Tema 14 Estequiometría14.1 DEFINICION:La palabra estequiometría se deriva de los vocablos griegos stoicheion, que significa “elemento”, y metron, que significa “medida”.

En muchas profesiones es importante calcular las cantidades correctas (Ingenieros, abogados, contadores, comerciantes, etc.)

Así, los químicos también determinan cantidades, pero de partículas tan especiales como: ÁTOMOS, MOLÉCULAS O IONES.

Además, los químicos también tienen que calcular la cantidad de sustancias que participan en las reacciones químicas.

Esta tarea se realiza utilizando esta herramienta muy útil llamada la estequiometría.

Estequiometría: Ciencía que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos.

La estequiometría se aplica tanto para el cálculo de la composición de los elementos que forman un compuesto como para la determinación de las cantidades de las sustancias que participan en una reacción química, y por ello obedece a ciertas reglas cuantitativas conocidas como leyes ponderales

Leyes PonderalesI.-Ley de Proporciones definidas (Joseph-Louis Proust)Cada compuesto siempre esta formado por los mismos elementos y en las mismas proporciones.II.- Ley de la Conservación de la masa (Antoine Laurent Lavoisier)La materia cambia de forma, pero la masa total que interviene en el cambio químico permanece constante.

III.- Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes (Jeremías Benjamin Ritcher).La proporción de dos elementos que se combinan con la de un tercero, guarda la misma proporción cuando reaccionan entre si. A+ B AB C+B CB A+ C ACIV.- Ley de las Proporciones Multiples (John Dalton)Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, estan en relación de números enteros sencillos.

14.2 concepto de mol

Unidad de cantidad de sustancia: EL MOL

En el mundo de la química, la unidad creada para medir con exactitud la cantidad de sustancia es el mol y es una unidad básica en el Sistema Internacional de Medidas. (SI)

Que es el mol?????

Mol es un término que significa “montón o masa de piedras”, por analogía este término representa un montón o masa de sustancias.

casi igual que se habla de una docena de lapices, plumas, borradores.

La palabra mol fue introducida por Friechich Wilhelm Ostwald, químico Alemán que en 1909 recibió el Premio Nobel de Química.

MOL DEFINICIÓN: la cantidad de sustancias que contiene tantas partículas como átomos hay en exactamente 12 gr de Carbono 12.

O bien, como la cantidad de sustancia que contiene 6.022x1023 unidades fundamentales (ATOMOS, IONES, MOLÉCULAS, ELECTRONES, ETC.)

La cantidad 6.022x 1023 se conoce como número

de Avogadro y se representa con las letras NA de

esta manera se tiene que:

El mol

De cualquier sustancia contiene

6.022 x 10 23 partículas

Ejemplos:

1 mol de Cr = 6.022 x 1023 átomos de Cr

1 mol de HF = 6.022 x 1023 moléculas de HF

1 mol de N2 = 6.022 x1023 moléculas de N2

Un mol es una unidad química, cuyo tamano es lo suficientemente grande como para que un mol de átomos o molécula represente una cantidad fácil de trabajar en el laboratorio y en la industria.

MASA MOLAR:El mol es una unidad maravillosa, pues relaciona

la masa de las sustancias con el número de partículas que representa esa masa. De esta relación surge el concepto de masa molar, cuyo significado es una parte importante para los cálculos estequiométricos.

La masa molar de un elemento es el número fraccionario que aparece en la tabla periódica.

Este valor corresponde a la masa atómica del elemento y su unidad es la uma( unidad de masa atómica).

Para cada elemento se ha determinado a su masa y esta registrada en la tabla periódica.

Y en los compuestos (ionicos o covalentes) donde su masa es la suma de cada uno de los elementos que los forman y también se expresan en uma.

La masa de los elementos también se pueden expresar en gramos.

Uma= gramos

Para un elemento

Tipo de sustancia masa y unidades término utilizado

Calcio (Ca) 40.08 uma masa atómica

40.08 g por cada mol de Ca masa molar

Para un compuesto iónico o fórmula unitaria

Determinamos primero la masa fórmula del compuesto:

AlCl3 = 27.00 uma x 1 átomo = 27.00 uma

35.45 uma x 3 átomos= 106.35uma

133.35 uma = 133.4 uma

Tipo de sustancia masa y unidades término utilizado

Cloruro de aluminio 133.4 uma masa molécular

(AlCl3) 133. 4 g por cada masa molar

mol de AlCl3

Para un compuesto covalente

Primero se calcula la masa molecular del compuesto

C02 = 12.00 uma X 1 átomo = 12.00 uma

16.00 uma X 2 átomos= 32.00 uma

Tipo de sustancia masa y unidades término utilizado

Dióxido de Carbono 44.0 uma masa molécular

(CO2) 44.0 g por cada masa molar

mol de CO2

de esta manera se tiene que la masa molar es la masa expresada en gramos numéricamente igual a la masa atómica, masa fórmula o masa molecular de un mol de sustancia.

ELEMENTO= MASA MOLAR

COMPUESTO = MASA MOLECULAR

COMPUESTO IONICO = MASA FORMULA O FORMULA UNITARIA.

El término masa molar es más amplio, pues se puede aplicar para todo tipo de sustancias.

Ejercicio

Determina la masa molar de las sustancias siguientes.

Sustancia masa en uma masa molar H2SO4

CaBr2

(NH4)3PO3 NaCN

Volumen molar Este concepto se aplica a los gases, ya que

muchas sustancias se encuentran en estado gaseoso. Este concepto lo dedujo Avogadro a partir de la Ley de los volúmenes combinados de Gay-Lussac.

El volumen molar es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas medido en condiciones normales de presión y temperatura, y corresponde a 22.4 litros.

Un mol de gas

22.4 lts de volumen

6.022 X 10 23

partículas

De cualquier sustancia contiene 6.022x 10 23 partículas Ejemplo: 1 mol Fe = 6.022 X 1023 átomos de fierro1 mol HBr= 6.022X1023 moléculas de HBr

De cualquier sustancia es igual a su masa expresada en gramos(masa molar)

Ejemplo: masa molar H20= 18gr/mol

De un compuesto es igual a su masa molecular (uma). Expresada en gramos ( masa molar) ejemplo: Un mol de H2O= 18 uma = 18 g

De cualquier gas en condiciones TPN ocupa un Volumen de 22.4 L. ejemplo: 1 mol de NH3 ocupa un volumen igual a 22.4 L en condiciones normales.

UN

M OL

14.3 calculos estequiometricos