Curso: Cálculos Básicos en Química

Estequiometría I:
- Relaciones estequiométricas (masa-masa, mol-masa,
mol-volumen y combinadas)
- Reactivo limitante
- Porcentaje de pureza
- Rendimiento porcentual
Gases I:
- Definición gases
- Características de los gases
- Leyes de gases ideales
- Estequiometría de gases

Mg. Joel Claudio Rengifo Maravi

 TIPOS DE REACCIONES
 
A.- POR EL COMPORTAMIENTO DE LOS REACTANTES:
A.1- ADICIÓN. -Dos o más sustancias reaccionan para
formar un producto..
Ejemplo :
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
 
A.2- DESCOMPOSICIÓN.- Un compuesto se descompone
para producir elementos y/o compuestos.
Ejemplo: Δ
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
 
Se adjunta Link para mayor entendimiento:
https://youtu.be/W244hx2W-qs
A.3- DESPLAZAMIENTO.- Es aquella reacción en la cuál
un elemento desplaza a otro elemento en un compuesto.
Ejemplo:
2 KI(ac) + Cl2(g) 2 KCl(ac) + I2(ac)
 

A.4- DOBLE DESPLAZAMIENTO O METÁTESIS.- Dos

reactantes intercambian iones originando dos nuevos
productos: AB + CD AC + BD
 
Ejemplo: NaOH (ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2 O(l)
 
B.- POR EL COMPORTAMIENTO DEL PRODUCTO
 
B.1- Reversible.-Se verifica en ambas direcciones, se
indica mediante flecha doble Ejemplo:
FeCl3(ac) + KSCN (ac) [Fe(SCN)] Cl2(ac) + KCl(ac)
 

B.2- Irreversible.- En una sola dirección

Ejemplo: Δ
2 KClO3(s) 2 KCl(s) + O2(g)
 
C.- POR LA ENERGÍA INVOLUCRADA
 
C.1- Exotérmica.- Hay liberación de energía.
 
Ejemplo : Reacción de Combustión
C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) + Calor
 
C.2- Endotérmica .-Hay absorción de energía.

Ejemplo : 2Mg(s) + O2(g) +Calor 2MgO(s)

 
D.-POR EL CAMBIO EN ÉL NÚMERO DE OXIDACIÓN
 
D.1- Reacción redox.- Hay variación en el numero de
oxidación de reactantes y productos
 Ejemplo: SnCl2(ac) + 2 FeCl3(ac) SnCl4(ac) + 2FeCl2(ac)
 
D.2- No redox.- No hay variación en el número de oxidación
 Ejemplo:
NaCl(ac)+ AgNO3(ac) AgCl(pp) + NaNO3(ac)
 
D.3- Reacción de desproporción.- Es aquella reacción redox
en la que el agente reductor y el agente oxidante son la
misma especie.
Ejemplo:
H2O(l) + 3 NO2(g) NO(g) + 2 HNO3(ac)
 
Ejercicios
 
1.-Clasifique cada una de las reacciones :
 
a.-2KBr (ac) + Cl2(ac) 2 KCl + Br2(ac)
 
b.-NaF(ac) + AgNO3(ac) AgF (ac) + NaNO3(ac)
 
c.-BaCl2(ac) + HSSO4(ac) BaSO4(pp) + 2 HCl(ac)
 
d.- 2 NaHCO3(s) Δ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
 
e. - AgF(ac) + 2 NH3(ac) Ag(NH3)2F(ac)
 
f.- HNO3(ac) + H2S(ac) 2 NO(g) + 3 S (s) + 4 H2O(l)
 
Relaciones de masas en las reacciones
químicas
Micro-mundo Macro-mundo
Átomos y moléculas gramos
La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de
masa atómica (uma)

Por definición:
1 átomo 12C “pesa” 12 uma

En esta escala:
1
H = 1.008 uma
16
O = 16.00 uma
 Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantos
átomos como hay en exactamente 12.00 gramos de 12C.

1 mol = NA = 6.0221367 x 1023 El número de Avogadro (NA)

1 uma = 1.66 x 10-24 g o 1 g = 6.022 x 1023 uma

La masa molar es la masa atómica o molecular

expresada en gramos

1 mol de átomos 12C = 12.00 g 12C

1 mol de átomos de litio = 6.941 g de Li

Para cualquier elemento

masa atómica (uma) = masa molar (gramos)
 Concepto de masa atómica

Para asignar las masas

El número de Avogadro atómicas se define la uma que
es la doceava parte del peso
tiene un valor de del 12C.
1uma = 1,6605x10-24g
6,022x1023 1g = 6,022x1023 uma

EN GRAMOS MOLES EN GRAMOS

MASA ATÓMICA 1uma = 1,6605x10-24g/at NA = 6,022x1023 at/mol

Hidrógeno 1,0079 uma 1,6736 x10-24 g/at 1,0078 g/mol

Helio 4,0026 uma 6,6463 x10-24 g/at 4,0024 g/mol

18,9984 uma 31,632 x10-24 g/at 19,048 g/mol

Flúor

Sodio 22,9898 uma 38,1746 x10-24 g/at 22,9887g/mol

 Masa Atómica Promedio

La masa atómica promedio es el promedio ponderado de los pesos atómicos de los

isotopos de los elementos químicos respecto al porcentaje de abundancia de los
isotopos.
 Masa Atómica Promedio

Con los datos que se muestran en la siguiente tabla, escribe las fórmulas necesarias
para calcular la masa atómica promedio del hierro:
Masa molecular (o peso molecular) es la suma de masas
atómicas (en uma) de los elementos de una molécula.

1S 32.07 uma
2O + 2 x 16.00 uma
SO2 SO2 64.07 uma

Para cualquier molécula

masa molecular (uma) = masa molar (gramos)

1 molécula SO2 = 64.07 uma

1 mol SO2 = 64.07 g SO2
 Ejemplo:
El cobre, un metal conocido desde épocas
remotas, se utiliza en cables eléctricos y en
monedas, entre otras cosas. Las masas atómicas
de sus dos isotopos estables, (69.09%) y (30.91%)
son 62.93 uma y 64.9278 uma, respectivamente.
Calcule la masa atomica promedio del cobre. Los
porcentajes entre paréntesis indican sus
abundancias relativas.

Solución:
(0.6909)(62.93 uma) + (0.3091)(64.9278 uma) =
63.55 um
Ejemplo:

El azufre (S) es un elemento no

metálico que esta presente en el
carbón. Cuando el carbón se quema,
el azufre se convierte en dióxido de
azufre y finalmente en acido
sulfúrico que da origen al fenómeno
de la lluvia acida. ¿Cuantos átomos
hay en 16.3 g de S?
Solución:
1 mol de S = 32.07 g de S
1 mol = 6.022 × 1023 particulas (atomos)

gramos de S → moles de S → numero de atomos de S

Por tanto, hay 3.06 × 1023 átomos de S en 16.3 g de S.

 Ejemplo:

¿Cuántos átomos de H hay en 72.5 g of C3H8O ?

Solución
1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O

1 mol C3H8O moléculas = 8 mol átomos de H

1 mol H = 6.022 x 1023 átomos H

1 mol C3H8O 8 mol átomos 6.022 x 1023 átomos H

72.5 g C3H8O x xH x =
60 g C3H8O 1 mol C3H8O 1 mol átomos
H
= 5.82 x 1024 átomos de H
La masa formular es la suma de las masas atómicas (en
uma) en una fórmula unitaria de un compuesto iónico.

1Na 22.99 uma

NaCl 1Cl + 35.45
NaCl uma
58.44 uma

Para cualquier compuesto iónico

masa de la fórmula (uma) = masa molar (gramos)

1 fórmula unitaria NaCl = 58.44 uma

1 mol NaCl = 58.44 g NaCl
 Fórmula empírica y molecular

• La fórmula empírica de un
compuesto indica la proporción
más sencilla entre el número de
átomos de los distintos elementos
que lo forman.
• La fórmula molecular expresa el
número de átomos de cada
elemento que forman una
molécula. La formula molecular de
una sustancia pura puede coincidir
con su fórmula empírica o ser un
Wikimedia. Por Kropsoq. Licencia Creative Commons.
múltiplo de ella.
 Composición porcentual y fórmulas empíricas
Determine la fórmula de un compuesto que tiene la siguiente
composición porcentual en peso: 24.75 % K, 34.77 % Mn,
40.51 % O
Solución
1 mol K
nK = 24.75 g K x = 0.6330 mol
39.10 g K
K
1 mol
nMn = 34.77 g Mn x = 0.6329 mol
Mn g
54.94 Mn
Mn
1 mol
nO = 40.51 g O x = 2.532 mol
O g
16.00 O
O
0.6330 0.6329 2.532
K: ~ 1.0 Mn : = 1.0 O: ~ 4.0
~
~
0.6329 0.6329 0.6329

KMnO4
Composición porcentual de un elemento en un compuesto =

n x masa molar del elemento

x
masa molar del compuesto 100%

n es el número de moles del elemento en 1 mol del

compuesto

2 x (12.01
%C = x 100% = 52.14%
g) 46.07 g
6 x (1.008
%H = x 100% = 13.13%
g) 46.07 g
1 x (16.00
%O x 100% = 34.73%
g) 46.07 g
=
C2H6O 52.14% + 13.13% + 34.73% =
100.0%
Ejemplo:
La calcopirita (CuFeS2) es un mineral importante de
cobre. Calcule el numero de kilogramos de Cu en 3.71 ×
103 kg de calcopirita.
Solución:
Las masas molares de Cu y CuFeS2 son 63.55 g y 183.5 g,
respectivamente. La composicion porcentual en masa
del Cu es:
Elementos que existen como gases a 250C y 1 atmosfera

23
 Caracteristicas Fisicas de Gases
• Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los
contiene.
• Se consideran los mas compresibles de los estados de la
materia.
• Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente
se mezclan en forma completa y uniforme.
• Tienen densidades mucho menores que los solidos y
liquidos.

24
Gas NO2
 Fuerza
Presion = Area

(fuerza = masa x aceleracion)

Unidades de Presion

1 pascal (Pa) = 1 N/m2

1 atm = 760 mmHg = 760 torr
1 atm = 101,325 Pa

26
10 miles 0.2 atm

4 miles 0.5 atm

Sea level 1 atm

27
 Manometros usados para medir la presion del Gas

tubo cerrado Tubo abierto

a) La presión del gas es menor que la presión b) La presión del gas es mayor que la presión
atmosférica. atmosférica.
28
 Aparatos para estudiar la relation entre la
Presión y el Volumen de un Gas
a) Los niveles del
c) Al triplicar la
mercurio son iguales
b) Al duplicar la presión presión, el volumen
y la presión del gas es
mediante la adición de del gas disminuye a
igual a la presión
más mercurio, el un tercio del valor
atmosférica (760
volumen del gas se original.
mmHg). El volumen
reduce a 50 mL.
del gas es de 100 mL.

29
Cuando P (h) aumenta V disminuye
 Ley de Boyle

P a 1/V
P x V = constante Temperatura constante
P1 x V1 = P2 x V2 Cantidad Constante de gas
30
Una muestra de cloro gaseoso ocupa un volumen de 946 mL a
una presion de 726 mmHg. Calcule la presion del gas (en
mmHg) si el volumen se reduce a temperatura constante a 154
mL.?

P x V = constante
P1 x V1 = P2 x V2
P1 = 726 mmHg P2 = ?
V1 = 946 mL V2 = 154 mL

P1 x V1 726 mmHg x 946 mL

P2 = = = 4460 mmHg
V2 154 mL
31
Variacion en Volume de Gas con Temperatura a Presión
constante

32
Cuando T aumentaV aumenta
Variacion del Volumen del Gas con la Temperatura a
Presión Constante

Ley de Charles
y Gay-Lussac

VaT Temperatura debe estar

V = constante x T en Kelvin
33
V1/T1 = V2 /T2 T (K) = t (0C) + 273.15
Una muestra de gas de monoxido de carbono ocupa 3.20 L a
125 0C. ¿A que temperatura el gas ocupará un volume de
1.54 L si la presion se mantiene constante?

V1 /T1 = V2 /T2

V1 = 3.20 L V2 = 1.54 L
T1 = 398.15 K T2 = ?
T1 = 125 (0C) + 273.15 (K) = 398.15 K

V2 x T1 1.54 L x 398.15 K
T2 = = = 192 K
V1 3.20 L
34
 Ley de Avogadro
V a numero de moles (n) Temperatura constante
V = constante x n Presión constante

V1 / n1 = V2 / n2

35
Se quema Amoniaco en oxigeno para formar oxido nitrico (NO)
y vapor de agua. Cuantos volumenes de NO se obtienen de un
volume de amoniaco a igual temperatura y presion?

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O

1 mol NH3 1 mol NO

A T y P constante

1 volumen NH3 1 volumen NO

36
 Resumen de leyes de Gases

Ley de Boyle

37
Ley de Charles

38
Ley de Avogadro

39
 Ecuación de gases Ideales
Ley de Boyle: P a1 (a n y T constante)
V
Ley de Charles: V a T (a n y P constante)
Ley de Avogadro: V a n (a P y T constante)

nT
Va
P
nT nT
V = constante x =R R es la constante de
P P gases
PV = nRT
40
Las condiciones 0 0C y atm son llamados standard
temperatura and presion (STP).

Experimentos muestran que a STP, 1 mol de un

gas ideal ocupa 22.414 L.

PV = nRT
PV (1 atm)(22.414L)
R= =
nT (1 mol)(273.15 K)

R = 0.082057 L • atm / (mol • K)

41
Cual es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de HCl a
STP?
T = 0 0C = 273.15 K

P = 1 atm
PV = nRT 1 mol HCl
nRT n = 49.8 g x = 1.37 mol
V= 36.45 g HCl
P
L•atm
1.37 mol x 0.0821 mol•K
x 273.15 K
V=
1 atm

V = 30.7 L
42
El argon es un gas inerte que se emplea en los focos para
retrasar la vaporizacion del filamento del tungsteno. Cierto foco
que contiene argon a 1.20 atm y 18 oC se calienta a 85 oC
a volumen constante. Calcule su presion final (en atm).

PV = nRT n, V y R son constantes

nR
= P = constante P1 = 1.20 atm P2 = ?
V T
T1 = 291 K T2 = 358 K
P1 P2
=
T1 T2
T2
P2 = P1 x = 1.20 atm x 358 K = 1.48 atm
T1 291 K
43
Cálculo de Densidad (d)

m PM m es la masa del gas en g

d= =
V RT M es la masa molar del gas

Masa Molar (M ) de una sustancia gaseosa

dRT
M= d es la densidad del gas en g/L
P

44
Un recipiente de 2.10 L contiene 4.65 g de un gas a 1.00
atm y 27.0 oC. a) Cual es la masa molar del gas?

dRT m 4.65 g g
M= d= = = 2.21
P V 2.10 L L

g L•atm
2.21 L x 0.0821 mol•K
x 300.15 K
M=
1 atm

M = 54.5 g/mol

45
 Estequiometría de los gases

Cual es el volume de CO2 producido a 37 0C y 1.00 atm cuando

5.60 g de glucose son usados en la reacción:
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l)

g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2

1 mol C6H12O6 6 mol CO2

5.60 g C6H12O6 x x = 0.187 mol CO2
180 g C6H12O6 1 mol C6H12O6

L•atm
0.187 mol x 0.0821 x 310.15 K
nRT mol•K
V= = 46 = 4.76 L
P 1.00 atm