Guia de estequiometria conceptos basicos

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Esc. 4-018 Manuel Nicolás Savio Asignatura: Química II

Profesora: María Cecilia Cogo

Alumno:

Fecha:

Curso: 4to 1ra

Nota:

TEMA: ESTEQUIOMETRÍA- CONCEPTOS BÁSICOS Contenidos a trabajar: mol, masa molar, masa molecular, N° de Avogadro Presentación ¡Hola! Bienvenido una vez más al espacio de química, en esta oportunidad te traigo un material teóricopractico para retomar algunos conceptos que seguramente ya has visto el año pasado. La idea de retomar estos contenidos surge de la necesidad de que los comprendas bien, ya que de eso depende que puedas entender el nuevo contenido que voy a presentarte en las próximas clases. Recuerda que no estás solo en este camino y que estoy para ayudarte y guiarte en este hermoso proceso de aprender, no te olvides de anotar tus dudas y de consultarlas. ¿Empezamos? ¡Vamos!

Nota: Luego del desarrollo de cada uno de los conceptos, tendrás un ejemplo y un pequeño ejercicio para practicar y de este modo verificar que comprendiste el concepto. ¡Te animo a que intentes resolverlos solo! Desarrollo 1) Masa atómica Se define como la uma (unidad de masa atómica) como un doceavo de la masa de un átomo de carbono 12 (12C), por lo que un átomo de carbono tiene una masa de exactamente 12 uma. La masa atómica se usa para convertir una cantidad conocida de átomos a su masa en uma, o bien para saber el número de átomos en una masa específica de un elemento.

Ejercitación: Calcula la masa atómica de 10 átomos de azufre Solución: La tabla periódica nos dice que 1 átomo de S tiene una masa atómica de 32,07 uma, por lo tanto:

10 átomos de S x

32,07 uma

=

320,7 uma

1 átomo de S

Conocida la fórmula de un compuesto es posible establecer la masa molecular sumando las masas atómicas de cada uno de los elementos que integran la fórmula.

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Curso: 4to 1ra

Nota:

Ejercitación: Calcula la masa molecular del ácido sulfúrico, cuya fórmula es H2SO4. Solución: En la fórmula de este compuesto hay cuatro átomos de oxígeno, uno de azufre y dos de hidrógeno, por lo tanto, se calcula la masa total de cada elemento presente y se suman. H

2 átomos x 1,01 uma = 2,02 uma

S

1 átomo x 32,07 uma = 32,07 uma O

4 átomos x 16,00 uma = 64,00 uma Total = 98,09 uma

Desafío: a) Halla la masa atómica de los siguientes elementos: Cu, Ni, H, S y Na

b) Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos:

i) BeCl2

ii) Al2(SO4)3

iii) C3H8O

2) El mol Cuando vas a comprar huevos, lo haces por docena y sabes que te darán doce. En una oficina el papel que se usa se compra por resmas y sabes que cada resma contiene 500 hojas. En química, las partículas como átomos, 23 moléculas e iones se cuentan por mol. El mol se define como la cantidad de sustancia que contiene 6,022.10 partículas. Este número tan grande se llama número de Avogadro, en honor a un físico italiano. Un mol de un elemento siempre tiene un número de Avogadro de átomos, un mol de un compuesto contiene un número de Avogadro de moléculas o de unidades fórmula. 3) Masa molar Para cualquier elemento, la masa molar es la cantidad en gramos igual a la masa atómica de dicho elemento. Por ejemplo, si necesitamos 1 mol de átomos de C, primero encontramos la masa atómica del C en la tabla periódica, que es 12,01, entonces para obtener 1 mol de átomos de C debemos pesar 12,01 g. Por lo expuesto vemos que la masa molar de un elemento es numéricamente igual a la masa atómica pero expresada en gramos y la podemos obtener de la tabla periódica. Es decir, por ejemplo:  

Un átomo de oro tiene una masa de 197 uma, un mol de oro pesa 197g Una molécula de agua tiene una masa de 18,0 uma, un mol de agua pesa 18,0 g

Es muy importante tener en claro este concepto para no cometer errores en los ejercicios.

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Nota:

Para determinar la masa molar de un compuesto, se multiplica la masa molar de cada elemento por su subíndice en la fórmula y se suman los resultados.

Ejercitación: Calcula la masa molar del SO3 Solución: La masa molar del SO3 se obtiene de sumar la masa molar de 1 mol de átomos de azufre y la masa molar de 3 moles de átomos de oxígeno.

1 mol de átomos de S = 32,07 g

3 moles de átomos de O x

16,00 g de O

=

48,00 g de C

1 mol de átomos de O

Ejercitación: Considera un anillo de plata que pesa 8 gramos. Calcula cuántos átomos y cuántos moles de átomos existen en esta cantidad. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de plata? Solución: En primer lugar debemos averiguar la masa atómica de la plata. Buscamos en la Tabla Periódica, la plata (Ag) es el elemento 47 y su masa atómica es 107,87, por lo tanto 1 mol de átomos de Ag = 107,87 g Ag 8 g Ag x 1 mol de átomos de Ag 107,87 g Ag

=

0,074 moles de átomos de Ag

0,074 moles de átomos de Ag x 6,022.1023 átomos de Ag 1 mol de átomos de Ag

=

4,456.1022 átomos de Ag

A través de este ejemplo se observa que incluso una muestra relativamente pequeña de materia contiene un número enorme de átomos. Para calcular la masa en gramos de un solo átomo de plata hacemos: 107,87 g de Ag x 1 mol de átomos de Ag = 1,79.10-22 g de Ag / átomo de Ag 1 mol de átomos de Ag 6,022.1023 átomos de Ag Es decir, 1 átomo de Ag pesa 0,000000000000000000000179 g de Ag Como ya lo habíamos comentado, la masa de un átomo es muy pequeña

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Nota:

Los subíndices en una fórmula química son útiles cuando necesitamos determinar la cantidad de alguno de los elementos.

Ejercitación: Sabiendo que la fórmula molecular de la aspirina es: C9H8O4, calcula cuántos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de compuesto. Solución: De acuerdo a la fórmula molecular de la aspirina, C9H8O4, podemos deducir que en un mol de moléculas de aspirina hay: 9 moles de átomos de C, 8 moles de átomos de H y 4 moles de átomos de O.

Por lo tanto:

1 mol de aspirina

Desafío: Se sabe que 3,01x1023 átomos de sodio pesan 11,5 g. Calcula: a) la masa de 1 mol de átomos de sodio. b) la masa atómica del sodio c) la masa en gramos de un átomo de sodio

Respuesta: a) 23 g, b) 23 uma, c) 3,82 x 10-23 g 4) Volumen y moles Cuando inflas un globo, su volumen aumenta porque agregas más moléculas de aire. Cuando una pelota de básquet tiene un orificio y parte del aire se escapa, su volumen disminuye. En 1811, Avogadro estableció que el volumen de un gas se relaciona directamente con el número de moles de ese gas cuando no cambian ni la temperatura (T) ni la presión (P), es decir, a T y P constantes, si el número de moles aumenta, aumenta el volumen. Se determinó que a 1 atm de presión y 273 ºK (0 ºC) de temperatura (Condiciones Normales de Presión y Temperatura, CNTP), 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 L.

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Nota:

Este valor se conoce como volumen molar de un gas. Cuadro comparativo de la masa molar, el volumen molar en CNPT y el número de moléculas presentes en un mol de los gases Helio (He), Nitrógeno (N2) y Metano (CH4)

Gas

Masa molar del gas

4,00g

28,0g

16,0g

Volumen molar del gas en CNPT

22,4 L

22,4 L

22,4L

6,02 x 1023

6,02 x 1023

6,02 x 1023

Número de moléculas en un mol del gas

Ejercitación: Una muestra de KClO3 (s), dio al descomponerse 637 cm de gas O2 medidos a 0 C y 1 atm. ¿Cuál será la masa original del KClO3 y la masa de KCl producida? 3

KClO3 (s)  KCl (s) + 3/2 O2 (g)

La reacción es:

Solución: Se pueden establecer las siguientes relaciones:

1 mol de O2 (CNPT) = 22,4 L 1 mol KClO3 = 122,5 g KClO3 1 mol KCl = 74,55 g KCl 3

1 L = 1000 cm

1 mol KClO3 (S) reacciona con 1 mol KCl (S) para dar 3/2 moles de O 2 (g)

Por lo tanto: 1L 3

637 cm x

1 mol de O2 x

3

cm

1 mol KClO3 x

22,4 L

= 0,0189 moles KClO3 1000 3/2 moles de O2

122,5 g KClO3 1 mol KCl 74,55 g KCl 0,0189 moles KClO3 x ----------------x -------------------------------------------- = 1,41 g KCl 1 mol KClO3

1 mol KCl

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Nota:

5) Densidad ¿Qué pesa más 1 litro de aire o de agua? En las mismas condiciones, es lógico pensar que el agua pesará más. Esto es debido a que en ese litro hay más masa de agua que de aire. Si lo analizas, en tu vida diaria puedes comprobar como ciertos objetos que ocupan el mismo volumen tiene más o menos masa. Esto es debido a que todas las sustancias están compuestas de átomos, cada uno de los cuales tiene su propia masa y se encuentran separados cierta distancia. Cuanto mayor sea la masa de esos átomos y menor la separación entre ellos, la sustancia tendrá más masa en un menor volumen. Esta propiedad es lo que se denomina densidad. En nuestro caso, el aire es menos denso que el agua, o lo que es lo mismo el agua es más densa que el aire, porque el agua tiene más masa que el aire en el mismo volumen. Para que te hagas una idea, el agua tiene una 3 3 densidad aproximada de 1000 kg/m y el aire de 1.28 kg/m . La densidad de una sustancia es una propiedad característica de estas que determina la cantidad de masa que posee por unidad de volumen y se expresa de la siguiente forma: Densidad=

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏

La densidad es una propiedad que puede utilizarse para distinguir una sustancia determinada. La unidad en la que se expresa difiere para sólidos, líquidos o gases 3

Solidos: g/cm Líquidos: g/ml Gases: g/l Ejemplo

Calcular la masa de 6,96 cm³ de cromato de amónio , si la densidad es de 1,84 g/cm³ Veamos

Desarrollo Datos: V = 6,96 cm³ δ = 1,84 g/cm³ Fórmulas: δ = m/V Solución Despejamos la masa de la fórmula de densidad: m = δ·V Reemplazamos por los valores y resolvemos: m = (1,84 g/cm³)·6,96 cm³ Resultado: m = 12,8064 g

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Nota:

Bien, hemos llegado al final de este primer repaso, espero hayas podido recordar conceptos y comprenderlos también. Por último, quiero invitarte a que veas el siguiente video Video: https://www.youtube.com/watch?v=QDTn__99GpI como complemento de la explicación de esta guía y te dejo, además, la ejercitación correspondiente, la cual vamos a ir explicando en clase y resolviendo. No dudes en consultar si se te presentan dudas o ejercicios que no puedas resolver. Hasta nuestro próximo encuentro. Saludos. Profe Cecilia

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Nota:

Trabajo práctico Tema: Conceptos básicos de estequiometria 1) Define los siguientes conceptos: mol, masa atómica, masa molar y masa molecular 2) Marca con una cruz la opción correcta a. El número de Avogadro es: 32 ▪ 7,80 x 10 32 ▪ 6,022 x 10 23 ▪ 4,022 x 10 23 ▪ 6,022 x 10 b. La densidad, es una propiedad que se relaciona con: ▪ Peso y gravedad de una sustancia ▪ Masa y distancia de un atomo ▪ Volumen y masa de una sustancia ▪ Peso y volumen de una molécula c. ¿Cuál de las siguientes expresiones corresponden a las unidades de la densidad? ▪ m/s 3 ▪ g/cm 2 ▪ kgm/s 3 ▪ m d. Un mol de cualquier gas en CNTP( condiciones normales de presión y temperatura) equivale a: ▪ 22,4 l 3 ▪ 32,6 m ▪ 22,4 g ▪ Ninguna es correcta e. Las condiciones normales de presión y temperatura son: ▪ 3 atm y 30°C respectivamente ▪ 0 atm y 25°C respectivamente ▪ 1 atm y 25 °C ▪ 1 atm y 15°C f. La sigla UMA significa: ▪ Unidad de medida argentina ▪ Unidad molar americana ▪ Unidad de molécula atómica ▪ Unidad de masa atómica 3) Expresa en cada una de las siguientes ecuaciones, la cantidad de sustancia, de cada reactivo y producto en moles, gramos y litros. No olvides revisar si la ecuación está correctamente balanceada, en caso de no estarlo, balancéala. a) Ca(CO3)(S) CaO(S) + CO2(g) b) CH4 (g) + O2( g) CO2 ( g)+ H2O (l) c) Fe (OH)3(s) + H2SO4(l) Fe (SO4)3 (s) + H2O(l) d) H2 (g) + O2(g) H2O (l) 4) A partir del punto anterior calcula según corresponda: a. Volumen de dióxido de carbono liberado, si reaccionan 3 moles de carbonato de calcio en CNTP b. Moles de agua producidos si reaccionan 22,4 L de oxigeno gaseoso c. Gramos necesarios de hidróxido férrico para producir 120 g de sulfato férrico d. Moles de moléculas de agua producidos con dos moles de hidrogeno gaseoso 5) Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos a) Bromuro de litio b) Permanganato de sodio c) Ácido fosfórico d) Hidróxido plúmbico e) Trióxido de di aluminio f) Oxido de oro (III)

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Curso: 4to 1ra

Nota:

6) Calcula: a) Cantidad de átomos de oxígeno presentes en 30 g de SO3 b) Volumen de gas presentes en dos moles de nitrógeno gaseoso c) Masa de agua producida si se hacen reaccionar 22,4 litros de oxígeno d) Moles de metano necesarios para obtener el desprendimiento de 3 moles de dióxido de carbono 3 e) Qué masa tiene 12 litros de una sustancia cuya densidad es 15kg/L. Expresa el resultado en g/cm 3 f) Que volumen tendremos de una sustancia cuya densidad es 0.778 g/cm , si se pesaron 24 g de la misma. Expresa el resultado en litros g) Densidad de una sustancia cuya masa es de 0,4 kg y ocupa un volumen de 15 litros. Expresa el 3 resultado en g/cm