?

El cociente:

es la relaciónestequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta reacción.
Mol:
n = m/PM, donde n es moles, m es masa en gramos y PM es el peso molecular del compuesto.

ejemplo, cuantos moles equivalena 10g de NaCl (PM = 58,5g/mol):

n = m/PM = 10g / 58,5g/mol = 0,17mol

si el dato es la molaridad (M), para sacar los moles se multiplica el volumen (V) por la M:

n = V.M

eje, cuántosmoles de NaCl hay en 0,2L de solución 1,5M:

n = V.M = 0,2L . 1,5mol/L = 0,3mol
Moralodad;Selecciona un problema de ejemplo para demostrar la molaridad. Supongamos que disolviste 5 g de cloruro desodio (NaCl) en 500 ml de agua y deseas determinar la molaridad de la solución final.
2Calcula el número de moles en el NaCl (soluto) en primer lugar. Para ello, tienes que saber el peso molecular delNaCl. Mira la Tabla Periódica de Elementos y examina los números de peso atómico de Na y Cl por separado. Debes obtener 23 g por cada mol de Na y 35,4 g por cada mol de Cl. Suma ambos y debes obtener58,4 g por cada mol de NaCl.
3Divide la cantidad original de 5 g, entre 58,4 g/mol para obtener los moles totales. Observa cómo los gramos se cancelan y se quedan con los moles. Ahora dividimos...