Estequiometria

GUIA DE EJERCICIOS N° 3
“ESTEQUIOMETRIA”
Introducción.

Esta guía abarca los conceptos y tipos de ejercicios fundamentales que constituyen los cálculos estequiométricos. Incluye un ejemplo sencillo que puede ser complementado con la presentación y desarrollo en clase de otros ejercicios de mayor complejidad por parte del profesor. Sin embargo, es fundamental que cada alumno resuelva latotalidad de los ejercicios y problemas que aparecen aquí, respetando la secuencia del contenido.

Cómo usar esta guía.

- Estudie los contenidos que aparecen en esta guía o en cualquier texto de química general, que dedique un capitulo a las leyes de la combinación química y de la estequiometría. Entre otros pueden ser: “Química” de Raymond Chang, “Química” de Maham o de Sienko- Plane, etcétera.- Resuelva la guía de ejercicios y problemas.

- Es importante que el estudiante busque por su propia cuenta, en la literatura entregada por el profesor, otros ejercicios de mayor complejidad o similares.

Objetivos.

- Aplicar las leyes de la combinación química en el cálculo estequiométrico.

Masa Molar (M): Es la masa en gramos de un mol de átomos o moleculas.

masa mM = =
Mol n

Ejemplo: ¿Cuál es la cantidad de sustancia presente en 30.0 g de H2?

Rsta: Dado que el hidrógeno es una molécula diatómica, la M de H2 es igual al doble de su masa molar atómica:


MH2= 2 x 1.008 g/mol = 2.016 g/mol

Luego, 1 mol es igual a 6.02 x1023 moléculas de H2 y masan 2.016 g.

m 30.0 g
Por lo tanto: nH2 = == 14.88 mol de H2
MH2 2.016 g/mol

Esta relación es muy útil también para el cálculo de masas y de Masas molares.

Determinación de fórmulas químicas

Si conocemos la masa de un compuesto y las masas de cada uno de los elementos que lo conforman, podemos conocer el número de átomos de cada elemento en el compuesto y establecer la proporción en la que se encuentran. Estaproporción constituye lo que se llama la Fórmula Empírica del compuesto.

Ejemplo: Determinar la fórmula empírica de un compuesto formado por los elementos carbono e hidrógeno, cuya composición en masa es: 93.71 % de carbono y 6.29 % de hidrógeno.

Rsta: Esto significa que en 100 g del compuesto hay 93.71 g de C y 6.29 g de H.

La cantidad de carbono en los 100 g del compuesto es:

93.71g C
nC = = 7.80 mol
12.01 g C /mol


La cantidad de hidrógeno en los 100 g del compuesto es:

6.29 g H
nH = = 6.23 mol
1.01 g H /mol

nC 7.80 mol 5
= = ; esto indica que por cada 5 átomos de C hay 4 de H.
nH 6.23 mol 4



En consecuencia, la fórmula empírica es: C5H4

La ecuación química y balanceo

Una ecuación química es unadescripción abreviada de lo que sucede en una reacción química. Una de las características más útiles de una ecuación es que nos permite determinar las relaciones cuantitativas que existen entre los reactantes y productos. Sin embargo, para lograr este fin la ecuación debe estar igualada, esto quiere decir que debe obedecer la “ley de conservación de la materia” manteniendo el mismo número de átomos de cadaclase a ambos lados de las flechas.
Para escribir una ecuación balanceada es conveniente efectuar un proceso en dos etapas:
1.- Escribir la ecuación no igualada con las fórmulas correctas para todos los reactantes y productos.

2.- Igualar la ecuación, ajustando los coeficientes que preceden las fórmulas. En esta etapa no es posible cambiar los subíndices en cualquiera de las fórmulas (si lohiciera cambiaría la naturaleza de la sustancias).

Para verificar si la ecuación está igualada, basta con contar los átomos de cada elemento que se encuentran a cada lado de las flechas.

Ejemplo: Escribir e igualar la ecuación que representa la reacción entre carbonato de sodio y ácido clorhídrico para obtener...