ESTEQUIOMETRÍA

Química General Ejercicios y conceptos de Estequiometría

Facultad de Química Junio 2002

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QUÍMICA GENERAL

SERIE DE PROBLEMAS

UNIDAD ESTEQUIOMETRÍA

Conceptos Básicos.

El peso molecular (PM) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los

átomos en una molécula de la sustancia y se expresa en unidades de masa atómica. Por

ejemplo, el peso molecular del agua, H2O, es 18.0 uma.

El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos

en una unidad formular del compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el cloruro de sodio,

NaCl, tiene un peso fórmula de 58.44 uma. Este compuesto es iónico, así que estrictamente la

expresión “peso molecular de NaCl” no tiene significado. El peso molecular y el peso fórmula

calculados a partir de la fórmula molecular de una sustancia son idénticos.

Un mol (símbolo mol) se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas

moléculas o unidades formulares como el número de átomos en exactamente 12 g de carbono-

12. El número de átomos en una muestra de 12 g de carbono-12, se llama número de

Avogadro (NA) y tiene un valor de 6.023 ´ 1023. Por lo tanto, un mol de moléculas, de átomos,

etcétera, contiene el número de Avogadro. Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 ´

1023 moléculas de etanol.

La masa molar de una sustancia es la masa de una mol de la sustancia. El carbono-12 tiene,

por definición, una masa molar de exactamente 12 g/mol. Para todas las sustancias, la masa

molar en gramos por mol es numéricamente igual al peso fórmula en unidades de masa

atómica.

La fórmula empírica (o la fórmula más sencilla) para un compuesto es la fórmula de una

sustancia, escrita con los índices con números enteros más pequeños. Para la mayor parte de

las sustancias iónicas, la fórmula empírica es la fórmula del compuesto, pero con frecuencia

éste no es el caso de las sustancias moleculares. Por ejemplo, la fórmula del peróxido de sodio,

un compuesto iónico de Na+ y O2

2-, es Na2O2. Su fórmula empírica es NaO. Por lo tanto, la

fórmula molecular de un compuesto es un múltiplo de su fórmula empírica.

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El reactivo limitante es aquel que se encuentra en una proporción menor a la requerida

estequiométricamente de acuerdo a la reacción balanceada, por lo que es consumido

completamente cuando se efectúa una reacción hasta ser completa. El reactivo que no se

consume completamente se denomina reactivo en exceso. Una vez que uno de los reactivos

se agota, se detiene la reacción, por lo que las moles de producto siempre son determinadas

por las moles presentes del reactivo limitante.

El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad máxima de producto que se puede

obtener por una reacción a partir de cantidades dadas de reactivos y se calcula a partir de la

estequiometría basada en el reactivo limitante. El porcentaje de rendimiento de un producto

es el rendimiento real (determinado experimentalmente) expresado como un porcentaje del

rendimiento teórico calculado.

Formas comunes para expresar la concentración de una disolución:

Molaridad

Molaridad = No. de moles de soluto ___

VOLUMEN de la disolución en litros

= g de soluto _________________

PM de soluto/VOLUMEN de la disolución en litros

Porcentajes

La composición en porciento indica cómo están los porcentajes de la masa de cada elemento

en una cantidad dada de un compuesto.

a) Porcentaje peso/peso (% m/m)

%m/m = masa del componente en la disolución x100

masa total de la disolución

b) Porcentaje volumen/volumen (v/v)

%v/v= Volumen del soluto en la disolución x 100

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Volumen total de la disolución

c) Porcentaje peso/volumen (p/v)

%p/v= masa del soluto en la disolución (g) x 100

Volumen total de la disolución

Molalidad

Molalidad = No. de moles de soluto =__________g del soluto________

MASA del disolvente en Kg (PM soluto x MASA del disolvente (Kg)

Normalidad

Normalidad =_____No. de equivalentes de soluto______

Volumen de la disolución en litros

Para la expresión de la concentración como normalidad se tiene que definir el equivalente de

soluto de acuerdo a la reacción con la cual se trabaje.

Fracción molar

F.M. de x = ________No. de moles del componente “X”________

No. total de mol de los componentes de la disolución

Partes por millón

En el caso de la primera fórmula debemos tener el peso del soluto y de la disolución en las

mismas unidades (Kg)

ppm= ___Peso del soluto___ x 108 ppm = ___mg del soluto___

Peso de la disolución Kg de la disolución

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I. CONCEPTO DE MOL

Problemas resueltos

· El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos huesos de

frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente

venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica promedio?.

0.056 g HCN x

1 mol HCN

6.02 10 moléculas

27 g HCN

1 mol HCN ´ 23

´ = 1.25 x 1021 moléculas de HCN

· ¿Cuántos gramos de metano, CH4 hay en 1.20 x 10-4 moléculas?.

1.20 x 10-4 moléculas CH4 x

4

23

4

1 mol CH

16 g

x

6.02 x 10 moléculas

1mol CH = 3.19 x 10-27 g

· ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na2S corresponden a 2.709 x 1024 moléculas de

sulfuro de sodio y cuántos moles de sodio?.

2.709 x 1024 moléculas Na2S x

6.02 x 10 moléculas Na S

1 mol Na S

2

23

2 = 4.5 mol Na2S

4.5 mol Na2S x

1 mol Na S

2 mol Na

2

= 9 mol Na

· ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 1 g de O2, O3 y de O?.

1 g O2 x

mol O

6.02 10 átomos

1 mol O

2 mol O

x

32 g O

1 mol O 23

2 2

2 ´

´ = 3.76 x 1022 átomos

1 g O3 x

1 mol O

6.02 10 átomos

1 mol O

3 mol O

x

48 g O

1 mol O 23

3 3

3 ´

´ = 3.76 x 1022 átomos

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1 g O x

1 mol O

6.02 10 átomos

1 mol O

1 mol

x

16 gO

1 mol O ´ ´ 23 O

= 3.76 x 1022 átomos

· ¿Cuántos moles de personas hay en el mundo si la población es de diez mil millones?.

10 x 109 personas x

6.02 10 personas

1 mol

´ 23

= 1.66 x 10-14 moles

Problemas a resolver

1. Una muestra de dicromato de amonio, contiene 1.81 x 1024 átomos de hidrógeno ¿cuántos

gramos de nitrógeno hay en ella?.

2. ¿Cuántas moléculas de agua hay en dos mL de una disolución de HCl , cuya densidad y %

en masa son 1.19 g/mL y 37% en masa respectivamente?.

3. Una planta de producción de NaOH, concentra una disolución que contiene 88% en masa

de agua y 12% en masa de NaOH. Si la densidad de esta disolución es de 1.1309 g/mL:

a) ¿Cuántos iones OH- hay por mL de disolución?

b) ¿Cuántos moles de iones sodio hay por mL de disolución?

4. ¿Qué volumen (mL) de una disolución de etanol (C2H6O) que tiene 94% de pureza en masa,

contiene 0.2 moles de etanol? . La densidad de la disolución es 0.807 g/mL.

¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 10 mL de etanol? (considera que es una disolución

acuosa).

5. Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níquel (45.0 %) y manganeso (0.3%)

tiene una densidad de 8.17 gramos sobre cm3:

a) ¿Cuántas moles de hierro hay en un bloque de aleación que mide 10cm x 20cm x

15cm?.

b) ¿Cuántos átomos de manganeso hay en la mitad del bloque que se menciona en el

inciso anterior?.

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6. Una muestra de 50 gramos de calcopirita contiene 28 gramos de CuFeS2. ¿Cuál es el

porcentaje de cobre en la calcopirita?.

II. FÓRMULA MÍNIMA Y MOLECULAR

Problemas resueltos

· El nitrato de amonio, NH4NO3, el cual se prepara a partir de ácido nítrico, se emplea como

fertilizante nitrogenado. Calcula los porcentajes de masa de los elementos en el nitrato de

amonio.

% N = ´

´

80 g

2 14.0 g 100 = 35 %

% H = ´

´

80 g

4 1.01 g 100 = 5%

% O = ´

´

80 g

3 16 g 100 = 60%

· Una muestra de 3.87 mg de ácido ascórbico (vitamina C) por combustión genera 5.80 mg de

CO2 y

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