UC 5 Cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas_C2

Vista previa del material en texto

• Masa atómica, concepto de mol y masa 
molar
• Número de átomos por cantidad de 
elemento
• Composición porcentual
• Fórmula empírica y molecular
• Ecuaciones químicas, Balanceo de 
ecuaciones
• Cálculos estequiométricos
• Reactivos limitante
UC 5. ESTEQUIOMETRÍA
La materia no puede ser creada o destruida en ningún proceso físico o 
químico, simplemente transformada.
Por definición:
1 átomo 12C “pesa” 12 uma
On this scale
1H = 1.0079 uma
16O = 15.9993 uma
7Li = 6.9412 uma
Masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa
atómica (uma)
Mundo Micro
átomos y moléculas
Mundo Macro
gramos
¿moléculas?
Punta de micropipeta
(1.0 μL, or 1.0*10-6L)
(contiene 1018 – 1019 moléculas)
ESTEQUIOMETRÍA
1 Amstrom
10-8 metros
Una unidad especial para describir una gran cantidad de 
átomos o moléculas
MOL
El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas 
entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como 
átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.
1 mol de átomos de 12C
6.022*1023 átomos
La constante de Avogadro (Número de
Avogadro, NA) es una unidad, igual a
6.022 x 1023 partículas (átomos,
moléculas, ...).
NA = 6.022*10
23
Amedeo Avogadro
(1776 – 1856)
Número de Avogadro
1 mol = NA = 6.022*10
23 partículas
1 mol = NA = 6.022*10
23 partículas
1 docena = 12 huevos
1 par= 2 zapatos
1 mol de átomos= 6.022 x 1023 átomos
elementos
átomos
compound
moléculas
ion
iones
1 mol partículas = NA = 6.022*10
23 partículas
1 mol de iones = 6.022 x 1023 iones
1 mol de moléculas = 6.022 x 1023 moléculas
1 mol = NA = 6.022*10
23 partículas = Masa molar 
La masa molar (M, PM), definida como la masa (en gramos o 
kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una 
sustancia.
12C
Masa atómica: 12 uma
Masa molar: 12 gramos
Número de Avogadro y masa molar de un elemento
Para cualquier elemento
masa atómica (uma) = masa molar (gramos)
1 mol de átomos de 12C = 6.022*1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6.022*10
23 moléculas de H2O
1 mol de iones NO3
- = 6.022*1023 iones NO3
-
1 mol = NA = 6.022*10
23 partículas
Masa Molecular
La masa molecular de un compuesto se calcula a partir de los valores de masa
atómica de sus elementos constitutivos, de acuerdo con la fórmula molecular.
Formula molecular del agua: H2O
H = 2 * (masa atómica del H) 
O = 1 *( masa atómica del H)
H = 2 *1.0079 
O = 1 *15.9994
18.0152 uma
Por lo tanto, 1 mol de moléculas de H2O tienen una masa de 18.0152 g.
Molécula de agua
(H2O)
1 mol = NA = 6.02*10
23 partículas
1 mol = Masa Molar
Las relaciones del número de Avogadro y la masa molar nos 
permiten realizar conversiones entre masa y moles de 
átomos y entre moles y número de átomos
gramos átomosmol
gramos moléculasmol átomos
M NA
PM NA FM
Elementos
Compuestos
Interpretando Fórmulas Químicas
7
Coeficiente
estequiométrico
Subíndice
FORMULACIÓN QUÍMICA
H3PO4
Ca3(PO4)2
NaCl
Fe(OH)3
Ejemplos:
Determine el masa molecular para:
a) H2S04
Formula molecular del agua: H2SO4
H = 2 * (masa molar del H) 
O = 4 *( masa molar del O)
S = 1 *(masa molar del S)
H = 2 *1.0079 = 2.016
O = 4* 15.9994 = 64.00
S = 1 *32.064 = 32,064
98.1 g/mol
Por lo tanto, 1 mol de moléculas de H2SO4 tienen una masa de 98.1 g
Ejemplos:
Determine el masa molar para:
a) C12H22O11
a) Formula molecular del agua: C12H22O11
C = 12 * (masa molar del C) 
H = 22 *( masa molar del H)
S = 11 *(masa molar del O)
C = 12 *12.01 = 144.12 
H = 22* 1,00794 = 22.17
O = 11 *15.9994 = 175,99
342.0 g/mol
Por lo tanto, 1 mol de moléculas de C12H22O11 tienen una masa de 342.0 g
Ejemplos:
1 mol de He = 4.003 g He = 6,022 x 1023 átomos de He
6,46 g He  X mol de He
M (Tabla periódica)
1 mol de He 
4.003 g He
4.003 g He
1mol He
Ejemplos:
6,46 g He  X mol de He
6,46 g He x 1 mol de He 
4.003 g He
= 1,61 moles de He
Ejemplos:
¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S? 16,3 g S  X átomos de S
32,07 g S = 1 mol de S = 6,022 x 1023 átomos de S
6,022 x 1023 átomos de S
1 mol S
__1 mol S__
32,07 g S
16,3 g S moles de S  átomos de S
16,3 g S x 1 mol S __ x 6,022 x 1023 átomos de S
32,07 g S 1 mol S
= 3,06 x 1023 at. S
Ejemplos:
¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S?
16,3 g S  X átomos de S
1 mol de S = 32,07 g S = 6,022 x 1023 átomos de S
6,022 x 1023 átomos de S
32,07 g S
32 g de S_______
6,022 x 1023 átomos de S
OTRA SOLUCIÓN
Ejemplos:
¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S?
16,3 g S  X átomos de S
16,3 g S x 6,022 x 1023 átomos de S
32,07 g S
= 3,06 x 1023 átomos de S
Ejemplos:
Calcule el número de átomos de H que hay en 0.350 mol de C6H1206.
1 mol de moléculas C6H12O6  12 moles de átomos de H
0,350 mol de C6H12O6  número de átomos de H
0,350 mol C6H12O6 x 12 mol de H_ x 6,022 x 10
23 átomos H
1 mol C6H12O6 1 mol de H
= 2,53 x 1024 átomos H
1 mol de átomos de H  6,022 x 1023 átomos de H
Ejemplos:
3. Calcule el número de átomos de H que hay en 0.350 mol de C6H1206.
1 moléculas C6H12O6  12 átomos de H
0,350 mol de C6H12O6  número de átomos de H
0,350 mol C6H12O6 x 6,022 x 10
23 moléculas C6H12O6 _ x 12 átomos de H
1 mol C6H12O6 1 molécula C6H12O6 
= 2,53 x 1024 átomos H
OTRA SOLUCIÓN
1 mol de C6H12O6  6,022 x 10
23 moléculas de C6H12O6
Se tienen 3 mol de ferrocianuro de potasio, K4[Fe(CN) 6] Determine:
a) ¿Cuántos mol de átomos de potasio hay en la muestra?
b) ¿Cuántos átomos de hierro hay en la muestra?
c) ¿Cuántos mol de átomos de nitrógeno hay en la muestra?
d) ¿Cuántos mol de moléculas de nitrógeno se pueden formar si todo el
nitrógeno se convierte en la forma molecular?
Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2 átomos de 
plomo o 5,1 x 10-23 moles de helio?
2 átomos Pb x 1 mol de Pb x ___207,2 g Pb___
6,022 x 1023 átomos Pb 1 mol de Pb
= 6,88 x 10-22 g Pb
5,1 x 10-23 mol He x 4,003 g He__
1 mol de He
= 2,24 x 10-21
MASA de 2 átomos de Pb < MASA 5,1 x 10-23 moles de helio
Se tienen 0,10 mol de nitrato de bario, calcula:
a) El número de átomos de bario en la muestra.
b) El número de mol de átomos de oxígeno en la muestra.
c) El número de moléculas de oxígeno que se obtendría si todo el 
oxígeno fuese convertido a la forma molecular.
d) La masa en gramos de nitrógeno en la muestra.
1 mol de átomos= 6.022 x 1023 átomos
elementos
átomos
compound
moléculas
ion
iones
1 mol partículas = NA = 6.022*10
23 partículas
1 mol de iones = 6.022 x 1023 iones
1 mol de moléculas = 6.022 x 1023 moléculas
1 mol = NA = 6.02*10
23 partículas
1 mol = Masa Molar
Las relaciones del número de Avogadro y la masa molar nos 
permiten realizar conversiones entre masa y moles de 
átomos y entre moles y número de átomos
gramos átomosmol
gramos moléculasmol átomos
M NA
PM NA FM
Elementos
Compuestos
Ejemplos:
Determine el masa molecular para:
a) H2S04
Formula molecular del agua: H2SO4
H = 2 * (masa molar del H) 
O = 4 *( masa molar del O)
S = 1 *(masa molar del S)
H = 2 *1.0079 = 2.016
O = 4* 15.9994 = 64.00
S = 1 *32.064 = 32,064
98.1 g/mol
Por lo tanto, 1 mol de moléculas de H2SO4 tienen una masa de 98.1 g
Ferrocianuro de potasio
K4[Fe(CN) 6] 
K = 4
Fe = 1
C = 6
N = 6 
• Masa atómica, concepto de mol y masa 
molar
• Número de átomos por cantidad de 
elemento
• Composición porcentual
• Fórmula empírica y molecular
• Ecuaciones químicas, Balanceo de 
ecuaciones
• Cálculos estequiométricos
• Reactivos limitante
UC 5. ESTEQUIOMETRÍA
La materia no puede ser creada o destruida en ningún proceso físico o 
químico, simplemente transformada.
Composición porcentual de un elemento en un compuesto 
(% p/p)
Consiste en calcular el porcentaje de masa (%) de cada elemento en un
compuesto, de acuerdo a su formula empírica.
%𝑍 =
𝑛 ∗ 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜𝑚𝑎𝑠𝑎𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
∗ 100
n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto
• Todas las sustancias que aparecen a continuación se utilizan como fertilizantes que 
contribuyen a la nitrogenación del suelo. Cuál de ellas representa una mejor fuente 
de nitrogeno, de acuerdo con su composición porcentual en masa?
a) Urea (NH2)2CO
b) Nitrato de amonio, NH4NO3
c) Guanidina, HNC(NH2)2
d) Amoniaco, NH3
• El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones 
y cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O. a) Calcule la composición porcentual 
en masa de C, H y O del alcohol cinámico. b) Cuántas moléculas de alcohol cinamico
están presentes en una muestra de 0.469 g?
Ejercicios:
• Calcule la composición porcentual de C12H22O11
• Calcule el porcentaje en masa de nitrógeno en Ca(NO3)2
• Calcule la composición porcentual de H3PO4
• Calcule la composición porcentual del C2H6O
Calculo de la Formula Empírica a partir de su composición porcentual
Ejemplo: ácido ascórbico (vitamina C) contiene
Masa molar
40.92% C (12.001 g/mol)
4.58% H (1.008 g/mol)
54.50% O (15.994 g/mol)
Determine su formula empírica 
Moles de cada
elemento
Masa(g)
Formula 
empírica
Relación de 
moles
Porcentaje
de masa
Divida entre el número de 
moles menor
Masa molar
Suponga 100 g 
de muestra
Cambiar a 
subindices enteros
C H O
40.92% 4.58% 54.50%
40.92g 4.5g 54.50g
40.92𝑔 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶
12.001 g C
4.58𝑔 𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻
1.008 g 𝐻
54.50𝑔 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂
15.994 g O
= 3.4097 moles C = 4.544 moles C = 3.407 moles O
3.4097
3.407
= 1.0
4.544
3.407
= 1.33
3.407
3.407
= 1.0
1.0∗3
3
1.0∗3 1.33∗3
43
C3H4O3CxHyOz C1H1.33O1X
La fórmula empírica se define como la relación molar mínima que involucra números
enteros (para el ácido ascórbico es C3H4O3).
Fórmula molecular considera todos los átomos que constituyen una molécula particular
(para el ácido ascórbico es C6H8O6).
Las fórmulas empíricas y moleculares no son siempre las mismas (por ejemplo, el ácido
ascórbico).
Ácido ascórbico (C6H8O6)
Formula Empírica Formula Molecular
C3H4O3 C6H8O6
Determinación de la Formula Molecular
La fórmula calculada a partir de la composición porcentual es siempre la fórmula empírica.
Para calcular la fórmula molecular, debemos conocer la masa molar aproximada del
compuesto, además de su fórmula empírica.
H2OH2O
molecular empirical
CH2O
C6H6 CH
N2H4 NH2
C2H2 CH
C6H12O6
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎)
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑒𝑚𝑝𝑖𝑟𝑖𝑐𝑎𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎)
Determinación de la Formula Molecular
𝑛 =
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑒𝑚𝑝𝑖𝑟𝑖𝑐𝑎𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎)
=
176.12 𝑔/𝑚𝑜𝑙
88.1 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 2
Ácido ascórbico (C6H8O6)
Formula Empírica Formula Molecular
C3H4O3 C6H8O6
Ejercicios
• Una muestra de un compuesto contiene 1.52 g de nitrógeno (N) y 3.47 g de oxígeno
(O). Se sabe que la masa molar de este compuesto está entre 90 g y 95 g. Determine
la fórmula molecular y la masa molar del compuesto.
• El mesitileno, un hidrocarburo que está presente en pequeñas cantidades en el
petróleo crudo, tiene la fórmula empírica C3H4. El peso molecular de esta sustancia,
determinado experimentalmente, es de 121 g/mol. Determine la fórmula molecular
del mesitileno.
Análisis por Combustión
Determinación experimental de Formulas Empíricas
Los compuestos que contienen C, H y O se analizan rutinariamente mediante 
combustión en una cámara como esta.
– %C es determinada a partir de la masa de CO2 producida
– %H es determinada a partir de la masa H2O producida
– %O es determinado por diferencia después que las masas de C e H han sido
determinadas.
CnHnOn + O2 nCO2 + 1/2nH2O 
Análisis por Combustión
Determinación experimental de Formulas Empíricas
1. El análisis químico nos dice la cantidad de gramos de cada elemento
presentes en una cantidad dada de un compuesto. 
2. Convertimos para cada elemento los gramos en moles. 
3. Encontramos la fórmula empírica del compuesto.
g CO2 g C
g H2O g H
g de O = g de muestra – (g de C + g de H)
Análisis por Combustión