1. ESTEQUIOMETRIA La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas que existe entre las sustancias que participan en una reacción química. Relaciones cuantitativas: Entre los elementos en un compuesto (estequiometría de composición). Entre las sustancias químicas cuando sufren reacciones químicas (estequiometría de la reacción).

2. LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA Ley de la conservación de la masa: (Lavosiere) La suma de las masas de los reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos. Ley de las proporciones definidas: (Proust) Siempre que dos sustancias se combinen para formar un compuesto lo hacen en una proporción ponderal fija y definida.

3. LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA Ley de las proporciones reciprocas: (Wensel y Richter) Los pesos de dos elementos (o múltiplos de estos pesos) que reaccionan con un mismo peso de un tercero, son los mismos con que reaccionarían entre si. Es decir, que los elementos se unen siempre para dar combinaciones químicas en relación a un determinado peso de combinación (peso equivalente) o un múltiplo entero de este peso. Ley de las proporciones múltiples: (Dalton) Cuando dos elementos forman varios compuestos, el peso de uno de ellos permanece constante y el otro peso varía en una proporción sencilla de números enteros.

4. UNIDADES QUIMICAS DE MASA Peso atómico (P.A.) o masa atómica (M.A.): Es el promedio de las masas atómicas de todos los isótopos de un elemento, considerando la abundancia de cada isótopo en la naturaleza en %. El peso atómico de un isótopo se obtiene comparando la masa del isótopo con el isótopo C-12 que constituye 12 u.m.a. (Unidad de masa atómica) mediante el espectrómetro de masa.

5. El átomo de hidrógeno constituye el 8,40% de la masa de C-12, entonces: 12 u.m.a. 100% x 8,40% x = 12 x 8,40 = 1,008 u.m.a. 100 El peso atómico se determina mediante la siguiente ecuación química. P.A. = P.A1 x % + P.A2 x %2 + … 100 %

6. Ejm. 1 Isótopo Peso Atómico Abundancia Cu-63 62,93 u.m.a 69,09 % Cu-65 64,9278 u.m.a 30,91 % P.A. Cu = 62,93 x 69,09 + 64,9278 x 30,91 = 63.55 u.m.a. 100

7. Ejm. 2 Isótopo Peso Atómico Abundancia V-50 49,9472 u.m.a 0,75 % V-51 50,9490 u.m.a 99,25 % P.A. V =

8. PESO MOLECULAR (P.M.) O MASA MOLAR (P.M.):Se obtiene sumando los pesos atómicos de los elementos que constituye una molécula o compuesto iónico, considerando un mol de sustancia. 1 mol = 6.022 x 10 23 átomos, moléculas, etc. Mol : Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como: moléculas, átomos, iones etc. Ejm.: Determinar el peso molecular del H2O H : 2 x 1,008 = 2,016 = 2 + O : 1 x 15,999 = 15,999 = 16 18 g/mol

9. Ejemplo 3 Determinar el peso molecular del ácido sulfúrico: H2 SO4 H : 2 x 1 = 2 + S : 1 x 32 = 32 O: 4 x 16 = 64 98 g/mol.

10. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS Las relaciones estequiométricas pueden ser: Entre reactantes Entre productos Entre reactantes y productos en una reacción química. O pueden ser: Entre masas, entre moles, entre moléculas, entre volúmenes, masa – moles, Masa – moléculas, etc.

11. Esto se puede expresar de la siguiente manera : Un peso molecular de una sustancia constituye un mol y esta a su vez contiene 6,022 x 10 23 átomos ó moléculas, y en el estado gaseoso en condiciones normales (P=1 atm, ó (760mmHg.),T= 0 °C = 273,15 °K) un mol ocupa 22,44 L. Ejm: para el agua: 18g. de H2O 1 mol 6,022 x 10 23 moléculas 22,44 L.

12. Ejm.: Calcular el número de moléculas y moles que contiene una gota de agua que pesa aproximadamente 0,9 g. 18 g. 6,022 x 10 23 moléculas 0,9g. x X= 9x10 -1 x 6,022 x 10 23 = 3 x 10 22 moléculas 18 18 g. -------- 1 mol 0,9 g. ------- x X= 9 x 10 -1 = 5x10 -2 mol 18

13. Ejm.: Calcular el número de moles y moléculas que contiene 320 g. de anhidrido sulfúrico y que volumen ocupa en el estado gaseoso en condiciones normales.SO3 S = 1 x 32 = 32g. O = 3 x 16 = 48g. 80 g/mol. 80 g 1mol 6,022 x 10 23 moléculas 22,44 L. 320g. z x y x = 320 x 6,022x10 23 = 24x1023 = 2,4 x1024 moléculas de SO3 80 y = 320 x 22,44 = 4 x 22,44 = 88,76 L. SO3 80 Z = 320 x 1 = 4 mol de SO3 80

14. ¿Cuántas moléculas de agua hay en una gota de agua que pesa 0,054g? 18g 6,022x1023moléculas 54x10-3 g x X = 18 x 1020 moléculas de agua.

15. El carbonato de sodio se obtiene por descomposición del bicarbonato según la siguiente reacción: Δ 2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) Si 0,28 Kg. de bicarbonato de sodio se descompone. ¿Cuántos litros de gas se obtiene de esta reacción en condiciones normales? Δ 2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) 2 x 84g 22,4 L. 22,4L. 168g 44,8 L 280g x X = 74,67 L (CO2, H2O al estado gaseoso)

16. Cuántos moles de productos se forma cuando se combustiona 88g de propano según la siguiente reacción: C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) Solución: C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) 44g 3mol 4 mol 44 g 7 mol 88g x X = 14 moles de productos

17. EJERCICIOS DE TAREA: Determinar la cantidad de nitrato cúprico, que se puede obtener al tratar 25g de cobre con exceso de acido nítrico, según la siguiente reacción química. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O Rpta: 73,77g Cu(NO3)2 En un análisis de una muestra de sal común (NaCl) se pesan 3,4280g de la sal que se disuelven en agua, completándose el volumen a 100cm3. 25cm3 de esta disolución se acidulan con ácido nítrico y se precipita con una disolución de nitrato de plata. El cloruro de plata insoluble formado se separa por filtración, se lava y se seca obteniéndose 2,0640g de AgCl. Calcular la cantidad de NaCl de la muestra. Rpta: 3,3671 g. de NaCl

18. REACTIVO LIMITANTE Y EXCEDENTE Cuando se efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en cantidades estequiométricamente exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante, dado que la cantidad del producto formado depende de este reactivo. Los reactivos presentes en cantidades mayores a las requeridas se llaman reactivos excedentes, ya que en una reacción química parte de estas sustancias quedan sin reaccionar.

19. Ejemplos: Se mezclan 189 g. de acido nítrico con 160g. de hidróxido de sodio para obtener nitrato de sodio, calcular: cuántos gramos de nitrato de sodio se obtienen. cuántos gramos del reactivo excedente queda. HNO3 + NaOH NaNO3(ac) + H2O 63 g/mol 40 g/mol 86 g/mol 189 g 160 g x Cálculo del número de moles del reactivo: ηHNO3 = 189 g. = 3 mol ηNaOH = 160 g. = 4 mol 63 g/mol 40/mol Reactivo limitante: ácido nítrico Reactivo Excedente: hidróxido de sódio X = 189g x 86g/mol = 258g NaNO3que se obtienen 63 g/mol HNO3 + NaOH 63 g/mol 40 g/mol 189 g x X = 189 g. x 40 g/mol = 120 g. de NaOH que reaccionan. 63 g/mol Exceso = 160 - 120 = 40 g. que no reaccionaron.

20. Uno de los procesos para obtener el amonio en forma industrial es mediante el proceso de Bohr – Haber que consiste en mezclar nitrógeno gaseoso con hidrogeno utilizando un catalizador. Calcular cuantos moles de amoniaco se obtendrá a partir de 1400 g. de nitrógeno y 200 gramos de hidrogeno. N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g) 28 g/mol 3 x 2 g/mol 2 mol 1400 g 200 g x Cálculo del número de moles del reactivo: ηN2 = 1400 g. = 50 mol ηH2 = 200 g. = 100 mol /3 = 33,3 mol 28 g/mol 2 g/mol Reactivo limitante: hidrogeno molecular Reactivo Excedente: nitrógeno molecular X = 200g. x 2 mol = 66,67 moles que se obtienen. 3 x 2 g.

21. El bicarbonato de sodio se descompone con ácido clorhídrico, calcular que volumen de dióxido de carbono que se obtendrá en condiciones normales a partir de 252 g. de bicarbonato de sodio con 146g. de acido clorhídrico. NaHCO3 (ac) + H Cl(ac) NaCl (ac) + CO2(g) + H2O 84 g/mol 36,5 g/mol 22,44 l/mol 252 g 146 g x Cálculo del número de moles del reactivo: ηNaHCO3 = 252 g. = 3 mol ηHCl = 146 g. = 4 mol 84 g/mol 36,5 g/mol Reactivo limitante: carbonato ácido de sodio Reactivo Excedente: Acido clorhídrico X = 252g x 22,44 L/mol = 67,32 L. 84 g/mol

22. RENDIMIENTO DE UNA REACCION El rendimiento nos indica cuanto del producto deseado realmente se obtiene en una reacción química. El rendimiento real a menudo es menor que el rendimiento calculado teóricamente esto se da por algunas razones como: Muchas reacciones químicas en alguna medida están en equilibrio, es decir los reactivos no se convierten totalmente en productos. Los reactivos pueden sufrir dos o mas reacciones distintas en forma simultáneamente, por lo que el producto deseado se obtiene en menor cantidad. Los productos obtenidos no se pueden separar de sus componentes en su totalidad. Los reactivos con que se trabaja realmente no tienen una pureza de 100%, por lo que lo calculado teóricamente es mayor, como consecuencia en la realidad el producto obtenido será menor que lo calculado teóricamente. R = Rendimiento real x 100 % Rendimiento teórico

23. Ejemplos: El fluoruro de hidrógeno (que destruye la capa de ozono en la estratósfera) se usa en la manufactura de freones y en la producción de aluminio metálico, esta sustancia se obtiene por la siguiente reacción química. CaF2(s) + H2SO4(ac) CaSO4(s) + HF(ac) En un proceso se mezclan 6 Kg. de CaF2 con exceso de H2SO4 y se obtiene en el laboratorio 2,80 Kg. de HF. Calcular el rendimiento. CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2HF 78 g 2 x 20 g. 6 Kg. X X = 6000g. x 2 x 20 g = 3076.92 g. = 3,08 Kg de HF 78 g R = 2,80 Kg. x 100 % = 91% de rendimiento 3,08 Kg

24. El hierro se obtiene en un horno a altas temperaturas, donde se inyecta monóxido de carbono para reducir al hierro según la siguiente reacción química: Fe2 O3(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g) Si a partir de 1,6 Kg. de oxido férrico se producen 1 kg. de hierro, cual es el rendimiento de la reacción Fe2 O3 + 3CO 2Fe + 3CO2(g) 160 g/mol 2 x 56 g /mol 1,6 Kg x X = 1600g. x 112 g = 1,12 Kg. 160 g R= 1Kg. x 100 % = 89,28 % 1,12 Kg.

25. El ácido acético se obtiene por la oxidación del etanol según la siguiente reacción química: CH3-CH2- OH + KMnO4 + H2SO4 CH3COOH + K2SO4 + MnSO4 + H2O Calcular la cantidad de etanol que se necesita si la reacción tiene un rendimiento de 60%, obteniéndose 100g. de ácido acético en forma experimental. 5CH3-CH2- OH + 4KMnO4 + 6H2SO4 5CH3COOH +2K2SO4 + 4MnSO4 + 11H2O 5 x 46g. 5 x 60 g. y 166,7 g. 60% = 100 g x 100 % y = 166,7 g. x 5 x 46 g. = 127,78g. x 5 x 60 g. x = 166,67 g.

26. PUREZA La pureza nos indica la cantidad de una sustancia pura que hay en una muestra de un producto % P = sustancia pura x 100 % Muestra Ejemplo: Calcular la cantidad de acido sulfúrico que contiene 1 litro de solución concentrada de este ácido, si tiene una composición % en peso de 98% y una densidad de 1,32 g/ml. δ = m 1,32 g/ml = m m = 1320 g de solución de ácido sulfúrico V 1000ml 98 % = m H2SO4 x 100 % m H2SO4 = 1293,6 g. de H2SO4 1320 g.

27. El ácido benzoico es un polvo blanco, que se emplea como preservante de alimentos, si se requiere 30mg. de este compuesto. Calcular la cantidad de la muestra stock que necesita si tiene una pureza de 92% 92% = 30 mg x 100% = 32.60 mg. M 32.60mg 1g = 0,032 g 1000mg

28. El nitrato de amonio se emplea como fertilizante nitrogenado en una bolsa de 50Kg. de 60%. Cuantos gramos de nitrato de amonio contiene? 60% = m x 100 % = 30 Kg 50Kg. 30kg 1000g = 30000g 1 Kg.

29. 1 g. de una mezcla de carbonato de sodio y carbonato de potasio se trata con ligero exceso de acido clorhídrico diluido, una vez terminada la reacción la disolución resultante se evapora y se lleva a sequedad, esta muestra se pesa y se obtiene 1,091g. calcular la composición de la mezcla original. Na2CO3(s) + 2HCl(ac) 2NaCl(ac) + CO2(g) + H2O(l) 106 g/mol 2 x 58,5 g/mol X a K2 CO3(g) + 2HCl(ac) 2KCl (ac) + CO2(g) + H2O( l ) 138 g/mol 2 x 74,5 g/mol Y b X = Na2CO3 x + y = 1 a + b = 1,091 Y = K2 CO31,103 x + 1,079y = 1,091 a = X x 2 x 58,5 = 1,103 X 106 b = y x 2 x 74,5 = 1,079 Y 138

30. -1,079 X + Y = 1 1,103X + 1,079Y = 1,091 -1,079X - 1,079Y = -1,079 1,103X + 1,079Y = 1,091 0,024X = 0,012 X = 0,012 = 0,5 g Na2CO3 0,024 Y = 1 - 0,5 = 0,5 g K2CO3 %Na2CO3 = 0,5g x 100% = 50% 1 g %K2CO3 = 0,5g x 100% = 50% 1 g

31. FORMULA EMPIRICA Y MOLECULAR La fórmula empírica es la relación mínima de los números enteros de átomos presentes para un compuesto. La fórmula molecular indica el número real de átomos que constituye una molécula del compuesto. Formula Molecular = Fórmula Empírica x n n = P.M. de la fórmula molecular P.M. de la fórmula empírica Para determinar la fórmula empírica se siguen los siguientes pasos: Hacer la sumatoria de los porcentajes de los elementos que debe ser 100%, si la sumatoria no es 100% el resto de porcentaje corresponde al oxígeno. Transformar las cantidades de los porcentajes en gramos. Calcular los números de moles : η = m P.A. Se dividen todos valores de los números de moles por el menor valor. Si lo dividimos no es un número entero, se multiplica por un factor para obtener un número natural.

32. Ejemplo El acetileno (Etino) es un hidrocarburo no saturado, que se obtiene por la reacción del carburo de calcio con agua, y es usado en la soldadura autógena. Si por un análisis cuantitativo se obtiene: 92,25% de carbono y 7,75 % de hidrogeno. Cual es su formula empírica y molecular si el peso molecular calculado por crioscopia es de 26g/mol. C= 92,25% 92,25g. C = 92,25 g. = 7.69 mol. 7.69mol = 1 12,00g/mol H= 7,75% 7,75g. H= 7,75 g. = 7,69 mol 7.69mol = 1 1,008g/mol 100,00 Fórmula EmpíricaFórmula molecular CHC2H2 n = 26 = 2 13

33. Un óxido de nitrogeno tiene 30,43 % de nitrógeno y 69,57% de oxígeno, cual es su fórmula empírica y la fórmula molecular si obtuvo por ebulloscopía un peso de 91,98g/mol. N= 30,43% 30,43g. N = 30,43 g. = 2,17 2,17 = 1 14 g/mol O= 69,57% 69,57g. O = 69,57g. = 4,34 2,17 = 2 100,00 % 16 g/mol Fórmula Empírica Fórmula molecular NO2N2O4 n= 91,98 = 1,999 = 2 46

34. La alicina es el compuesto responsable del olor característico de ajo. Un análisis del compuesto da la siguiente composición porcentual en masa: C: 44,4%; H: 6,22%; S:39,5%; O: 9,87%. Calcule la fórmula empírica, sabiendo que su masa molar es aproximadamente 162g, determina su formula molecular. C: 44,4 % 44,4 g. C = 44,4 g. = 3,7 0,62 = 5,98 = 6 12 g/mol H: 6,29% 6,22g. H = 6,22 g. = 6,22 0,62 = 10 = 10 1g/mol S: 39,5% 39,5 g. S = 39,5 g. = 1,234 0,62 = 1,99 = 2 32 g/mol O: 9,87% 9,87g. O = 44,4 g. = 0,62 0,62 = 1 = 1 16g/mol Fórmula Empírica Fórmula molecular C6H10S2O C6H10S2O n= 162 g/mol = 1 162 g/mol