Post on 22-Mar-2021
Área: Química Método del Análisis Dimensional
Conversión de Unidades Químicas
2DO CORTE
Glosario de término:
Símbolo: grafico convencional
que representa en química un
elemento.
Mol. Es la unidad SI para
expresar cantidad de sustancia,
se define como aquella cantidad
de sustancia que contiene el
número de Avogadro de
partículas, o sea 6,02x1023
Peso molecular: es la masa de
un átomo de ese compuesto
expresada en unidad de masa
atómica (u).
Enlace:
Permitirá al estudiante
expresar una medida de
diferentes formas.
Ejemplos frecuentes de
utilización de los
factores de conversión
son: Cambios
monetarios, medidas de
distancias, medidas de
tiempo, cambio de
velocidades. Con el
propósito de adecuar la
información a sus
necesidades.
Bienvenidos al segundo corte.
En este periodo estudiaremos como
un preámbulo a la estequiometria, el
método del análisis dimensional o
conversión de unidades químicas.
Método del ánalisis dimensional.
La mayor parte de los calculos de química se realizan con medidas de diferentes clases
de dimensiones, en pocas palabras una medida es siempre un número, seguido por una
unidad.
Ejemplo:
Una estatura de 1,65m y una masa corporal de 85Kg
Por otro lado tenemos que la unidad identifica la clase de medición y el valor indica las veces
que se repite la unidad escogida como referencia. Nota: la Dimensión es el nombre que se utiliza
para caracterizar una cantidad física, como ejemplos comunes tenemos la longitud, el tiempo, la
fuerza, la temperatura, entre otros.
Los cálculos que involucran cantidades con sus respectivas unidades, se pueden ser manejados
fácilmente a través del método del análisis dimensional, también llamado método del factor de
conversión.
El factor de conversión se construye a partir de dos términos planteados en una igualdad, que
describen la misma medida (o están relacionados entre sí) de cualquier situación que
consideremos.
Profe. Y ¿Cómo
se aplica el
factor de
conversión?
Igualdad
Factor de conversión.
1m = 1x102cm 1m = 100cm
1m 1x102cm
1pie= 12pulgadas
1 pie 12 pulgadas
12pulgadas
1 pie
1$= 310 Bs
1$ 310 Bs
310Bs
1$
El uso del factor de conversión se reduce a la aplicación de la fórmula de
conversión
Esta fórmula nos permite multiplicar o dividir una cantidad por la unidad (factor
de conversión) sin que se altere su valor.
Para aplicar la expresión anterior debemos tener en cuenta los siguientes criterios:
1. La unidad de la cantidad dada debe cancelarse con la unidad del
denominador (parte de abajo)del factor de conversión
2. En otras palabras, la unidad de la cantidad deseada tiene que estar en el numerador
(parte de arriba) del factor de conversión.
Factor de conversión = cantidad y unidad deseada
Cantidad y unidad dada
3. Solamente se usa uno de los dos factores de conversión que se puedan construir a partir
de la igualdad dada.
4. El factor de conversión al elevarlo a cualquier potencia no modifica su valor, solamente
debe tenerse cuidado, de que el número y la unidad tanto del numerador como del
denominador se eleve a la potencia indicada.
Cantidad y unidad deseada = cantidad dada x Factor(es) de conversión
Profe. Y eso me lo
debo aprender de
memoria
Unidades utilizadas en el factor de conversión:
1 milla = 1, 609Km
1 libra (lbm)= 453,6g
1kg= 1000g
1 cal= 4,184J
1h= 60 min
1min= 60 seg
1 pie= 12 pulg
1 m= 100cm o 1x1000 mm
1 pulg= 2,54cm
1mol= 6,02x1023 (partículas, moléculas, átomos, iones, electrones, fórmula unitaria)
La idea, no es saberse esas cantidades de memoria, lo
ideal es que sepas utilizar dicha información, porque no
ganas nada que te aprendas algo, y no sepas aplicarlo.
Ustedes casi a diario utilizan el factor de conversión en nuestra
economía cuando te dan un precio en dólares pero lo que tienes es bolívares
para pagar la mercancía, ustedes revisan en cuanto cotiza el dólar y aplica su
conversión para saber cuánto van a pagar.
Ejemplo: ¿A cuántos kilómetros equivale una distancia de 259millas?
Datos:
La cantidad dada es 259 unidad millas
La cantidad deseada= x? y la unidad deseada es Km
Factor de conversión= 1,609km
Aplicamos la formula sería:
Profe. Y eso ¿cómo
lo aplico en química?
259 millas x 1,609 Km luego se simplifican las unidades que multiplican con las que dividen 1 milla y se aplica la operación matemática. Multiplicamos 259x 1,609 kg y lo dividimos entre uno dos da como resultado = 416,73 km. En otras
palabras 259 millas equivalen a 416,73km.
En otro caso seria, se tiene 2,57 libras de masa de una fruta cuantos kilogramos será la masa de
dicha fruta:
Es nuestro caso la unidad deseada es los Kg,
La cantidad dada es 2,57 y la unidad dada es libra.
Factor de conversión.
1lbm= 453,6g
1kg= 1000g
Debemos utilizar dos factores de conversión ya que de libra no se puede pasar directo a
kilogramos.
2,57 lbm X 453,6g X 1 kg se produce a simplificar las unidades iguales y luego se 1 lbm 1000g realiza la operación matemática. 1165,75g x Kg = 1, 16575 kg aplicando ley de redondeo queda en 1,65 kg. 1000g
Otras de las relaciones, utilizadas para la conversión de energías
empleadas en química son.
La caloría. Está se define como la cantidad de
calor necesaria para subir en un grado Celsius (1°C)
la temperatura de un gramo de agua pura (1 g de H2O)
La unidad del S.I para el calor y energía es el Joule (J)
Un ejemplo de conversión de unidades de energía sería un desayuno
conformado con cereal, leche y jugo de naranja, el cual contiene 230
kilocalorías nutricionales. ¿Cuánta energía en Joule suministraría este
desayuno saludable?
Debemos observar que datos no están dando y ver que factor de conversión se
utilizaría considerando la siguiente tabla de conversión
Para resolver el ejercicio:
1. Se debe ver los datos que nos están dando para ver que tenemos y lo que nos piden.
Datos.
230 kilocalorías.
Cantidad de energía= Joule (J)?
2. Procedemos a utilizar el factor de conversión más apropiado.
230kcal x1000cal = 2,3x105cal ahora debemos convertirse a Joule 2,3x105cal x 4,184 J = 9,6x105 J 1kcal 1 cal Esto quiere decir que 230 kilocalorías son equivalente a 9,6x105 joule
Igualdad
Factor de conversión.
1J= 0,2390 cal
1J 0,2390cal
0,2390 cal
1J
1cal = 4,184J
1Cal 4,184J
4,184J 1Cal
1kJ
1KJ 1000J
1000J
1KJ
1000 Cal = 1 kcal.
1000cal 1kcal
1kcla
1000cal
Ejercicios complementarios para practicar en casa y desarrollar nuestras
habilidades cognitivas.
1. Una fruta y una barra de chocolate contiene 142 Kcal nutricionales,
convierte esta energía en calorías.
2. Una reacción exotérmica libera 86,5KJ ¿Cuántas kilocalorías se liberan?
3. Si en un proceso endotérmico absorbe 256J ¿Cuántas kilocalorías se
absorben?
4. Cuantas libras están presente en 2450 miligramos.
5. 135 metros cuantos equivaldrá en pie.
Saber aplicar el factor de conversión nos facilita entender los cálculos estequiométrico que
veremos más adelante ahora repasaremos como se calcula la masa molar (M) o Peso Molecular
(PM). Para luego proceder a convertirlos en moles y después utilizando el número de Avogadro
realizamos las otras conversiones necesarias para realizar cálculos químicos.
Ahora entrando en materia química:
El mol es la unidad básica del S.I utilizada para medir la cantidad de una sustancia,
presente en los compuestos. El cual se explicara más adelante.
Masa Atómica Relativa Promedio Ar (E): se conoce con el nombre de masa atómica y se designa
mediante el símbolo Ar (E), donde la E es el símbolo del elemento, los valores para Ar(E) están
tabulados en la tabla periódica.
Por otra parte, encontramos que el número de Avogadro se representa con la letra L o NA,
cuando la masa atómica, Ar(E) se expresa en gramos (g) obtenemos la masa atómica relativa
promedio gramo o simplemente masa atómica gramo. La masa atómica gramo No es la masa
promedio de un átomo expresada en gramos, sino, la masa de un número muy grande de átomos
de ese elemento.
Este número de átomos es igual a 6,02x1023 este número es igual a (602 seguido de 21 ceros) en
602 000 000 000 000 000 000 000
Este número se llama así en honor al físico y químico italiano Amedeo Avogadro.
La masa molecular relativa (Mr) y masa Molar (M): es la masa que se expresa en
gramos (g), la masa molar (M), para los compuestos iónicos y moleculares. O también
conocido peso molecular o masa molar.
El peso molecular se calcula mediante la siguiente fórmula.
PM= Na X PA (g/mol)
PM = peso molecular
Na=números de átomos
PA = peso atómico o masa atómica la cual sale en la tabla periódica.
Los números de átomos se obtienen de la multiplicación del coeficiente por el subíndice.
El subíndice indica el número de moles de átomos del respectivo elemento dentro de la
molécula del compuesto, o visto desde un punto de vista más sencillo, representa la cantidad
relativa de átomos del elemento correspondiente en una molécula del compuesto. Cuando “No
hay” subíndice, la cantidad relativa de átomos es igual a uno.
Pasos para determinar el peso molecular:
1. Se escribe en lenguaje químico el compuesto dado.
2. Separa cada uno de los elementos en forma vertical
3. Se determina el número de átomo de cada elemento, el cual se obtiene por la
multiplicación del coeficiente por el subíndice.
4. Luego se busca la masa atómica de cada elemento en la tabla periódica.
5. Se procede a multiplicar el número de átomo de cada elemento por su masa atómica.
6. Por último, se suman todas las multiplicaciones, dicho resultado es el peso molecular del
compuesto. Expresado siempre en (grs/mol)
Calcular cual es el peso molecular del dicromato de potasio.
Profe. Y para ¿qué
me sirve eso en
química?
Primero se escribe en lenguaje químico el dicromato de potasio K2Cr2O7
Utilizando la formula PM = NA x PA (grs/mol)
PM
NA
PA (g/mol)
multiplicación
K 2 39 78 g/mol
Cr 2 52 104g/mol
O2 7 16 112g/mol
PM K2Cr2O7 294 g/mol
En el caso de la masa relativa seria 294 u representa la masa de una molécula de dicromato de
potasio. Y por otro lado el valor de 294 g Para la masa molar (M) indica la masa de 6,02x1023
moléculas.
El peso molecular o masa molar nos sirve para determinar
los moles que contiene un compuesto químico.
Debemos tener claro que el medio ambiente y nosotros
mismo estamos formados por materia, y la materia es
todo aquello que tiene masa, ocupa un lugar en el
espacio en pocas palabra posee volumen.
Y si se acuerdan que la masa es la cantidad de materia que posee un cuerpo, esta se
representa con la letra m y se mide con instrumento llamado Balanza. La unidad
básica de la masa en el S.I es el Kilogramo (Kg), pero la unidad de masa de mayor uso
en química es el gramo (g). Por tal razón debemos recordar que para transformar de
kilogramos a gramos debemos multiplicar por mil ya que 1 kg = 1000 g, en caso
contrario si voy a transformar de gramos (g) a kilogramos (kg) dividimos entre 1000.
También recuerden que la masa de un material es constante, no cambia, ya sea que
se mida en Venezuela o en México, o aún en la luna, además deben recordar que masa y peso no
son lo mismo, ya que, el peso es la fuerza con que la tierra atrae a los materiales, se mide en un
instrumento llamado dinamómetro, este se expresa en Newton (N) y varía con la latitud.
Por todo esto, tenemos que un mol es aquella cantidad de sustancia que
contiene el mismo número de unidades elementales de (átomos, moléculas,
fórmulas unitarias, iones, electrones, protones, entre otros) que equivalen a
0,012Kg de carbono 12 12C átomos exactamente. Obtenido de forma
experimental, utilizando difracción de rayos X y otros métodos, se ha
Profe. Y eso se hace
¿con que fin?
encontrado que él número de átomos presentes en exactamente 0,012Kg de carbono 12 (12C) es
de 6,02x1023 átomos.
Por esta razón tenemos que un mol (1) equivale a 6,02x1023
1mol = 6,02x 1023 (átomos, moléculas, fórmula unitaria, iones, electrones,
partículas, protones, entre otros) todo va depender del enunciado que me den
en el ejercicio utilizaría la unidad del mol, ya que sabemos que siempre va
hacer 6,02x1023
Los moles se representan con la letra n y su fórmula para calcularlo es: n= m/ PM
n= mol, m =masa del compuesto expresada en gramos (g), PM es el peso molecular expresado en
g/mol
n= g se simplifica las unidad de gramos y queda la unidad en mol. g/mol (n= mol) Por otro lado, es recomendable tener claro los siguientes términos de
unidad:
1. Las unidades de la masa atómica gramo son= g.(mol de átomos)-1 o g. mol-1 = (g/mol)
2. Las unidades de la masa molar (M) son= g. ( mol de moléculas)-1 o g.mol-1 = ( g/mol)-1
Eso es otra forma de expresar las unidades
aplicando las leyes de la potenciación, se utiliza
cuando conoces la masa en gramos, m (g) de un elemento y su
masa atómica en gramo, entonces la cantidad del elemento
expresada en moles de átomos (n) se calcula aplicando la siguiente
relación:
n= masa en g Masa atómica en gramo (g.mol-1)
Si se trata de un compuesto es necesario conocer la masa molar (M)
n= masa en g M (g.mol-1)
El número de partículas contenidas o equivalentes a una cantidad de sustancia diferente a 1 mol se representa con N.
Ahora veremos cómo transformamos la masa de un compuesto a moles.
1. Calcular ¿cuántos moles están presente en 250 mililitros de agua?
Datos.
n=? mol
v= 250ml
Para calcular los moles necesitamos que la masa este expresada en gramos (g) en este caso
utilizaremos la densidad del agua que es 1 g / ml para poder transformar de volumen a masa ya
que recordando, en propiedades característica de los materiales la masa se puede determinar,
cuándo se conoce el volumen y la densidad del compuesto, m = D.V
Sustituyendo los valores tenemos que m= 1 g/ml. 250ml quedando como resultado que la masa
del agua es 250gramos.
Ahora para calcular los moles del compuesto utilizamos la siguiente fórmula n= m/ pm, como el
ejercicio no nos dieron el peso molecular procedemos a calcularlo.
1. Primero escribimos en lenguaje químico el compuesto H2O y aplicamos todos los pasos
explicado anteriormente.
PM
NA
PA (g/mol)
multiplicación
H2 2 1 2g/mol
O2 1 16 16g/mol
PM H2O 18g/mol
Ya obtenido el peso molecular del compuesto en este caso el agua, procedemos a calcular los
moles representado con la letra n.
n= m/ PM n= 250g / 18 (g.mol-1) n= 13,89mol.
Conclusión: La cantidad de moles presente en 250ml de agua es de 13, 89centesimas de mol.
Profe. Y en ¿qué momento
se aplica el número de
Avogadro?
Eso lo utilizaremos cuando vayamos a transformar la masa a
partículas u otras unidades químicas ya
nombrada con anterioridad, o viceversa, si
tenemos esas unidades y queremos saber la masa en gramos
que representa. Podemos utilizar la siguiente conversión.
Masa divide n multiplica 6,02x1023 (partículas, átomos, moléculas, iones,
electrones) y si es en caso contrario tenemos.
Masa multiplica n divide 6,02x1023 (partículas, átomos, moléculas, iones,
electrones)
Una vez aclarado como se calcula los moles, procederemos a transformar los moles
utilizando el número de Avogadro.
Calcular cuantas partículas están presentes en una molécula de fosfato de sodio, si
esta contiene 85,70 gramos de fosfato de sodio.
Datos:
La sustancia la debemos escribir en lenguaje químico fosfato de sodio, tomando en cuenta la tabla
de los radicales de la sales podemos observar que el radical fosfato es PO4-3 y el sodio Na, la sal
queda Na3PO4
M= 85,70 g Na3PO4
PM o M=? g/mol
n= ?mol
1 mol = 6,02x1023 partículas, ya que esto es lo que nos están pidiendo en el ejercicio la unidad del
número de Avogadro se utiliza de acuerdo al enunciado del ejercicio.
Lo primero que vamos hacer es calcular el peso molecular o masa molar como la señalan algunas
fuentes bibliográficas.
PM
NA
PA (g/mol)
multiplicación
Na 3 23 69 g/mol
P 1 31 31g/mol
O2 4 16 64g/mol
PM Na3PO4 164g/mol
Profe. Pero eso no igual al que
usted hizo, y de paso, está
pidiendo la masa en kg ¿cómo se
resuelve? ¡Explíquelo, por favor!
Una vez calculado el peso molecular, procedemos a calcular los moles presente en dicho
compuesto
n=masa del compuesto dado en el ejercicio, la cual siempre debe estar expresada en gramos (g) /
PM cuya unidad es (g/mol).
n= 85,70g / 164g.mol-1 n= 14054 mol una vez obtenido los moles procedemos a utilizar el
factor de conversión utilizando el número de Avogadro. Y visualizando la regla de conversión
observamos que el resultado de los moles lo debemos multiplicar por el número de Avogadro.
14054,8 moles . 6,02x1023 partículas = 8,46x1027 se toma como resultado dos décimas tomando en 1mol cuenta el tercer número para aplicar la ley de redondeo. Una vez resuelto el ejercicio procedemos hacer nuestra conclusión diciendo que 85,70 gramos de fosfato de sodio equivale a 8,46x1027 centésimas de partículas de fosfato de sodio. 2. Ejercicio cual será la masa en kilogramos (Kg) que estarían
presente en 6,09x1024moléculas de fosfato de aluminio.
Vamos a utilizar, el mismo factor de conversión la única diferencia
es que vamos a partir del número de Avogadro para conseguir los
moles, y utilizando la fórmula de moles (n) n= m / PM despejamos
la fórmula de masa tenemos que m= n x PM aquí como la masa nos
va a quedar en gramos debemos utilizar un factor de conversión que me sirva para transformar de
gramos a kilogramos.
Datos:
M = ¿kg?
6,09X1024Moléculas de Al3(PO4)3
PM= ¿g/mol?
n= ¿moles?
Como sabemos que 1mol= 6,02x1023 (partículas, moléculas, iones, formula unitaria, entre otras),
podemos conseguir lo moles utilizando el factor de conversión.
6,09x1024 moléculas de Al3(PO4)3 . 1mol = 10,11627907moles 6,02x1023moléculas Aplicando la ley de redondeo nos queda en 10, 12 moles esto debido a que después del segundo
uno le sigue un número mayor que cinco, por ende el número a redondear debe pasar a su
número superior inmediato.
Profe. En el caso de que la
muestra este en estado gaseoso se
aplica el mismo valor del mol
Ya obtenido los moles podemos calcular la masa según la fórmula m= n x PM, pero como no nos
dieron el peso molecular debemos calcularlo.
PM
Na
PA (g/mol)
multiplicación
Al 3 27 81 g/mol
P 3 31 93g/mol
O2 12 16 192g/mol
PM Al3(PO4)3 366g/mol
Ya obtenido el peso molecular o masa molar procedemos a calcular la masa.
m= 10,12 moles. 366 g.mol-1 m= 3703,92 gramos pero como no están pidiendo la masa en
kilogramos aplicamos el siguiente factor de conversión:
m= 366 g . 1 kg m= 0,37 Kg aplicando la ley de redondeo. 1000 g
Como conclusión tenemos que 6,09X1024Moléculas de fosfato de aluminio [Al3(PO4)3] equivalen
a 0, 37centesimas de kilogramos de fosfato de aluminio.
No, se ha demostrado experimentalmente que un
mol de una sustancia en estado gaseoso y en
condiciones normales de temperatura y presión (CN)
ocupa un volumen de 22,4L este valor se denomina volumen molar (VM)
Se entiende por condiciones normales de temperatura y presión (CN) lo siguiente.
1. Temperatura igual a 0°C = (273 K)
2. Presión igual a 1atm (760mm de Hg)
Por ende un mol de gas en estas condiciones es de 22, 4 L/mol de moléculas.
VM =22,4L.mol-1
Partiendo de lo anterior señalado tenemos que un mol de moléculas en estado gaseoso ocupa el
volumen de 22,4L en CN, entonces 6,02x1023moléculas del gas CN, están presentes en este
volumen.
Resolvamos el siguiente ejercicio.
1. Si 2,73gramos de acetileno ocupa un volumen de 2,35L en CN, ¿cuál será su
masa molar o peso molecular?
En este caso, trabajaremos con el factor de conversión de los gases en condiciones
normales Vo el volumen inicial representa el volumen en CN.
Datos.
La sustancia es el acetileno
m= 2,73g
V0= 2,35L
Factor de conversión VM= 22,4L.
Tomando como referencia los datos que nos diera obtenemos los siguientes factores de
conversión
2,73g = f1 o 2,35 L = f2
2,35 L 2,73 g
Aplicando el factor de conversión de VM en CN tenemos 1mol = f1 o 22,4L =f2 22,4L 1mol Para resolver el ejercicio se debe seleccionar los factores de conversión que introduzca la unidad
de mol y se pueda eliminar los litros (L) ya que la masa molar o el peso molecular debe quedar
expresado en g/mol o g.mol-1 utilizando la regla exponencial.
En tal sentido se resuelve el ejercicio aplicando la siguiente expresión
PM o M (g/mol) = 2,73 g x 22,4 L = aplicando multiplicación de fracciones nos queda. 2,35 L 1 mol M= 61,15 g M= 26,02 g/mol 2,35mol
Como conclusión tenemos que 2,73 g de acetileno ocupa un volumen en condiciones normales de
2,35L, tiene una masa molar de 26,02 centésimas de gramos sobre mol.
2. ¿Qué cantidad de cloro gaseoso (Cl2) expresado en moles de moléculas hay en 6,35L de Cl2
en CN?
Datos:
Vo= 6,35 L
VM= 22,4L. mol-1
nCl2= ¿?
Se resuelve como el caso anterior en este caso donde n (moles) debemos utilizar el factor de
conversión apropiado que me permita eliminar los litros (L) y me quede la unidad de mol.
n= 6,35 L x 1 mol n= 6,35 mol n= 0,28 moles de moléculas de cloro gaseoso. 22,4 L 22,4
3. Calcular cual es el volumen en CN (Vo) que ocupa4,35x1022 moléculas de metano (CH4) Datos: N= 4,35X1022Moléculas
L O NA= 6,02x1023 moléculas. Mol-1
VM = 22,4 L. mol-1
Se seleccionan los factores de conversión necesaria para resolver el ejercicio, igual como se hizo
en el primero, debemos recordar que necesitamos que nuestro volumen inicial (vo) quede
expresado en L
Como necesito eliminar las moléculas utilizo el factor de conversión que tenga moléculas, en el
que dicha unidad debe quedar en la parte del denominador para poder simplificarla, y la unidad
me quede en mol; es por eso que utilizamos el siguiente factor de conversión.
1 mol y el otro seria VM = 22,4 L 6,02x1023 moléculas 1 mol Resolviendo el ejercicio quedaría de la siguiente manera: 4,35x1022 moléculas x 1 mol x 22,4 L = 9,74x1023L =1,62L 6, 02x1023moléculas 1 mol 6,02x1023
En la vida siempre se presentan obstáculos, lo importante
no es esquivarlos sino superarlos para conseguir la meta
trazada…
Actividad de Evaluación
Actividad de evaluación:
Trabajo de producción escrita con la
resolución de ejercicio en una hoja o
cuaderno para entregar en el aula
virtual.
Criterios de evaluación:
La evaluación debe estar identificada con sus
nombres, apellidos, año, sección.
Producción en el cuaderno, deben tomarle la foto
enviarlo al aula virtual.
Se evaluará el lenguaje químico y procedimientos.
Ponderación de cada ejercicio es de 0,6 puntos. Total
a evaluar 3 puntos.
RESOLVER LOS SIGUIENTES EJERCICIOS
1.- Calcula la masa molar o (PM) para los
siguientes compuestos inorgánicos:
a. Tres moléculas de carbonato de calcio.
b. Una molécula de hidróxido de magnesio.
c. Dos moléculas de perclorato de aluminio.
2.- Transforma las siguientes unidades químicas:
a. ¿Cuántas partículas están presentes en
1,65 kg de nitrato de plata?
b. ¿Cuántos moles están presente en
6,09x1023 fórmula unitaria de ácido
fosfórico?
c. ¿Cuántos gramos de cloruro de aluminio
están presente en 2,35x1024 átomos de
cloruro de aluminio?
d. ¿Cuántos moles están presente en
3459,54 mg de tetraoxoclórato (VII) de
hidrógeno?
3.- ¿cuál es la masa molar (M) o PM de un gas, si
5,72g de él, ocupa un volumen de 3,30 L en CN?
4.- ¿Calcula la cantidad de sustancia expresadas
en moles de moléculas de nitrógeno (N2), que hay
en 45 L de N2 en CN? ¿Cuántas moléculas de N2
están presentes?
5.- Calcula la masa de metano (CH4) que hay en
6,50L de metano en CN
Área: Química Estequiometria de la sustancia
Semana: Fecha: //2020
Glosario de término:
Mol. Es la unidad básica del S.I
utilizada para medir la cantidad
de una sustancia.
Fórmulas: son representaciones
gráficas de la composición
cualitativa y cuantitativa de la
molécula de una sustancia
simple (formada por átomos
iguales), o compuesta (formadas
por átomos diferentes.)
Símbolo: gráfico convencional
que representa en química a un
elemento.
Enlace:
La estequiometria describe
un proceso, con el fin de
conocer los cálculos de
dichos procesos, esto
puede utilizarse en un
laboratorio, más
comúnmente en la
industria, generalmente
para obtener una cantidad
de producto sabiendo si es
rentable o no y comenzar
a preguntarnos cuanta
cantidad de reactivos son
necesarios para la
producción.
Unidad II
En esta oportunidad estudiaremos la
estequiometria de la sustancia, la cual
está conformada por la composición
centesimal, la formula empírica,
fórmula molecular, y la definición de
la fórmula molecular.
Profe. ESO SE APLICA
¿CÚANDO O
DÓNDE.?
La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de
masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química).
También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la
composición de mezclas químicas.
En otras palabras, es el estudio de las relaciones cuantitativas presentes en una
sustancia, en esta ocasión estableceremos como determinaremos la composición
centesimal, fórmula empírica y molecular de una sustancia.
La composición centesimal ayuda a los químicos analíticos a identificar y medir
los elementos y compuestos que forman una sustancias, ellos determinan la
composición de la materia prima usada en la manufactura además ayudan a
los médicos en el diagnóstico de enfermedades.
La composición centesimal: nos permite determinar el porcentaje de cada uno de los elementos
en 100u o en 100g del compuesto.
¿Qué significa
Porcentaje?
El porcentaje lo que significa parte por cien,
por ejemplo, si en el colegio el 45% de los
estudiantes son niñas, esto indica que de
cada 100 estudiantes 45 son niñas y el resto
son varones
Profe. ESO TIENE
ALGUNA FÓRMULA
PARA CALCULARLO.
Si, para determinar la composición centesimal de la sustancia
utilizaremos la siguiente fórmula:
% de X= contribución de X a la masa molecular relativa x 100 Masa molar (M) o PM Un ejemplo muy particular es determinar la composición centesimal del agua
sabemos que está conformada por hidrógeno y oxígeno, pero necesitamos determinar en
porcentaje (%) la cantidad de elemento presente por cada parte de cien.
Para esto lo primero que vamos hacer es escribir en lenguaje químico el compuesto en
nuestro caso es el agua.
H2O una vez escrito determinamos su peso molecular que viene siendo su misma masa molar. Y de
allí procedemos a determinar, cuál es el % de hidrogeno y % oxígeno presente en la sustancia.
PM
NA
PA (g/mol)
multiplicación
H2 2 1 2g/mol
O2 1 16 16g/mol
PM H2O 18g/mol
Ya obtenido el peso molecular determinamos la composición centesimal de la sustancia de cada
elemento.
% de (E)= masa molecular relativa del hidrogeno x 100% Peso molecular de la sustancia
% de (H2)= 2 g/mol x 100% la masa molecular relativa del elemento se obtiene de la multiplicación 18g/mol del número de átomos presente en el elemento por su masa molar obtenida en la tabla periódica. % de (H2)= 2 g/mol x 100% % de H2 = 0,1111 x100 en el resultado de la divición tomamos 18g/mol cuatro decimales aplicando la ley del redondeo en la diezmilésima para que en el momento de la multiplicación me quede dos decimales ya que la sumatoria final de debe dar 100% % de H2 = 11,11% % de (O2)= 16 g/mol x 100% % de O2 = 0,8889 x100 % de O2 = 88,89 18g/mol
Profe. Eso es lo que trae los productos
en la etiqueta, cuando nos señala la
información nutricional
Profe. Pero eso no es igual como el que
usted acaba de explicar
En conclusión podemos decir que la composición centesimal del agua está conformada por 11,
11% de Hidrógeno, y 88,89% de oxígeno.
Ahora ustedes resuelvan el siguiente ejercicio,
experimentalmente se determinó que 15 g de metal se combina
con 98g de oxígeno, para formar 113g de óxido de metal. Calcular
la composición centesimal del compuesto.
Si, se puede resolver, saca los
datos y veras que es más fácil
Datos: masa del metal= 15g en este caso, no debemos sacar el peso molecular Masa del oxígeno= 98g ya que usted, nos está dando la masa de cada uno de los Masa del óxido= 113g elementos presente en la sustancia y la masa total, procederemos a resolver el ejercicio aplicando la fórmula. % del metal= 15 g x 100% % del metal = 13,27 % 113g % del oxígeno= 98 g x 100% % del oxígeno = 86,73 % 113g
Ahora calculemos la composición centesimal del carbonato ácido de sodio,
conocido como bicarbonato de sodio, es un ingrediente activo en algunos
antiácidos para aliviar la indigestión su lenguaje químico es NaHCO3
Como sólo tenemos el lenguaje químico, procederemos
a calcular el peso molecular y la masa molecular
relativa.
Datos.
Na=? % H2=? % C=? % O=? %
1. Se determina la masa de cada elemento y la
masa molar del compuesto.
2. Se procede a determinar el porciento por
masa de cada elemento, dividiendo la masa
relativa del elemento entre la masa molar de
la sustancia y multiplicado por 100
PM
NA
PA (g/mol)
multiplicación
Na 1 23 23g/mol
H 1 1 1g/mol
C 1 12 12g/mol
O 3 16 48g/mol
PM NaHCO3 84g/mol
En conclusión, podemos decir que la composición
centesimal de dicho óxido está formado por 13,27%
del metal y 86,73% de oxígeno
Vieron que fue muy fácil, ya para finalizar resolvemos otra
ejercicio con otra sustancia diferente que presente más
elementos
% Na= 23g/mol x 100% = 27,38% de Na 84g/mol % H2= 1g/mol x 100% = 1,19% de H2
84g/mol % C= 12g/mol x 100% = 14,29% de C 84g/mol
Como conclusión tenemos que el porciento de
composición del carbonato ácido de sodio, utilizado
en los antiácidos para aliviar la indigestión está
conformado por 27,38% de sodio, 1,19% de
hidrógeno, 14,29% de carbono y 57,14% de oxígeno,
si sumamos estos porcentaje nos arroja un 100%
como resultado.
Glosario de término:
Fórmulas: son representaciones
gráficas de la composición cualitativa y
cuantitativa de la molécula de una
sustancia simple (formada por átomos
iguales), o compuesta (formadas por
átomos diferentes.)
Fórmula empírica: es la fórmula más
sencilla que se puede escribir para un
compuesto.
Fórmula estructural: es la fórmula que
muestra el arreglo relativo de los
átomos en la molécula.
Fórmula molecular: es la fórmula que
indica la composición real de una
molécula.
Ya aclarado la composición centesimal, y como se calcula los moles y masas molares
procederemos a explicar lo que es un fórmula empírica, estructural y molecular además
como se obtiene y para qué sirve.
La fórmula empírica, mínima, simplificada, unitaria: es la
fórmula más sencilla que se puede escribir para un compuesto.
Es la razón molar con el número entero más pequeño de los
elementos y puede ser igual o no a la fórmula molecular real. Si
las dos fórmulas son diferentes, la fórmula molecular siempre
será un múltiplo simple de la fórmula empírica.
Profe. Y para que me
sirve la fórmula
empírica.
Estas nos permiten determinar el lenguaje químico del compuesto, a partir de su
porciento de composición, con estos datos, los usamos para establecer el número
entero más pequeños de las razones molares de los elementos del compuesto y una
vez establecida la fórmula empírica podremos comprobar si es la misma fórmula
molecular
Ya vamos a resolver un ejercicio y verás que es muy fácil de hacer,
pero es necesario que te acuerdes de todo lo visto anteriormente ya
que, los contenidos de química es una secuencia, acá debes saber
calcular los moles los cuales se representa con la letra n y su
fórmula
n= masa/masa molar del compuesto o elemento, en este caso se va a calcular los moles con la
masa molar de cada elemento presente en el compuesto.
Ejemplo.
El acetato de metilo es un disolvente de uso común en las pinturas, tintas y adhesivos, cuál será su
fórmula empírica, si en análisis químico se determinó que está conformado por 48,64% de
carbono, 8,16% de hidrógeno y 43,20% de oxígeno.
1ro establecemos los datos que nos están dando, estos los debemos colocar en el mismo orden
que nos dicten en el ejercicio. Ya que en la fórmula empírica vamos es a determinar el subíndice
que tiene cada elemento en el compuesto y esto se logra por medio de las razones molares.
2do es calcular los moles que están presentes en cada elemento presente en el compuesto.
n= masa (g) del elemento masa molar del elemento
¿Cómo así profe? No entiendo.
3er se determina la razón molar de cada elemento, está se logra dividiendo los moles obtenido de
cada elemento entre el mol más pequeño obtenido en el segundo paso, y este se divide entre sí
mismo.
4to si todos los números nos dan un número entero, o tienen un decimal mayor que cinco se
redondea dicho número a su superior inmediato, y nos da un número decimal menor que cinco el
número entero queda igual, en caso contrario que nos quede un decimal 5 debemos multiplicar
todas las razones de cada elemento por 2 y el resultado final de dicha multiplicación es los
subíndice de cada elemento
5to se obtiene la fórmula empírica del compuesto.
Aclarado esto procedamos a resolver el ejercicio:
El acetato de metilo es un disolvente de uso común en las pinturas, tintas y adhesivos, cuál será su
fórmula empírica, si en análisis químico se determinó que está conformado por 48,64% de
carbono, 8,16% de hidrógeno y 43,20% de oxígeno.
Datos: masa molar (PA) se consigue en la tabla periódica
C= 48, 64% = 48,64grs C= 12 grs/mol
H= 8, 16% = 8,16grs. H= 1 grs/mol
O=43, 20%= 43,20grs. O= 16 grs/mol
La fórmula empírica estaría estructurada de la siguiente manera CxHxOx x son los valores que
determinaremos en la razón molar.
nc= 48,64grs nc=4,05mol
12grs. Mol-1
nH= 8,16grs nc=8,16mol 1grs. Mol-1
nO= 43,20grs nc=2,70 mol 16grs. Mol-1
Ya determinado los moles de cada elemento, procederemos a calcular la razón molar (RnE) de cada elemento presente en el compuesto. Acá vemos quien tiene la menor cantidad de moles
Rnc= 4,05mol nc=1,50 2,70 Mol
RnH= 8,16mol nc= 3,02 = 3 2,70Mol
RnO= 2,70 mol nc=1 2,70. Mol
Ya con estos determinamos la razón molar la cual quedo (1,50: 3: 1) como tenemos un decimal
cinco debemos multiplicar por dos toda la razón molar 2 x (1,50: 3: 1) quedando como resultado
(3: 6: 2), de aquí tenemos que la formula empírica del acetato de metilo se representa en lenguaje
químico
CXHXOx sustituyendo las x por los números enteros obtenidos en la razón molar de cada elemento
nos queda que dicha fórmula empírica es: C3H6O2
Su fórmula estructural es donde se señala los enlaces carbono – carbono.
Otro ejercicio para entrar a la fórmula molecular. Estos guardan mucha relación ya que se aplican
al principio el mismo procedimiento.
Ejercicio: cuál será la fórmula empírica del propano un hidrocarburo, formado únicamente por
carbono e hidrógeno, un análisis químico arrojo que está formado por 81,82 gramos de carbono y
18,18 gramos de hidrógeno
Datos: masa molar C= 81,82grs 12grs/mol H= 18,18 grs 1grs/mol Calculamos los moles de cada elemento
nC= 81,82grs nC= 6,82mol 12grs. Mol-1
nH= 18,18grs nH= 18,18mol 1grs. Mol-1
Ya obtenido los moles determinamos la razón molar RnE
RnC= 6,82 mol nAl=1 6,82 Mol
RnH= 18,18mol nS= 2,67 se aplica ley de redondeo ya que el seis es mayor 5 = 3 6,82Mol
Esto nos da como razón molar (1: 3) como no tenemos decimal cinco ya llegamos a los subíndices
de la fórmula empírica la cual queda: CH3
Te puedes sorprender saber que dos o más sustancia con propiedades
claramente diferenciadas pueden tener el mismo porciento de composición y
la misma fórmula empírica,
Y ¿Cómo es posible eso profe?
Recuerda que los subíndices de una fórmula empírica indican las razones molares de
los elementos del compuesto, con el entero más pequeño. Sin embargo, la razón más
simple no siempre indica el número real de moles del compuesto. Para indicar un
nuevo compuesto, un químico debe ir un paso a delante y determinar la Fórmula
molecular.
1er debemos calcular la FM de la sustancia con los pasos explicados en los ejercicios anteriores.
Una vez determinada la fórmula empírica determinamos n*
n*= masa molar de la fórmula empírica
masa molar experimental dada en el ejercicio
Si n* es igual a uno quiere decir que la formula molecular es la misma fórmula empírica.
La fórmula molecular: es la que especifica el número real de átomos de cada elemento
en una molécula o fórmula unitaria de la sustancia.
Para determinar la formula molecular establecemos la siguiente formula.
Fórmula molecular (FM) = (Fórmula empírica (FE)n*
Ejercicio para determinar la fórmula molecular.
El ácido succínico es una sustancia que producen los líquenes, estos se encuentran en la
naturaleza en fósiles, hongos y líquenes, este ácido producido comercialmente sirve para fabricar
compuestos usados en perfumes (ésteres) y en lacas y colorantes, el análisis químico indica que
está compuesto por 40,68% de carbono, 5,08% de hidrógeno y 54,24% de oxígeno y muestra una
masa molar de 118,1 grs/mol. Determina las Formula empírica y molecular del ácido succínico
Datos: masa molar
C = 40,68grs 12grs
H= 5,08grs 1grs
O=54,24gr 16grs
Masa molar= 118,1grs/mol del ácido succínico.
El primer paso que debemos hacer es calcular los moles de cada elemento.
nc= 40,68grs nc=3,39mol 12grs. Mol-1
nH= 5,08,grs nc=5,08mol 1grs. Mol-1
nO= 54,24grs nc=3,39 mol 16grs. Mol-1
Ya determinado los moles de cada elemento, procederemos a calcular la razón molar (RnE) de cada elemento presente en el compuesto. Acá vemos quien tiene la menor cantidad de moles
Rnc= 3,39mol nc=1 3,39 Mol
RnH= 5,08mol nc= 1,50 3,39Mol
RnO= 3,39 mol nc=1 3,39. Mol
Nuestra razón molar del ácido succínico es (1: 1,5: 1) como tenemos un decimal 5 multiplicamos
por 2 toda la razón molar para obtener la fórmula empírica. 2x(1: 1,5: 1) =(2: 3: 2) quiere decir que
la fórmula empírica del ácido succínico es C2H3O2
Una vez obtenida la formula empírica se procede a calcular la masa molar o dicho de otras palabra
el peso molecular del ácido succínico para luego poder calcular el factor de n*
PM
NA
PA (g/mol)
multiplicación
C 2 12 24g/mol
H 3 1 3g/mol
O 2 16 32g/mol
PM C2H3O2 59g/mol
n*= masa molar experimental n*= 118,1grs/mol = 2.00 masa molar de la formula empírica 59grs/mol Una vez calculado el valor de n procedemos a calcular la fórmula molecular. FM= (FE)n* FM = (C2H3O2)2 el dos que esta fuera del paréntesis como subíndice debe
multiplicar cada uno de los subíndice de cada elemento, FM = (C4H6O4) esto nos demuestra que la
fórmula empírica no es la misma fórmula molecular.
Como conclusión tenemos que la fórmula empírica del ácido succínico que produce los líquenes es
C2H3O2 y su fórmula molecular es C4H6O4 este compuesto es para fabricar compuestos usados en
perfumes (ésteres) y en lacas y colorantes.
Para concluir, se presenta el siguiente esquema con los pasos para determinar las fórmulas
empíricas y moleculares a partir del porciento de composición o datos de masa. Como en otros
cálculos, la ruta va de la masa a moles debido a que las fórmulas se basan en los números relativos
de moles de los elementos en cada mol del compuesto.
Expresar por ciento por masa en gramos
Encontrar el número de moles de cada elemento
Porciento de
composición
Masa de
elementos
componentes
Masa de casa elemento Masa molar
Examinar la razón molar
Escribir la fórmula empírica
Determinar el entero que relaciona las fórmulas Empíricas y molecular
Multiplicar los subíndices por n
Escribir la fórmula molecular
Si todos son
números
enteros
Si no todos son enteros,
multiplicar por el factor más
pequeño par que permitirá
producir enteros
Fórmula empírica
Razón de moles de los elementos
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
Masa de la formula empírica= 𝑛°
(Fórmula empírica)n
Fórmula molecular
Actividad de evaluación
Trabajo de producción escrita con la
resolución de problemas en una hoja o
cuaderno para entregar en el aula
virtual
Criterios de evaluación
La evaluación debe estar identificada con
sus nombres, apellidos, año, sección.
Producción en el cuaderno, deben tomarle
la foto enviarlo en el aula virtual.
Se evaluará el lenguaje químico, Orden,
Procedimiento y Responsabilidad.
Ponderación de cada ejercicio es de 0,5
puntos. Total a evaluar 3 puntos.
RESUELVE LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
1. Se tiene un sólido azul el cual arrojó un análisis químico, donde señala que contiene 36,84grs de
nitrógeno y 63,16grs de oxigeno determina la fórmula empírica de dicho polvo.
2. Determina la fórmula empírica de un compuesto el cual contiene 35,98% de aluminio y 64,02% de
azufre.
3. El análisis químico de una sustancia usada en el fluido para revelado fotográfico indica una composición
química de 65,45% de carbono, 5,45% de hidrógeno y 29,095 de oxígeno. La masa molar de dicho
compuesto es de 110 grs/mol ¿determina su fórmula empírica y molecular?
4. Un líquido incoloro compuesto de 46,68% de nitrógeno y 53,32% de oxígeno, tiene una masa molar de
60,01g/mol ¿cuál es su fórmula molecular?
5. Determina la composición centesimal de los siguientes compuestos:
a. Fosfato de calcio.
b. Trioxoclorato(V) de hidrógeno
c. Perclorato férrico
d. Tetrahidróxido de plomo.
6. Calcula la masa molar molar o peso molecular.
a. Sacarina (C7H5NO3S)
b. Nitrato de amonio (NH4NO3)
Actividad de Evaluación
Unidad III
En esta unidad estudiaremos los
cálculos de los productos a partir de
las cantidades de reactivos dados,
utilizando ecuaciones químicas
balanceadas.
Área: Química Estequiometría de las Reacciones
Químicas
Semana: Fecha: //2020
Glosario de términos
Reactivo limitante: es el reactivo
que limita el grado de reacción y
por ende determina la cantidad de
producto formado.
Reactivo en exceso: son los
reactivos que permanecen después
que la reacción se detiene.
Rendimiento teórico: es la
cantidad máxima de producto que
se puede obtenerse a partir de una
cantidad dada de reactivo
determinada. Una reacción
química en la práctica rara vez
obtiene un rendimiento teórico al
100%.
Rendimiento real: es la cantidad de
producto que se obtiene realmente
cuando se realiza la reacción
química en un experimento.
Enlace:
Determinar las cantidades
necesarias de productos a
partir de las cantidades de
materias primas
disponibles en su empresa.
Como ya vimos al inicio en la clase de nivelación donde hablamos sobre las reacciones
químicas, y dijimos que si la madera arde, el hierro se oxida, la leche se agría, los seres
vivos se descomponen después de morir, son cambios que varían las propiedades
características de la materia y por esta razón la llamamos cambios químicos o reacción
química.
También hablamos que las ecuaciones químicas son representaciones
esquematizadas de las reacciones químicas, de la misma forma señalamos que las
ecuaciones de fórmulas están constituidas por símbolos, fórmulas y números
(delante de los símbolos, iones o fórmulas), llamados coeficientes.
Cuando delante de una especie química no se observe ningún número se entiende que el
coeficiente es uno.
Por otro lado, indicamos que su estructura está representado por:
1. Los miembros de la izquierda (primer miembro) contiene las sustancias
reaccionantes o reactivos, separados con el signo + si es necesario.
2. Los miembros de la derecha (segundo miembro) contiene las sustancias
resultantes o productos, separados por el signo + si es necesario.
3. La flecha dirigida desde los reactivos a los productos, significa produce y
sobre ella se colocan las condiciones de la reacción.
4. Los estados físicos de los reactivos y productos se colocan como
subíndices en el lado derecho y dentro de un paréntesis.
5. También se tienen otros símbolos como un triángulo que significa calor y
las flechas hacia abajo señala la formación de precipitado.
De la misma manera conversamos que el balanceo es un proceso de igualación de
las ecuaciones químicas, expresamos que la reacciones químicas ordinarias la
masa total de las sustancias reaccionantes es igual, a la masa total de los
productos formados (ley de la conservación de la masa). Por lo tanto, en toda ecuación química es
necesario igualar en los dos miembros, el número de cada átomo en particular (ley de la
conservación de los átomos). Y todo esto lo logramos por medio del balanceo o
igualación de las ecuaciones químicas.
Repasando nuevamente el procedimiento, tenemos que: este se basa en colocar
números (coeficientes) delante de cada especie química que interviene, (símbolo, ion o
fórmula), hasta lograr igualar a cada átomo en especial. Debido a esto, el procedimiento
se llama balanceo por tanteo, no debes preocuparte por si tienes que cambiar coeficientes de vez
en cuando, recuerda que para llegar al número deseado vas a pasar por varios durante el tanteo.
Para adquirir destrezas en el balanceo deben practicar varias veces verifiquemos si
prestaron atención a todas las clases ya vista.
a. KClO3 KCl + O2
b. C4H10 + O2 CO2 + H2O
c. KNO3 KNO2 + O2
La primera quedaría así profe:
KClO3 KCl + O2 profe aparentemente el potasio y el cloro están
balanceado pero el oxígeno no lo está, ya que en los reactivos el presenta
tres átomos de oxígeno, y del lado de los producto contiene solo dos
átomos, para balancear lo que hice fue agregar un tres como coeficientes
delante del oxígeno del producto y un dos en el compuesto que contiene el
oxígeno.
2KClO3 KCl + 3O2 y al colocar dicho número delante, se
alteraron las cantidad de potasio y cloro presente entonces para igualarlo le
coloque un dos delante del cloruro de potasio obtenido en los productos.
2KClO3 2KCl + 3O2 y de esta manera queda balanceada la
ecuación química.
2KClO3 2KCl + 3O2
Terminen de practicar en casa y verán excelente resultado en la asignatura, no dejes que tus
pensamientos irracionales te jueguen una mala pasada, diciendo que tú eres malo o mala para
los números.
Entrando en materia a lo que nos corresponde, la estequiometria estudia las
relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos cuando experimentan
cambios químicos.
Los cálculos estequiométrico tratan de las relaciones numéricas y operaciones
matemáticas entre reactivos y productos en las reacciones químicas, existen
diferentes métodos disponibles para resolver los problemas estequiometría, pero el
método molar es el más fácil y ya lo vimos en la conversión de unidades químicas
Pasos del método molar.
1. Calcular la cantidad de sustancia expresada en moles de las sustancias conocidas a partir de
las masas dadas.
n=m(g)/ M o PM(g.mol-1)
2. Determinar la cantidad de sustancia expresadas en moles, de las sustancias desconocidas,
utilizando los coeficientes que poseen los compuestos químicos involucrados en la ecuación
química balanceada.
3. Calcular la masa o el volumen(si se trata de un gas) de la sustancia desconocidas a partir de
los datos obtenidos en el paso dos.(2)
Nota: la cantidad de producto obtenido en una reacción se denomina rendimiento, y se llama
rendimiento teórico, estequiométrico o calculado, a la cantidad de productos que se obtienen
cuando los reactivos se agotan, sin que se pierdan productos durante su aislamiento.
Los diferentes tipos de problemas relacionados con el cálculo estequiométrico, se encuentra en las
siguientes clases:
a. Moles- moles = n – n
b. Masa –masa = m – m
c. Masa – volumen = m – v
d. Volumen – volumen= v - v
En la resolución de problemas con la unidad moles – moles (n-n), las cantidades
conocidas y las desconocidas, están expresadas en cantidad de sustancia en
moles, son problemas que se resuelven de forma directa aplicando el segundo
paso molar.
Ejemplo 1. Calcular la cantidad de moles de dióxido de carbono (CO2) que son
vertidos a la atmósfera, cuando se queman 2,4 moles de etano (C2H6) con el oxígeno
del ambiente. Teniendo la siguiente ecuación química del proceso.
C2H6 + O2 CO2 + H2O
Profe con esa ecuación, ya está lista para comenzar a resolver el
ejercicio
No primero debes asegurarte que la ecuación esta balanceada de ser
así, estarías lista para buscar los factores de conversión para realizar los
cálculos solicitados.
Si vemos a simple vista nos damos cuenta que la ecuación no está balanceada ya que
en los reactivos tenemos dos átomos de carbono y en los producto observamos que tiene un solo
átomo de carbono.
En los hidrógenos vemos que tienen seis átomos en la parte de los reactivos y en los productos
tenemos dos átomos, por ende, el oxígeno tampoco está balanceado.
C2H6 + O2 CO2 + H2O recordemos que primero se balancea el metal, luego el
no metal, de tercero el hidrógeno y por último el oxígeno, el cual nos quedara automáticamente
balanceado
2C2H6 + O2 4CO2 + H2O vemos que al colocar el dos se altera el hidrógeno en
los reactivos colocamos en la parte de los productos un seis como coeficiente.
2C2H6 + O2 4CO2 + 6H2O comprobando los oxígenos vemos que del lado de
los reactivos tenemos solo dos átomos de oxígeno, mientras que en el lado de los productos
tenemos ocho átomos de oxígeno más seis átomos del otro lado para darnos un total de catorce
átomos de oxígeno, por tal razón, debemos buscar un número como coeficiente que multiplicado
por el dos del subíndice del oxígeno en el área de los reactivos nos de catorce y dicho número
sería el siete (7)
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
Ya balancead la ecuación procedemos a buscar los factores de conversión de acuerdo a lo que nos
están dando y lo que queremos lograr.
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
Para el rendimiento teórico de esta reacción nos basamos en los 2,4 moles de C2H6 para luego
proceder a buscar los moles de CO2 para esto tomamos en cuenta los coeficientes que está delante
del dióxido de carbono.
Luego procedemos a determinar los factores de conversión que se puede obtener entre los dos
compuestos resaltados resaltado en la ecuación química.
nC2H6= 2moles
nCO2= 4moles
f1 = 2 moles de C2H6
4 moles de CO2
F2 = 4 moles de CO2
2 moles de C2H6
Luego de esto, seleccionamos el factor de conversión que me introduce los moles de dióxido de
carbono (CO2) y elimina los moles de etano (C2H6) que en nuestro caso es el segundo factor de
conversión.
F2 = 4 moles de CO2
2 moles de C2H6
Luego resolvemos la expresión para obtener el rendimiento teórico.
nCO2 = ¿? 2,4 moles de C2H6 x 4 moles de CO2 = 9,6 moles de CO2= 4,8 mole de CO2
2 moles de C2H6 2 Nuestro rendimiento teórico es de 4,8 moles de dióxido de carbono (CO2).
Ejemplo 2. Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para formar hidrógeno gaseoso y el
hidróxido correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua:
¿Cuántos gramos de Li se necesitan para producir 9.89 g de H2?
Estrategia. Esta pregunta requiere la cantidad de gramos de reactivo (Li) para formar una cantidad
específica de producto (H2). Los pasos para la conversión son:
Al combinar estos pasos en una sola ecuación, escribimos
Respuesta: se debe partir de 68,1 g de litio para producir 9,89 g de H2
REACTIVO LIMITANTE
Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las
cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación
balanceada. Debido a que la meta de una reacción es producir la cantidad máxima de un
compuesto útil a partir de las materias primas, con frecuencia se suministra un gran exceso de uno
de los reactivos para asegurar que el reactivo más costoso se convierta por completo en el
producto deseado. En consecuencia, una parte del reactivo sobrará al final de la reacción. El
reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limitante, ya que la
máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo.
Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son
los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de
reactivo limitante.
Considere la síntesis industrial del metanol (CH3OH) a partir del monóxido de carbono e hidrógeno
a altas temperaturas:
Suponga que en un inicio se tienen 4 moles de CO y 6 moles de H2. Una forma de determinar cuál
de los dos reactantes es el reactivo limitante es calcular el número de moles de CH3OH obtenidos a
partir de las cantidades iniciales de CO y H2. Con base en la definición anterior podemos ver que
sólo el reactivo limitante producirá la cantidad menor de producto.Si se inicia con 4 moles de CO,
observamos que el número de moles de CH3OH que se produce es:
y al iniciar con 6 moles de H2, el número de moles de CH3OH formados es:
Puesto que el H2 genera una cantidad menor de CH3OH, debe ser el reactivo limitante. Por tanto,
el CO es el reactivo en exceso. En los cálculos estequiométricos en los que hay un reactivo
limitante, el primer paso consiste en determinar cuál de los reactivos es el reactivo limitante. Una
vez que se ha identificado éste, el resto del problema se puede resolver como se estudió en el
ejemplo 1.
En el siguiente ejemplo se muestra este procedimiento.
Ejemplo 3.
La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono:
En un proceso se hacen reaccionar 637.2 g de NH3 con 1 142 g de CO2.
a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?
b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará.
c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción?
Respuestas
a) Estrategia. El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo limitante
debido a que limita la cantidad de producto que se puede formar. ¿Cómo se calcula la
cantidad de producto a partir de la cantidad de reactivo? Lleve a cabo este cálculo con
cada reactivo, después compare los moles de producto, (NH2)2CO, que se formaron con las
cantidades dadas de NH3 y CO2 para determinar cuál de los dos es el reactivo limitante.
Solución Realizamos dos cálculos separados. Comenzamos con los 637.2 g de NH3,
calculamos el número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el NH3
reaccionara de acuerdo con las siguientes conversiones:
La combinación de estas conversiones en un solo paso se escribe:
En segundo lugar, para 1 142 g de CO2, las conversiones son:
El número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el CO2 reaccionase sería:
En consecuencia, el NH3 debe ser el reactivo limitante debido a que produce una cantidad más
pequeña de (NH2)2CO.
b) Estrategia. Determinamos los moles de (NH2)2CO producidos en el inciso a), usando el NH3
como reactivo limitante. ¿Cómo se convierten los moles en gramos?
Solución. La masa molar de (NH2)2CO es 60.06 g. Ésta la utilizamos como factor de conversión para
convertir los moles de (NH2)2CO en gramos de (NH2)2CO:
Respuesta: se producen 1124 g de (NH2)2CO
c) Estrategia. En sentido opuesto, podemos determinar la cantidad de CO2 que reaccionó para
producir 18.71 moles de (NH2)2CO. La cantidad de CO2 sobrante es la diferencia entre la cantidad
inicial y la cantidad que reaccionó.
Solución. Con 18.71 moles de (NH2)2CO, podemos determinar la masa de CO2 que reacciona
usando la relación molar de la ecuación balanceada y la masa molar de CO2. Los pasos para la
conversión son:
De manera que;
La cantidad de CO2 recuperado (en exceso) es la diferencia entre la cantidad inicial (1 142 g) y la
cantidad que reaccionó (823.4 g):
Respuesta: la cantidad de CO2 en exceso es de 319 g.
RENDIMIENTO DE REACCIÓN
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el
rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si
reacciona todo el reactivo limitante. Por tanto, el rendimiento teórico es el rendimiento
máximo que se puede obtener, que se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la
práctica, el rendimiento real, es decir, la cantidad de producto que se obtiene en una
reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico. Existen muchas razones para
explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico. Por ejemplo, muchas
reacciones son reversibles, por lo que no proceden en 100% de izquierda a derecha. Aun
cuando la reacción se complete 100%, resulta difícil recuperar todo el producto del medio
de reacción (por ejemplo, de una disolución acuosa). Algunas reacciones son complicadas,
en el sentido de que los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o con
los reactivos, para formar aun otros productos. Estas reacciones adicionales reducen el
rendimiento de la primera reacción.
Para determinar la eficiencia de una reacción específica, los químicos utilizan el término
porcentaje de rendimiento, que describe la proporción del rendimiento real con respecto
al rendimiento teórico. Se calcula como sigue:
En el ejemplo 3 se observa un punto importante. En la práctica, los químicos por lo común
eligen el reactivo más costoso como reactivo limitante de manera que, en la reacción, se
consuma todo o la mayor parte. En la síntesis de urea, el NH3 siempre es el reactivo
limitante porque es mucho más costoso que el CO2.
El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1% hasta 100%. Los
químicos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento de las reacciones. Entre
los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la
temperatura y la presión.
En el ejemplo 4 se muestra el cálculo del rendimiento de un proceso industrial.
Ejemplo 4. El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en
la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de
bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio(IV) con magnesio fundido entre
950°C y 1 150°C:
En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54 × 107 g de TiCl4 con 1.13 × 107 g de
Mg.
a) Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos.
b) Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7.91 × 107 g de Ti.
a) Estrategia. Debido a que hay dos reactivos, es probable que se trate de un problema de
reactivo limitante. El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo
limitante. ¿Cómo se puede convertir la cantidad de reactivo en cantidad de producto?
Realice los cálculos para cada reactivo, después compare los moles del producto, Ti,
formado.
Solución. Se realizan los dos cálculos por separado para ver cuál de los dos reactivos es el
reactivo limitante. Primero se comienza con 3.54 × 107 g de TiCl4, se calcula el número de
moles de Ti que se podrían producir si toda la cantidad de tiCl4 reaccionase. Las
conversiones son:
De manera que:
Después calculamos el número de moles de Ti formados a partir de 1.13 × 107 g de Mg.
Los pasos de la conversión son:
De manera que:
Por tanto, el TiCl4 es el reactivo limitante debido a que produce una cantidad más
pequeña en moles de Ti. La masa en gramos de Ti formada es:
b) Estrategia. La masa de Ti que se determinó en el inciso a) es el rendimiento teórico. La
cantidad indicada en éste inciso b) es el rendimiento real de la reacción.
Solución. El porcentaje de rendimiento es:
Respuesta: El rendimiento práctico de la reacción es de un 88,4%.
PORCENTAJE DE PUREZA DE UNA MUESTRA QUÍMICA
Las sustancias y reactivos químicos producidos por la industria química pueden contener una
cierta cantidad de impurezas, tales como metales pesados, sustancias inertes y otros. Cuando se
realizan cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta el porcentaje de pureza de estos
reactivos. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por
ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 gramos de cobre corresponden a
cobre puro, siendo el resto 12 gramos impurezas inertes.
Ejemplo 5. Una piedra caliza tiene una pureza en CaCO3 del 92%. ¿Cuántos gramos de cal viva
(CaO) se obtendrán por descomposición térmica de 200 g de la misma?
La descomposición de la piedra caliza (CaCO3) para producir (CaO), viene dada por la siguiente
reacción:
a) Estrategia.
1.- Calculamos la masa de CaCO3 puro que se puso a reaccionar.
2.- Se calculan los moles de CaCO3 puros.
3.- Realizamos el cálculo estequiométrico según la reacción dada para obtener los CaO.
Respuesta: con los 200 g de piedra caliza (muestra impura) se obtuvieron 103,04 g de CaO.
CaCO3 CaO + CO2
moles de CaCO₃ =184 g de CaCO₃ x 1 mol de CaCO₃
100 g de CaCO₃= 1,84 moles de CaCO₃
g de CaCO₃ puros=92 g de CaCO₃
100 g de piedra calizax 200 g de piedra caliza=184 g de CaCO₃ puros
g de CaO =1,84 g de CaCO₃ x 1 mol de CaO
1mol de CaCO₃x
56 g de CaO
1 mol CaO=103,04 g de CaO
Actividad de Evaluación
1.- Haga el balanceo de las siguientes ecuaciones.
a) KOH + H3PO4 K3PO4 + H2O
b) P4O10 + H2O H3PO4
c) HCl + CaCO3 CaCl2 + H2O + CO2
2.- Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio o hidrógenocarbonato de sodio, NaHCO3) se libera vapor de agua, dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se esponjen las galletas, las donas y el pan.
a) Escriba una ecuación balanceada para la descomposición de dicho compuesto (otro de los productos es Na2CO3). b) Calcule la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20.5 g de CO2.
3.- La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la elaboración de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono:
Si se comienza con 500.4 g de glucosa, ¿cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros,
que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol = 0.789g/mL.)
4.- El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de
nitrógeno (NO2), un gas café oscuro:
En un experimento se mezclaron 26,58 g de NO con 16,096 g de O2. Calcule cuál de los dos reactivos es
el limitante. Calcule también el número de gramos de NO2 producido.
5.- Cuando se calienta, el litio reacciona con el nitrógeno para formar nitruro de litio:
¿Cuál es el rendimiento teórico de Li3N en gramos cuando 12.3 g de Li se calientan con 33.6 g de N2? Si
el rendimiento real de Li3N es 5.89 g, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
6.- Una de las reacciones que se llevan a cabo en un alto horno donde el mineral de hierro se convierte en
hierro fundido, es:
a) Si se tiene una muestra de 2.62x103 Kg de Fe2O3 con una pureza de 68%. ¿Cuantos Kg de Fe
se producirán en el alto horno?
b) ¿Qué cantidad de CO se necesitó para que todo el Fe2O3 puro reaccionara?
Criterios de evaluación
Desarrollar los ejercicios bien sea en su cuaderno o en su carpeta con hojas perforadas, luego
tomarle fotos a las hojas para poder digitalizarlo en formato PDF o realizarlo en un archivo
Word directamente.
Ponderación de cada ejercicio es de 0,5 puntos. Total a evaluar 3 puntos.
Identificar el archivo con el nombre y apellido del estudiante, año y sección que cursa. Enviarlo
a la sesión que corresponde en la plataforma Aula Virtual
Fin del primer lapso