Prof: Ing.Baldassari Ricardo
F.R.L.P.
QUÍMICA GENERAL
ING. CIVIL-ELÉCTRICA
1
ESTEQUIOMETRIA-CONCEPTOS GENERALES-EJEMPLOS PRACTICOS
Los problemas de la química se estudian en el capítulo de la química denominado
ESTEQUIOMETRIA, término que deriva del griego y que significa “stoicheion” (constituyente
general) y metrein (medir).
La estequiometria estudia las relaciones matemáticas entre pesos y volúmenes de las
sustancias que reaccionan y los productos de la reacción teniendo en cuenta los valores
cuantitativos expresados por sus fórmulas, sus ecuaciones químicas y las leyes fundamentales
de la química.
La estequiometria fue fundada y así denominada, por J.B.Richter (1762-1802), químico alemán
que en 1792 estableció el concepto de equivalente químico y la ley de los pesos equivalentes,
considerada como una de las leyes de la química fundamentales. Una teoría análoga fue
propuesta por el químico alemán C.F.Wenzel.
Para resolver los problemas de la química es necesario tener con0cimiento de un conjunto de
conceptos fundamentales, que utilizados en forma correcta permitirán desarrollar problemas
relacionados con cualquier fenómeno químico.
El conjunto de conocimientos fundamentales comprende:
1. Leyes fundamentales de la química.
2. Peso atómico: Peso atómico Relativo y Absoluto
3. Unidad de masa Atómica (uma)
4. Peso molecular.
5. Mol
6. Numero de Avogadro
7. Volumen molar.
8. Equivalente químico. (Peso Equivalente)
9. Unidades, sus transformaciones.
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Aplicarermos los siguientes parámetros:
Átomo-Átomo gramo-uma- Patmrelativo- patmabsoluto-PM-mol-
-Número de Avogadro, volumen molar. Los cuales se recuerdan de la siguiente manera:
*Átomo gramo (atm-g): Es el peso expresado en gramos de un átomo de cualquier elemento
químico.
Ejemplo: 1 atm-g de K, es igual a 39 gramos de K.
*UMA: Unidad de masa atómica. Una uma será igual a 1,66 x 10
-24
gramos.
Ejemplo: Se tomó a la uma, al realizar el cálculo del peso atómico absoluto del Hidrogeno, se
tiene.
6,023X 10
23
átomos de H 1 g de H
1 átomo de H x=1,66 x 10
-24
gramos de H
*peso atómico relativo (patm rel): Como los átomos son partículas muy pequeñas, para los
pesos de cada átomo de la tabla periódica se tomó un promedio de cada uno de ellos en
relación al átomo de carbono 12, por ello los pesos de la tabla periódica son pesos atómicos
relativos.
*Peso atómico absoluto: Es el peso verdadero, se calcula por el número de Avogadro.
*Peso molecular (PM): Se calcula como la suma de los pesos atómicos de cada elemento que
constituye la sustancia, respetando el número de átomos de cada elemento.
Ejemplo:
PM (H
2
SO
4
) (ácido sulfúrico) = (ptm H) x 2 + patm S + (patm O) =2 g + 32g + 64g=98 gramos
*MOL: En forma práctica digamos que es el peso expresado en gramos de una sustancia,
simple o compuesta, como en el H
2
SO
4
. Por lo tanto, el peso molecular del ácido sulfúrico
tendrá la siguiente unidad:
PM (H
2
SO
4
) = 98 g/ mol. Que conceptualmente esto nos representa que por cada mol de
ácido sulfúrico tendremos 98 g de ácido. O cada 98 g tendremos 1 mol de ácido sulfúrico.
*Número de Avogadro: Definido para 1 mol de sustancia simple o compuesta, su valor es:
6,023 x 10
23
particulas
.
Como se vio en otros apuntes, si se trata de sustancias simples será:
6,023 x10
23
átomos y si son sustancias compuestas, serán moléculas
*Volumen Molar:(V
M
): En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) (a
1atm de presión y 0°c), toda mol de gas ocupa un volumen de 22,4litros
Ejemplo: Si se tiene 1 mol de Nitrógeno (N
2
), y además tenemos CNPT, se dice
entonces que ocupara un volumen de 22,4litros.
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Otra manera de interpretar lo que es el mol:
Sabemos que 1 docena, por ejemplo de huevos, son 12 y que 1 docena de libros, son
12.En el caso de tener más docenas de cualquier cosa que se nos ocurra, se
multiplicara por el número de veces que se tenga y ya estaría la cantidad de tal o cual
cosa.
Por lo tanto 1 mol, no son 12 unidades de algo, sino es igual a 6,023 x10
23
. Asi
podemos decir:
1 molde libras, por ejemplo seran 6,023 x10
23
libras o 1 mol de átomos sean 6,023 x
10
23
átomos, o 1 mol de moléculas de H
2
O seran 6,023 x10
23
moléculas de H
2
O
Por lo tanto, se lo conoce tambien al mol, diciendo la definición asi:
“Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (iones, átomos,
moléculas) como átomos hay en 12gramos del isotopo de carbono 12(C
12
)”
Esquemáticamente podemos expresar, las siguientes relaciones entre ciertos
parámetros estequiometricos
6,023x10
23
átomos (simples)
1Mol de sustancia simple o comp. ↔ 6, 023 x 10
23
partícula
6,023 x 10
23
moléculas (comp)
EJERCITACION:
1) Calcular la masa expresada en gramos, contenida en:
a) 1,2 moles de ácido sulfúrico
b) 2,13 litros de nitrógeno en CNPT
c) 1,3 átomos-gramos de sodio
d) 2,6 x 10
23
moléculas de cloruro de bario
e) 2,3 x 10
24
uma de óxido cúprico
f) 1,3x 10
23
átomos de calcio
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4
a) PM (H
2
SO
4
) = 98 g/ mol
1mol H
2
SO
4
98 g de H
2
SO
4
1,2 moles “ x= 117,6 g de H
2
SO
4
b) 22,4 litros de N
2
1mol de N
2
2,13 litros de N
2
X= 0,095 moles de N
2
1 mol de N
2
28 g de N
2
0,095 moles de N
2
X =2,66 g de N
2
C) 1atm-g de Na 23 g de Na
1,3 atm-g de Na x = 29 g de Na
d) 6, 023 x 10
23
moléculas de BaCl
2
208 g de BaCl
2
2,5 x10
23
moléculas de BaCl
2
x = 86,34 g de BaCl
2
e) 1 uma de CuO- 1,66 X 10-24 g de CuO
2,34 x 10
24
uma x = 3,818 g de CuO
f) 6, 02 3 x 10
23
átomos de Ca 40 g de Ca
1,3 x 10
23
átomos de Ca x = 8,63 g de Ca
2) Determinar el número de moles presentes en:
a) 12,7 gramos de calcio
b) 2,6x10
25
átomos de sodio
c) 7,4 x 10
2 6
uma de ácido sulfúrico
d) 27,3 litros de nitrógeno en CNPT
e) 5,6x1024
moléculas de ácido sulfúrico
f) 5,3 átomos –gramos de potasio
a) 40 g de C a 1 mol de Ca
12,7 g Ca x = 0,317 moles de Ca
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5
b) 6, 023 x 10
23
átomos de Na 1 mol de Na
2,6 x 10
23
átomos de Na x = 0,431 moles de Na
c) 1 uma de H
2
SO
4 -
1,66 x 10-24 g de H
2
SO
4
7,4 x 10
26
uma de H
2
SO
4
x = 12,284 g de H
2
SO
4
98 g de H
2
SO
4 -
1mol de
H
2
SO
4
12,284 g de H
2
SO
4
x = 12.53 moles de H
2
SO
4
d) 22,4 litros de N
2
1 mol de N
2
27,3 litros de N
2
x = 1,218 moles de N
2
e) 6, 023 x 10
23
moléculas de H
2
SO
4
1 mol de H
2
SO
4
5,6 x 10
24
moléculas de H
2
SO
4
x = 9,29 moles de H
2
SO
4
f) 1 atm-g de K
39 g de K
5,3 atm-g de K X =207,23 g de K
39 g de K- 1 mol de K
207,23 g de K x = 5,3 moles de K
Nota: Por lo tanto, queda demostrado entonces que 1 atm-g = 1 mol (para cualquier
sustancia simple)
3) Calcular el número de moléculas presentes en:
a) 4,6 moles de cloruro de bario
b) 28,9 gramos de ácido sulfúrico
c) 78,3 litros de nitrógeno en CNPT
d) 83,5x10
23
uma de nitrato de sodio
a) 1 mol de Na Cl -6,023 x 10
23
moléculas de NaCl
4,6 moles de Na Cl x = 27,27 x 10
23
moléculas de NaCl
b) 98 g de H
2
SO
4
- 1mol de H
2
SO
4
28,9 g de H
2
SO
4
x= 0,2948 moles de H
2
SO
4
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6
1mol de H
2
SO
4
6,023 x 10
23
moléculas de H
2
SO
4
0,2948 moles de H
2
SO
4
x = 1,776 x 10
23
moléculas de H
2
SO
4
c) 22,4 litros de N
2
O
3
6,023 x 23 moléculas de N
2
O
3
78,3 litros de N
2
O
3
x = 21,05 x 10
23
moléculas de N
2
O
3
d) 1uma de NaNO
3
1,66 X 10
-24
g de NaNO
3
83,5 uma de NaNO
3
x = 1,157 g de NaNO
3
85 g de NaNO
3
6,023 x 23 moléculas de NaNO
3
1,157 g de NaNO
3 -
x = 8,15 x 10
22
moléculas
NaNO
3
4) a) cálculo del peso atómico relativo de un elemento cuya composición isotópica es la
siguiente;
Isotopo 35 abundancia relativa de 75,77%
Isotopo 37 abundancia relativa de 24,23%
Se aplica
Peso atm relat = A1. %1 + A2. %2
100
Donde A2 y A2 = Son los números másicos y %1 ; %2. Son las abundancias relativas de
c/u de los isotopos
Patm relt = 35. 75.77 + 37. 24,23 = 26, 5195 + 8,9651 = 35,48
100
Patm relt = 35,48
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c) Calculo del peso atómico absoluto de un elemento químico (peso verdadero)
Ejemplo: calcular el patm abt del sodio (Na).
Sabemos que el Na, en la tabla periódica pesa 23 gramos (o también 23 uma), bueno
conociendo la constante de Avogadro para sustancias simples y compuestas,
relacionadas con 1 mol de cada una de ellas, en este caso tenemos una sustancia
simple como es el Na.
Decimos que en 6,023 x 10
23
átomos de Na (estarán presentes) 23g de Na
en 1 átomo de Na tendremos x=3,82 x10
--23
gramos de Na
O si lo hacemos por el concepto de uma: 1 uma = 1,66 x 10
—24
1uma de Na 1,66 x 10
-24
g
23 uma de Na x= 3,82 x10
--23
gramos de Na
5) Unos elementos consta de dos isotopos cuyos números másicos son: A1 = 40 y A2= 42.
Hallar las abundancias relativas de ambos isotopos, si el peso atómico relativo (Patm relt) es
= 41,32
Se aplica la fórmula del ejercicio anterior, sabiendo que las sumas de abundancias relativas,
obvio es
%1 + %2 = 100
Peso atm relat = A1. %1 + A2 . %2
100
Reemplazando valores y ubicando variables una en función de otras, se tiene:
41,32 = 40 %1 + 42. %2
100
A
1
+ A
2
= 100 %1 = 100 - %2 (X)
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Reemplazando valores, poniendo todo en función de %2 se tiene lo siguiente:
%2 = 66
Luego reemplazando en la expresión (X)
%1 = 100 - %2 = 34
6) Calculo de la composición centesimal de una sustancia. Ejemplo del H
2
SO
4
(ácido
sulfúrico)
Recordemos, que la composición centesimal de una sustancia, es conocer la composición de
c/u de los integrantes de esa sustancia, son composiciones %p/p
Un de las maneras, de calcularla podría ser asi:
PM (H
2
SO
4
) = 98 gramos /mol
H: 98g 2 g de Hidrogeno
100g- X = 2,040 %
S : 98g 32 g de S
100g X= 32,65$%
O
: 98g- 4 (16g de O)
100g X = 65.30%
Realizando la sumatoria de c/u de los % hallados, nos da o nos tendría que dar el 100% de la
sustancia
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∑ H + S + O = 99,99 % (%P/P)
Y así para calcular la composición centesimal de cualquier sustancia
7) Ejercicios con Reactivo limitante, Reactivo en exceso y Rendimiento de la reacción
Dada la siguiente reacción:
3 Zn + 8 HNO
3
2NO + 3 Zn (NO
3
)
2
+ 4 H
2
O
Se hacen reaccionar 1,7atm-gramos de cinc con 98 g ácido nítrico.
a) Reactivo en defecto o limitante(gramos)
b) Masa expresada en uma, del reactivo en exceso que no reacciono.
c) Volumen en CNPT, de monóxido de nitrógeno.
d) Moles de nitrato de cinc obtenidas.
e) Moléculas de agua obtenidas.
f) El % Rendimiento obtenido de proceso, si se obtuvieron 85,8gramos de Zn (NO
3
)
2
a) Rlimt o RL y Rexc
Pat Zn = 65g 1at-g de Zn 65g
1,7at-g de Zn x= 110,5 g
Calculamos ahora, la cantidad de cada reactivo que necesitamos, frente a lo que
disponemos:
Primero hacemos la siguiente conversión de mol a gramos, según la reacción
Zn: HNO
3
3 moles de Zn, serán 3 x 65g= 195 g 8 moles de HNO
3
, seran 8 x63=504g
504 g de H NO
3
195g de Zn 195g de Zn 504g de HNO
3
98 g de H NO
3
x = 37,91g Zn 110,5g de Zn x = 285,6 g de HNO
3
* Se necesitan 37,9g de Zn y disponemos de 110,5g de Zn
* Se necesitan 285,5g de HNO
3
y disponemos de 98g de HNO
3
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10
Por lo tanto, el RL = HNO
3
= 98g
Y el Rexc= Zn = 110,5g
Por lo tanto los 98 g de ácido serán la cantidad de referencia a tomar, para los restantes
cálculos que se pidan (el RL , es el que siempre se toma para todos los cálculos de cada
ítem) (Atención)
b) Observando la reacción, tenemos
PM NO
3
H = 63 g/mol
63g x 8 H NO
3
3 x 65 g de Zn
98g HNO
3
x = 195g x 98 g x = 37,92gramos (Rexc que racionaron
504g o sea de Zn)
Para saber la cantidad que no raciono de Rexc, expresada en UMA, se le resta a la cantidad
preestablecida de Rexc, la cantidad que reacciono, luego pasamos a UMA, recordando qué
valor tiene la UMA= 1,66 x 10 -
24
gramos
110,5g - 37,92g = 72,58g de Rexc que no reaccionaron
1,66 x 10
– 24
g 1UMA
72,58g X= 4,373 x 10
25
UMA
c) El volumen de NO (monóxido de nitrógeno) obtenido, en CNPT, será:
504g de HNO
3
2 x 22, 4 litros de NO
98g de HNO
3
x = 8,711litros de NO
d) Los moles de nitrato de zinc obtenidos, serán:
504 g de H NO
3
3moles Zn (NO
3
)
2
98g de H NO
3
x = 0,58 moles de Zn (NO
3
)
2
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11
e) Las moléculas de agua, obtenidas, serán:
504 g de H NO
3
4 x 6,023 X 10
23
moléculas de H
2
O
98 g de H NO
3
x = 4,68 x10
23
moléculas H
2
O
f) Primero calculamos el Rendimiento Teórico de la reacción;
504 g de H NO
3
567g Zn (NO
3
)
2
98g de H NO
3
x = 110,5g de Zn (NO
3
)
2
RENDIMIENTO DE LA REACCION = %R
% R = R real / R Teórico x 100 = 85.8 g /110,5 g x 100 =
%R = % 77.85
8) Ejercicios con Reactivo limitante, Reactivo en exceso, pureza y Rendimiento de la
reacción
Se tiene la reacción:
H
2
SO
4
+ 2 KOH K
2
SO
4
+ H
2
O
Si reaccionan 15 g del de ácido sulfúrico con una pureza del %90 frente a 0,5 moles de
hidróxido de potasio.
Calcular:
a) Moles de RL Y Rexc
b) Gramos de Rexc, que no reaccionaron
c) Moléculas de los productos de reacción obtenidas
d) Moles de RL que se deben adicionar.
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12
e) % Rendimiento de la reacción si la cantidad de K
2
SO
4
que se obtienen es de 19,50 g
Tenemos 15 g de H
2
SO
4
al % 90:
%100 15g H
2
SO
4
%90 x = 13,5 g H
2
SO
4
Los 13,5 g de ácido reaccionan con 0.5 moles de base. Lo que conviene es unificar unidades:
Una seria pasar todo a mol, o dejar en molo lo que cesta y convertir lo que no está en mol:
13,5 g H
2
SO
4
/ 98g de H
2
SO
4
= 0,137 moles de H
2
SO
4
Que reaccionan con 0,5 moles de KOH
Calculamos ahora, la cantidad de cada reactivo que necesitamos, frente a lo que
disponemos:
H
2
SO
4
: 2moles de KOH 1mol de H
2
SO
4
0,5 moles de KOH X= 0,25 moles de H
2
SO
4
Necesitamos 0,25 moles de ácido sulfúrico, pero DISPONEMOS de 0,137 moles, por lo tanto:
RL=0,137 moles de H
2
SO
4
KOH: 1mol de H
2
SO
4
2 moles de KOH
0,137 moles de H
2
SO
4
x= 0,274 moles de KOH
Necesitamos 0,274 moles de hidróxido de potasio y DISPONEMOS de 0.5 moles. Por lo tanto
Rexc=0,5 moles de KOH
a) Los moles de RL = 0,137 y los moles de Rexc= 0,5
b) Se calculan así: Cantidad de Rexc, que están presentes - la cantidad de Rexc que
reaccionaron, se puede trabajar en mol y después pasarlo o convertirlo a gramos,
como se pide
Se tienen ya los moles del Rexc que reaccionaron, son los 0,274 moles ya calculados en el paso
anterior, por lo tanto:
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13
Rexc, sin reaccionar= 0,5 – 0,274= 0,226 moles de Rexc sin reaccionar
c) 1 moles de H
2
SO
4
-
6,023 x 10
23
moléculas de K
2
SO
4
0,1374moles de
H
2
SO
4
x= 8,275 x 10
22
moléculas de K
2
SO
4
1 moles de H
2
SO
4
6,023 x 10
23
moléculas de H
2
O
0,1374moles de
H
2
SO
4
- x= 8,275 x 10
22
moléculas de H
2
O
d) Para este cálculo nos servirá los moles de reactivo en exceso sin reaccionar:
2 moles de KOH 1 mol de H
2
SO
4
0,226 moles de KOH X= 0,113moles de H
2
SO
4
para adicionar
e) Rendimiento de la reacción= Red real / Rend Teórico x 100
El Rend Teórico será:
1 moles de H
2
SO
4 -
174g de K
2
SO
4
0,1374moles de
H
2
SO
4
x= 23,83 g de K
2
SO
4
Rend reacción = 19,50g / 23,83g x 100 = % 81,82
% Rend reacción = 81.82
ESTEQUIOMETRIA-Conceptos varios(Apunte2022).pdf
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