ESTEQUIOMETRÍA - QUÍMISHEVA - Arturo Gaytan Mariscal

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ESTEQUIOMETRÍA
PROF.: LUIS ALFREDO GAVANCHO CHICLLA
SEMINARIO
ESTEQUIOMETRÍA
1. INTRODUCCIÓN
2. LEYES PONDERALES
	Ley de Lavoisier
	Ley de Proust
	Ley de Dalton
	Ley de Wenzel - Richter
3. LEYES VOLUMÉTRICAS
	Contracción Volumétrica (C. V.)
4. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS (R. E.)
SEMINARIO
2
ESTEQUIOMETRÍA
1. INTRODUCCIÓN
Parte de la Química encargada de la determinación, ya sea en masa o en volumen, de las sustancias que intervienen en un RxQ.
La Estequiometría responde a un conjunto de leyes y principios, las cuales se dividen en dos tipos:
- Leyes Ponderales (Gravimétricas).
- Leyes Volumétricas.
SEMINARIO
3
2. LEYES PONDERALES o GRAVIMÉTRICAS:
Van referidas a la masa de las sustancias que intervienen en una RxQ.
Son 4:
A. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LEY DE LAVOISIER)
B. LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (LEY DE PROUST)
C. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (LEY DE DALTON)
D. LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS (LEY DE WENZEL – RICHTER)
SEMINARIO
4
A. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA o MATERIA (LEY DE ANTOINE LAURENT LAVOISIER – 1789)
“La suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de las sustancias producidas”
Ejemplo: a) SÍNTESIS DE LAVOISIER (Formación del H2O)
(M. A.: H = 1; O = 16)
 2H2 (g) + 1O2(g) → 2H2O(l)
2(2)g + 1(32)g = 2(18)g
		36g		 = 36g	
Observación: Para que se cumpla esta ley la Ec debe de estar balanceada.
LA MASA
PERMANECE
CONSTANTE
SEMINARIO
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b) SÍNTESIS HABER – BOSCH 
(Síntesis del Amoníaco)
(M. A.: H = 1; N = 14)
 1N2 + 3H2 → 2NH3
1(28)g + 3(2)g = 2(17)g
	34g	 = 34g
(LA MASA SE CONSERVA)
EN GENERAL:
ANTOINE LAURENT LAVOISIER y su esposa MARIE–ANNE PIERRETTE PAULZE
SEMINARIO
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01. Respecto a la estequiometría, seleccione los enunciados correctos.
I. Estudia el balance de las ecuaciones químicas.
II. Es una parte de la química que estudia las relaciones en cantidad que se pueden establecer en un fenómeno químico.
III. En la ley de Lavoisier, el número de moles de las sustancias reaccionantes es igual al número de moles de los productos.
A) solo I	B) solo II	C) solo III
D) I y II	E) I, II y III
SOLUCIÓN:
Analizando cada proposición:
I. F (La estequiometría estudia las masas, moles o volúmenes de las sustancias que intervienen en una reacción química)
II. V 
III. F (La Ley de Lavoisier hace referencia a la masa de las sustancias y no al número de moles).
Son correctas: Solo II
CLAVE: B
SEMINARIO
02. Respecto a ley de Lavoisier, seleccione las proposiciones incorrectas.
I. La masa de los reactivos es menor que la masa de los productos.
II. La masa de los productos es igual a la masa de los reactivos.
III. El número de moles de los reactivos y productos son necesariamente iguales.
A) I y II	B) solo I	C) I, II y III
D) solo III	E) I y III
SOLUCIÓN:
Recordando la Ley de Lavoisier:
“La suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de las sustancias producidas”
Analizando cada proposición:
I. F
II. V 
III. F (La Ley de Lavoisier hace referencia a la masa de las sustancias y no al número de moles).
Son incorrectas: I y III
CLAVE: E
SEMINARIO
03. En un tubo de ensayo de masa igual 60 g se adicionan 10 g de carbonato de calcio. Luego se calienta hasta que todo el carbonato se descomponga en óxido de calcio y dióxido de carbono gaseoso. Finalmente se enfría el tubo de ensayo y luego se determina que su masa es de 65,6 g. Al respecto, indique la secuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F) respecto a las siguientes proposiciones.
I. Con la información proporcionada no es posible saber que se cumple la ley de Lavoisier.
II. La masa de óxido de calcio que queda en el tubo de ensayo es 5,6 g.
III. La masa del dióxido de carbono desprendido es 4,4 g.
A) VVV		B) FVV		C) FFV
D) VFV		E) FVF
SEMINARIO
SOLUCIÓN:
Graficando el problema:
Entonces, la masa de gas que se libera será la diferencia:
m (CO2) = 70 – 65,6 = 4,4 g
CLAVE: B
SEMINARIO
mtotal = 70g
mtotal = 65,6g
Además sabemos la reacción:
CaCO3 (s)  CaO(s) + CO2 (g)
Como toda RxQ, debe cumplir la ley de Lavoisier.
Luego, analizando cada proposición:
I. F (Siempre se cumple la Ley de Lavoisier)
II. V (La masa que queda en el tubo es CaO y que solo 5,6g)
III. V
 FVV
1		 1	 1
B. LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (LEY DE PROUST – 1802):
“Cuando dos sustancias reaccionan, la relación que exista entre las masas de ellas, debe permanecer constante de acuerdo a la relación estequiométrica establecida"
Ejemplo: 
				2H2	 +	 1O2 	→	2H2O
		R. E.:		 4g		 32g		 36g
		R. E.:		 8g		 64g		 72g
		R. E.:		 2g		 16g		 18g
		R. E.:		 1g		 8g		 9g
		R. E.:		 1K		 8K		 9K
		R. E.: 		 4g		 40g			
Donde: 	R. E.: RELACIÓN ESTEQUIOMÉTRICA
← 8g en exceso
SEMINARIO
← CONSTANTE
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C. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (LEY DE DALTON – 1804 y verificada por BERZELIUS en 1812):
“Cuando dos sustancias diferentes se combinan entre sí para formar más de un compuesto, la masa de uno de ellos permanece constante, mientras que la masa de la otra sustancia varia en una relación entera y sencilla”
Ejemplo: (M.A: Cl = 35,5; O = 16)
(UNI 1994 – II)
2 Cl2	+	1 O2	→	2 Cl2O
2 (71)g		1 (32)g			
2 Cl2	+	3 O2	→	2 Cl2O3
2 (71)g		3 (32)g			
2 Cl2	+	5 O2	→	2 Cl2O5
2 (71)g		5 (32)g			
2 Cl2	+	7 O2	→	2 Cl2O7
2 (71)g		7 (32)g			
Se observa:
	m (Cl) → Constante
	m (O) → Variable (1: 3: 5: 7)
SEMINARIO
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04. Luego de realizar experimentos en el laboratorio de química analítica cuantitativa, un estudiante reporta la siguiente información.
¿Qué ley estequiométrica queda confirmada?
A) ley de conservación de la masa.
B) ley de las proporciones múltiples.
C) ley de las relaciones sencillas.
D) ley de las proporciones constantes y definidas.
E) no se puede especificar por falta de más datos.
SEMINARIO
	Experimento	Masa de azufre	Masa de oxígeno
	1	5,00 g	5,00 g
	2	8,00 g	12,00 g
SOLUCIÓN:
(PRIMER MÉTODO – ANALIZANDO LAS MASAS)
Analizando el cuadro, tenemos:
Igualamos la masa de Azufre en el primer experimento.
CLAVE: B
SEMINARIO
Luego:
I. Observamos que la masa del azufre es constante (8g y 8g ).
II. La masa del oxígeno varia en una relación de número enteros y sencillos (8g (2K) y 12g (3K)).
Entonces se verifica la LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES.
	Experimento	m (S)	m (O)
	1	5,00 g	5,00 g
	2	8,00 g	12,00 g
	Experimento	m (S)	m (O)
	1	8,00 g	8,00 g
	2	8,00 g	12,00 g
SOLUCIÓN: (SEGUNDO MÉTODO – ANALIZANDO LAS FÓRMULAS)
Para cada experimento, hallamos las FÓRMULAS EMPÍRICAS, entonces:
Luego las Fórmulas Empíricas son SO2 y SO3, se observa que:
I. El número átomos de “S” es el mismo (la masa de azufre permanece contante).
II. El número de átomos de “O” están en una relación de 2 a 3 (la masa de oxígeno es variable en una relación entera y sencilla).
 Se verifica la LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES.
CLAVE: B
SEMINARIO
	EXP.	E	MASA	M. A.	#at – g 	 menor	Sub.
	1	S	5g	32	0,15625	1	S1
		O	5g	16	0,3125	2	O2
	2	S	8g	32	0,25	1	S1
		O	12g	16	0,75	3	O3
05. El cloro y el oxígeno forman dos compuestos:
Compuesto 1: 14,2 g de Cl y 9,6 g de O
Compuesto 2: 248,5 g de Cl y 280 g de O
Con esta información, indique la secuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F).
I. Los compuestos dados cumplen con la ley de proporciones múltiples.
II. La fórmula del primer compuesto es Cl2O3.
III. La atomicidad del segundo compuesto es 7.
A) VVV		B) FVF		C) FFV
D) FFF		E) VFV
SEMINARIO
SOLUCIÓN:
Para cada compuesto, hallamos las FÓRMULAS EMPÍRICAS, entonces:
Luego, contestando las proposiciones, tenemos:
I. V (Se verifica la Ley de las Proporciones Múltiples).
II. V
III. V (La fórmula del “Compuesto 2” es Cl2O5; su atomicidad es 7)
 VVV
CLAVE: A
SEMINARIO
	COMP.	E	MASA	M. A.	#at – g 	 menor	Sub.
	1	Cl	14,2 g	35,5	0,4	1 x2	Cl2
		O	9,6 g	16	0,6	1,5 x2	O3
	2	Cl	248,5 g	35,5	7	1 x2	Cl2
		O	280 g	16	17,5	2,5 x2	O5
D. LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS (LEY DE WENZEL y RICHTER - 1802):
“Cuando dos sustancias diferentesreaccionan con la misma masa de una tercera sustancia y posteriormente reaccionan entre sí, entonces lo harán con la misma masa o con masas proporcionales a las anteriores”
Ejemplo:
(M. A: Cl = 35,5; Na = 23; H = 1)
2 Na	+	1 H2	→	2 NaH
2 (23)g		1 (2)g			
1 H2 	+	1 Cl2 	→	2 HCl
1 (2)g		1 (71)g			
2 Na	+	 1 Cl2	→	2 NaCl
2 (23)g		1 (71)g			
SEMINARIO
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06. Si se cumple que:
A + B → R
C + B → T
¿cuál será la masa necesaria de C, cuando reaccionan 120 g de A con C, según A + C → P?
(Masas atómicas: A = 40; B = 32; C = 2)
A) 1			B) 2			C) 4
D) 6			E) 18
SEMINARIO
SOLUCIÓN:
Analizando las dos primeras reacciones e indicando las masas de los reactantes, tenemos:
Aplicando la LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS, se tiene:
CLAVE: D
SEMINARIO
Luego, aplicamos la Ley de las Proporciones Constantes, tenemos:
Entonces:
 mC = 6g
		1A	+	1B		R
	R.E.:	40g		32g		
		1C	+	1B		T
	R.E.:	2g		32g		
		1A	+	1C		P
	R.E.:	40g		2g		
		1A	+	1C		P
	R.E.:	40g		2g		
	R.P.:	120g		mC		
3. LEYES VOLUMÉTRICAS o de GAY LUSSAC – HUMBOLDT (1805):
También llamadas LEYES DE LAS PROPORCIONES SENCILLAS.
Son aquellas que se refieren al volumen de las sustancias gaseosas que intervienen en una RxQ y que de acuerdo con las condiciones de Avogadro, deben cumplir con las mismas condiciones de presión y temperatura.
Para una sustancia gaseosa, el volumen quedará determinado por el COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO QUE ACOMPAÑA A DICHA SUSTANCIA.
Para las sustancias líquidas y sólidas, el volumen es despreciable, esto porque los líquidos y sólidos no ocupan todo el volumen disponible y no ejercen la misma presión en todo el sistema en donde ocurre la reacción química.
Las leyes volumétricas son las mismas que las ponderales excepto la Ley de Lavoisier; es decir, no se cumple la conservación del volumen.
SEMINARIO
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3. LEYES VOLUMÉTRICAS o de GAY LUSSAC – HUMBOLDT (1805):
Lo que sí debemos tener en cuenta es que la disminución de volumen que experimenta las sustancias al reaccionar es un fenómeno conocido como CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C. V. o Cv).
Donde:
	Vreac: Sumatoria de los volúmenes de los Reactantes gaseosos.
	Vprod: Sumatoria de los volúmenes de los Productos gaseosos.
SEMINARIO
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3. LEYES VOLUMÉTRICAS o de GAY LUSSAC – HUMBOLDT (1805):
Ejemplos: a) Combustión completa del gas propano
1 C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(L)
1 V		 5 V			3 V			---
Entonces: 
(EL VOLUMEN SE REDUCE A LA MITAD)
SEMINARIO
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3. LEYES VOLUMÉTRICAS o de GAY LUSSAC – HUMBOLDT (1805):
b) Síntesis de Haber – Bosch (Síntesis del Amoníaco)
1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
1 V		3 V		 2 V	
Entonces: 
(EL VOLUMEN SE REDUCE A LA MITAD)
SEMINARIO
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08. Respecto a la ley de las relaciones sencillas, marque la secuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F) según las siguientes proposiciones.
I. Plantea que el volumen total de los reactivos es igual al volumen total de los productos.
II. Es aplicable cuando la presión y temperatura de las sustancias gaseosas son diferentes.
III. El volumen consumido de los reactivos es proporcional a sus respectivos coeficientes estequiométricos.
A) FFV		B) FVV		C) FFF
D) VFV		E) FVF
SOLUCIÓN:
Analizando cada proposición:
I. F (En las Leyes Volumétricas no se cumple la conservación del Volumen de las sustancias gaseosas).
II. F (Las leyes Volumétricas se aplican cuando se cumplen las condiciones de Avogadro).
III. V
 FFV
CLAVE: A
SEMINARIO
09. Respecto a las leyes de las relaciones sencillas, ¿Qué proposiciones son correctas?
I. Se puede aplicar a sustancias sólidas, líquidas o gaseosas.
II. Los gases que participan en la reacción química pueden estar a diferentes condiciones de presión y temperatura.
III. El volumen de las sustancias gaseosas son proporcionales al número de moles.
A) I, II y III	B) solo I	C) solo II
D) I y II		E) solo III
SOLUCIÓN:
Analizando cada proposición:
I. F (Las Leyes Volumétricas solo se aplican a las sustancias gaseosas).
II. F (Las leyes Volumétricas se aplican cuando se cumplen las condiciones de Avogadro; es decir, misma Presión y misma Temperatura).
III. V (El número de moles lo indica el coeficiente estequiométrico).
 Son correctas: Solo III
CLAVE: E
SEMINARIO
4. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS (R. E.):
Son aquellas proporciones que se pueden establecer entre las sustancias que reaccionan o que se producen durante una RxQ.
Las Relaciones Estequiométricas van íntimamente ligadas a las unidades que se establecen durante la Relación Problema (R. P.). 
Entre las principales relaciones podemos señalar:
	- Masa – Masa					- Mol – Mol
	- Masa – Mol					- Mol – Masa
	- Volumen – Volumen				- Volumen – Masa
	- Masa – Volumen				- Volumen - Mol
	- Mol – Volumen
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4. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS (R. E.):
Para resolver un problema de ESTEQUIOMETRÍA, se siguen los siguiente pasos:
I. Se balancea la ecuación química.
II. Se establece la Relación Problema (R. P.), dicha relación se obtiene del enunciado del problema.
III. Se determina la Relación Estequiométrica (R. E.), dicha proporción se obtiene únicamente de la ecuación química balanceada y sus unidades van íntimamente ligadas a la Relación Problema.
IV. Para determinar el valor de la incógnita, se realiza una regla de tres simple.
SEMINARIO
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4. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS (R. E.):
ESQUEMATIZACIÓN
Sea la RxQ genérica:
Para hallar la incógnita, se realiza una regla de tres simple.
SEMINARIO
		 A (g)	+	 B (L)		 C (s)	+	 D (g)
	R.E.:							
	R.E.:							
	R.E.:							
	R.P.:							
a		 b		 c			 d
DATOS Y LA INCÓGNITA
(MASAS)
a.(A)g
b.(B)g
c.(C)g
d.(D)g
(MOLES)
a mol
b mol
c mol
d mol
(VOLUMEN)
a V
d V
-----
-----
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10. ¿Qué masa de hidrógeno se necesita para formar 136g de amoniaco?
(M. A: N = 14, H = 1)
N2 + H2 → NH3
A) 12		B) 24		C) 36
D) 48		E) 6
SOLUCIÓN:
Balanceamos la ecuación:
Luego:
 m (H2) = 24 g
CLAVE: B
SEMINARIO
		 N2	+	 H2		 NH3
	R.E.:					
	R.P.:					
1	 3		 2
m(H2)
136g
masa
masa
6g
34g
¿Cuántos gramos de bromuro de potasio se requieren para obtener 200 g de bromo según la siguiente reacción sin balancear?
KBr(ac) + Cℓ2(g) → Br2(ℓ) + KCℓ(ac)
(Masa molar (g/mol): Cl = 35,5; K = 39; Br = 80)
 
A) 219,0	B) 248,7	C) 260,0
D) 297,5	E) 346,2
			 UNI 2011- II
SOLUCIÓN:
Balanceando la Ecuación:
2 KBr(ac) + 1 Cℓ2(g) → 1 Br2(ℓ) + 2 KCℓ(ac)
R. E.:
R. P.: 
Luego:
 mKBr = 297,5 g
CLAVE: D
mKBr		 200g
238g		 160g
mKBr		 mBr2
SEMINARIO
å
å
=
prod
reac
m
m
g
40
g
2
x
g
120
m
C
=
å
å
å
-
=
reac
prod
reac
V
V
V
.
V
.
C
2
/
1
)
V
5
V
1
(
)
V
3
(
)
V
5
V
1
(
.
V
.
C
=
+
-
+
=
2
/
1
)
V
3
V
1
(
)
V
2
(
)
V
3
V
1
(
.
V
.
C
=
+
-
+
=
g
34
g
136
x
g
6
m
2
H
=
g
160
g
238
gx
200
m
KBr
=