Estequiometría

Autor: Maestro en CienciasBioquímicas Genaro Matus Ortega

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Las soluciones

Porcentuales(p/p,p/v, v/v)

Molares(mol/litro)

(Materia)(Materia)

SUSTANCIASSUSTANCIAS

PURASPURAS-- ELEMENTOELEMENTO

Conjunto de átomos de 2 o más elementos con un arregloConjunto de átomos de 2 o más elementos con un arreglomolecular fijo.molecular fijo.

-- SOLUCIONES VERDADERASSOLUCIONES VERDADERAS

ValoradasValoradas [Concentración][Concentración]

-- COMPUESTOCOMPUESTO

Conjunto de átomos del mismo tipo (mismos p y e).Conjunto de átomos del mismo tipo (mismos p y e).

Normales(equivalente/litro)

Osmolares(osmol/litro)

(Materia)(Materia)

MEZCLASMEZCLAS

HOMOGÉNEASHOMOGÉNEAS

HETEROGÉNEASHETEROGÉNEAS

-- COLOIDESCOLOIDES

-- SUSPENSIONESSUSPENSIONES

-- BIFÁSICASBIFÁSICAS

-- TRIFÁSICAS, ETCTRIFÁSICAS, ETC

EmpíricasEmpíricas

No saturadas Saturadas SobresaturadasNo saturadas Saturadas Sobresaturadas(solvente disuelve soluto) (no disuelve más soluto) (precipita soluto)

ValoradasValoradas [Concentración][Concentración]

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Estequiometria:Estequiometria:

stoicheion (elemento)+

metron (medida)

Ejercicios de unidades físicas porcentuales

% = ¿?www.g

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Ejercicios

• Prepare 150 mL de una solución de HNaCO3 0.4 %.

• Prepare 300 mL de una solución p/v de glucosa al 0.5 %

• Prepare 30 mL de una solución v/v de gliceraldehído 1.5% a partir de una soluciónmadre al 30 %.

• ¿Qué cantidad de una solución de dextrosa al 15 % contiene 165 gramos delazúcar?

• ¿Cuántos mililitros de una solución de carbonato de sodio Na2CO3 al 0.1 %contienen 2.5 gramos del compuesto?

• Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos:

a) KI b) BaSO4 c)Na2O d) Ca(NO3)2 *4H2O e) Fe3O2 * 5 H2O

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Ejercicios (segunda modalidad)

• Se utiliza para preparar soluciones de menor concentración (soluciones diluidas) apartir de otras de mayor concentración (soluciones concentradas); esto se lograpor la sola adición de solvente.

• El fundamento del método consiste en que la cantidad de soluto no se altera porel hecho de agregar solvente.

SoluciónSolución10 gramos/L

1 litro devolumentotal

1 litro devolumentotal

1 litro devolumentotal

1 litro devolumentotal

1 litro devolumentotal

0.1 L 0.1 L 0.1 L 0.1 L

1 g/L 0.01 g/L 0.001g/L

0.1 g/L

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La fórmula a tener en mente es:

C1 V1 = C2 V2

ó

Ci Vi = Cf Vf• Que se lee:

“…el producto de la concentración inicial (C1) de un soluto contenido en un volumen

inicial (V1) de solvente es igual al producto de la concentración final del soluto (C2)por el volumen de solvente final (V2)…”

• ¡Que es una representación matemática de la Ley deconservación de la materia!

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UNIDADES DE MEDIDA ELEMENTALES

Magnitud Nombre Símbolo

Longitud metro m

Masa kilogramo kg

Tiempo segundo s

Intensidad de corriente eléctrica ampere A

Temperatura termodinámica kelvin K

Cantidad de sustancia mol mol

Intensidad luminosa candela cd

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Múltiplos y submúltiplos decimales

Factor Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo

1024 yotta Y 10-1 deci d

1021 zeta Z 10-2 centi c

1018 exa E 10-3 mili m

1015 peta P 10-6 micro μ1015 peta P 10-6 micro μ

1012 tera T 10-9 nano n

109 giga G 10-12 pico p

106 mega M 10-15 femto f

103 kilo k 10-18 atto a

102 hecto h 10-21 zepto z

101 deca da 10-24 yocto ywww.g

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Unidades de concentración química

¿Qué mejor que un six pack?

R = UN OCHO PACKUN OCHO PACK

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El concepto de Mol

• En 1811 Amadeo Avogadro (1776-1856) propuso que: “en iguales condiciones de presión,temperatura, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas”.

• Esta Hipótesis se conoce como la Ley de Avogadro- Ampere (pues también Andre Marie Ampere(1775-1836) llegó a la misma conclusión de forma independiente en la misma época).

• Se llamó “mol” o número de Avogadro a:

• El número de moléculas que hay en 22.4 litros de gas mantenidos a CTPN (273° K y 760 mm de Hg).• El número de moléculas que hay en 22.4 litros de gas mantenidos a CTPN (273° K y 760 mm de Hg).

• Este número es 6.02 X 10 23.

• El número de átomos que hay en 12 gramos de Carbono con peso atómico (A) igual a 12.

• La expresión en gramos del Peso Atómico molécula.

El mol es elEl mol es el sixsix--pack de los químicospack de los químicoswww.g

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Ejercicios• Calcule el peso molecular y el número de moles que hay en una muestra cuya

masa es de 5 x102 gramos de:

a) BaCO3 b) CdBr2 c) CuCl2 * 2 H2O d) H4P2O6 e) C6H12O6

• ¿Cuántas moles de NaCl hay 190 gramos del compuesto con un 93 % de pureza?

• ¿Cuál es la fracción molar de cada elemento en los siguientes compuestos?

a) AgNO b) Ca CO c) ICH d) CH NO e) LiNaFrSbOa) AgNO3 b) Ca CO3 c) ICH3 d) CH3NO3 e) LiNaFrSbO4

Convierta a mol:

a) 15 gramos de anhidrido hipoteluroso

b) 0.023 gramos de óxido de Zinc

c) 8.9 x 10-5 gramos de hidróxido de magnesio

d) 30 gramos de sulfito de estroncio

e) 27 gramos de fosfito de aluminio III

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El concepto de átomo-gramo

• “la masa o peso atómico expresadaen gramos de un mol de átomos,esto es, un átomo gramo es la masao peso atómico expresado en gramosque contiene exactamente 6.02 X 1023 átomos de dicho elemento”.

La molécula gramo es:• La molécula gramo es:

“la masa o peso molecular expresadoen gramos de una mol delcompuesto”.

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¿Por qué el Peso Molecular expresado en Gramos corresponde numéricamente con lacantidad de una Mol?

R = Por que es la cantidad de masa que contiene 6.02 X 10 23 moléculas de la sustancia, elemento ocompuesto dado. Veamos esto con un ejemplo:

El Peso Molecular del Agua H2O es 18, por tanto una Mol de agua correspondería a 18 gramos delcompuesto. Si recordamos que un átomo de Hidrógeno (de peso atómico igual a 1) medido en Unidades deMasa Atómica (uma) equivale a 1.66 x10 –24 g, entonces haciendo una regla de tres, el peso atómicomolecular de 18 del agua correspondería a 2.988 x 10 –23 umas.

Integración de conceptos

molecular de 18 del agua correspondería a 2.988 x 10 –23 umas.

De esta forma, si multiplicamos el peso en gramos (umas) obtenido por una sola molécula de agua por elnúmero de 6.02 x10 23 moléculas que conforman teóricamente un mol de agua tendremos:

2.988 x 10 –23 umas (g) X 6.02 X 10 23moléculas de agua = 17.98 gramos de agua.

Que es un número bastante cercano al peso molecular del agua expresado en gramos.

Así pues, este mismo desarrollo puede hacerse para cualquier molécula y demostrarse siempre que el pesomolecular expresado en gramos corresponde numéricamente con el valor de un mol de la sustancia.

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Unidades Químicas

a) Concentración Molar

• La Molaridad (M) es el número de moles de soluto contenidos en un litrode solución.

M = número de moles de soluto/ litro de solución

b) Concentración Molalb) Concentración Molal

• La molalidad de una solución representa el número de moles de solutopor kilogramo de disolvente (m = mol /Kg).

– La molalidad (m) no puede calcularse a partir de la concentración molar (M) amenos que se conozca la densidad de la solución.

c) La NormalidadN = número de equivalentes gramo / litro de solución

OJO:OJO:Formulas: N = n’M ó N = M / n’Que se leen: Normalidad = # equivalentes * x Molaridad ó 1N = 1 Molar/ # equivalentesw

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Ejercicios

• Encuentre el número de moles de sulfato de fierro II presentes en una muestra de 5 mL deuna solución 0.1 M.

• Prepare las siguientes soluciones: a) 50 mL de hidróxido de potasio 0.2 N

b) 250 mL de ácido nítrico 0.11 N c) 5.1 L de cloruro de amonio 0.5 m

• Un paquete de sales de rehidratación oral (ORS) proporcionado a un hospital contiene losiguiente:

- Glucosa: 20 gramos- Glucosa: 20 gramos

- Cloruro de sodio: 3.5 gramos

- Bicarbonato de sodio: 2.5 gramos

- Cloruro de potasio: 1.5 gramos

Para efectos analíticos un médico requiere conocer la concentración de cada componentepara hacer su dosificación. Las instrucciones del paquete dicen “disolver el contenido ensuficiente agua para preparar 1 litro de solución”.

• ¿Cuál es la concentración % y M de cada componente?

• ¿Cuál es la molaridad total de la solución?

• ¿Cuál es la fracción molar de cada componente?www.g

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Ejercicios

• ¿Cuántas moles de soluto hay en?

a) 2.66 L de una solución 0.02 M

b) 25 mL de una solución 0.0987 M

c) 0.125 mL de una solución 2.6 mM

d) 75.35 dL de una solución 3.8 mM de NaCl

e) 14 gramos de hidróxido áurico II disueltos en 29.3 mL de agua

f) 1.023 x 10-12 Kg de fosfato de calcio disuelto en 32 mL de agua

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La osmolaridad

• La Osmolaridad representa el número de osmolitos (partículas enlas que se disocia un compuesto en solución) por litro de solución.Matemáticamente se define como:

Osm = número de Osmoles / litro de solución

Fórmulas: Osm = M/ n* o Osm = n*MFórmulas: Osm = M/ n* o Osm = n*M

Donde n* = número de partículas disociadas a partir de un mol

i = S [osmolitos derivados] + [osmolito original]no ionizado

Ejemplo:• Encontrar la Osmolaridad o grado de ionización (i) de una disolución 1M de NaCl

en donde el 90 % del reactivo está disociado y un 10% esta en forma de paresiónicos. w

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La osmolaridad

• i = [Na+] + [Cl-] + [NaCl]no ionizado = 0.9 + 0.9 + 0.1 = 1.9

• El valor de i es de 1.9. Note que el valor de i se acerca a 2 para las disoluciones deNaCl según se va diluyendo, por lo que se puede aproximar que en solucionesdiluidas:

Osm = n*M ó Osm = M / n*

• En donde n* representa el número de partículas en las que puede disociarse elcompuesto.

Se considera que el valor de i para un soluto no ionizable es siempre de 1.0.

• Hacer ejercicios de M, N y Osm con: KI, Fr2Te, Mn(OH)2, H3PO4.www.g

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Ejercicios

• Encuentre la molaridad, normalidad y osmolaridad de:

a) 500 mL de una solución 55% p/v de NaCl.

b) 25 moles de dextrosa disueltos en 970 gramos de agua.

c) 23 mL de una solución con 40 gramos de sulfuro de potasio.c) 23 mL de una solución con 40 gramos de sulfuro de potasio.

d) 76.5 x 10-3 ml de una solución 40 % de carbonato de bario.

e) 19.71 mL de sulfato de amonio 0.8 %

f) 19.8 gramos de hidróxido de manganeso disueltos en 520 mL de agua.

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La clave está en…

• Hacer ejercicios, ejercicios, más ejercicios y,por supuesto: un poco de análisis pararescatar que todos los problemas sesolucionan utilizando los conceptos centrales.solucionan utilizando los conceptos centrales.

¡Ánimo!

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