estequiometria

ESTEQUIOMETRÍA

Docente: Mg. Luis. R Larrea C
Correo: lrobertolc@crece.uss.edu.pe

¿QUÉ ES LA ESTEQUIOMETRIA?
Estequiometria es la rama de la química que estudia y
determina las relaciones numéricas de peso, mol y
volumen de las sustancias consumidas y producidas en
una reacción química.
Los cálculos relacionados con las cantidades de reactivos
y
productos
se
conocen
comoCÁLCULOS
ESTEQUIMÉTRICOS y para realizar estos calculos es
indispensable balancear primero la ecuación química.

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CONCEPTO DE MOL
Un mol de una sustancia química, equivale a un
número de gramos, que coincide sólo numéricamente
con el peso molecular

PESO MOLECULAR
La masa molecular o Peso Molecular (PM) se obtiene
sumando lamasas atómicas de todos los átomos que
componen la molécula.
Por ejemplo, el Peso molecular del agua (H2O) es 18 gr

1 mol H2O ---- 18 gr ----- 6.022 x 1023 moléculas H2O
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Relaciones de elementos Mol – Masa
Elemento

Átomo/Molécula-Masa

Mol-Masa

Número de Átomos

1 átomo de H = 1.008 uma

1 mol de H = 1.008 g =6.022 x 1023 átomos

1 átomo de Fe = 55.85 uma

1 mol de Fe = 55.85 g = 6.022 x 1023 átomos

1 átomo de S = 32.07 uma

1 mol de S = 32.07 g = 6.022 x 1023 átomos

1 átomo de O = 16.00 uma

1 mol de O = 16.00 g = 6.022 x 1023 átomos

1 molécula de O2 = 32.00 uma

1 mol de O2 = 32.00 g = 6.022 x 1023 moléculas

1 molécula de S8 = 2059.52 uma

1 mol de S8 = 2059.52 g = 6.022 x1023 moléculas

Ejemplo: Calcule el peso molecular del ácido
ascórbico o vitamina C (C6H8O6).
Datos: C = 12 uma, H = 1 uma, O = 16 uma
Desarrollo

P.A

* # átomos

C = 12 x 6 = 72
H = 1
x 8 = 8
O = 16 x 6 = 96
PM = 176
Por lo tanto el PM (C6H8O6) = 176 gr/mol

NÚMERO DE AVOGADRO
ES EL NÚMERO DE PARTÍCULAS CONTENIDAS EN
UN MOL DE UNA SUSTANCIA

1 mol = 6.022 x 1023 partículasSe ha visto que 1 mol de átomos de carbono tiene una masa de
12 gr y contiene 6.022 x 1023 moléculas, esta cantidad se llama
masa molar contenida en cualquier sustancia.

1 mol de átomo “C” ----- 12 gr ------ 6.022 x 1023 moléculas de C

Las ecuaciones químicas pueden interpretarse en términos de
átomos y moléculas o bien en términos de gramos, moles o litros.
A modo de ejemploanalizaremos la siguiente reacción de formación del
trióxido de azufre, a partir de dióxido de azufre y oxígeno.

2 SO2 (g)

+

O2(g)

2 SO3 (g)

Las ecuaciones química nos indica que:
CADA VEZ QUE…..

REACCIONAN CON....



2 átomos de SO2

1 átomo de O2



2 moles de SO2

1 mol de O2



2 (6.022 x 1023 ) moléculas
de SO2

1 (6.022 x 1023 ) moléculas de
O2



128gr de de SO2

32 gr de O2

SE FORMAN..........
2 átomos de SO3
2 moles de SO3

2 (6.022 x 1023 ) moléculas de
SO3
160 gr de SO3

Ejemplo
En la formación de agua. ¿Con cuántos gramos de H2 reaccionan 38,4 gramos de
O2? ¿Cuántos gramos de H2O producen? [Masas atómicas: H = 1,008 ; O = 16]

2H2 (g ) + O2 (g )  2H2O(l )
1molO2 2 mol H 2 2,016g H 2
38,4g O2 


=4,84g H 232,00g O2 1molO2 1mol H 2

1molO2 2 mol H 2O 18,02g H 2O
38,4g O2 


=43,2g H 2O
32,00g O2 1molO2 1mol H 2O
8

Dada la siguiente reacción química:

Zn(s) + H2SO4(ac)

ZnSO4(ac) + H2(g)

¿Qué sucede si se hacen reaccionar 7 gr de Zn con 40 gr de
H2SO4? ¿Ambas sustancias reaccionan totalmente?
De no ser así, ¿Qué sustancia reacciona totalmente y
cuántos gramos de la otra permanecensin reaccionar?
¿Qué masa de ZnSO4 se forma?

Docente: Mg. Luis. R Larrea C
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De la ecuación química podemos sacar las siguientes relaciones
estequiometricas:

Para determinar cuál es el reactivo limitante y cuál está en exceso
hay que comparar la relación molar (o los gramos) con la relación
estequiométrica de los reactivos:

Necesito 10,49 gr...