Documento 87704

Nombre:
Grupo:
 Grupo 12
Fecha de Entrega:
 12 de diciembre del 2006
A.B.P.:
 Estequiometría
Temas:
 Estequiometría
 Matemática.
1. Peso Atómico: se le llama al peso del átomo, tomando como unidad
la duodécima parte del peso del átomo de Carbono.
Ejemplos:
Peso atómico
Magnesio 
Hierro

Plata

24g
56g
108g
2. Peso molecular: Es la suma de los pesos atómicos de los átomos que
forman la molécula de la sustancia.
Ejemplo:
H2SO4
H = 2 (1)
S= 1 (32)
O= 4(16)
2(1) + 1 (32) + 4 (16)  89
3. Molécula Gramo: Es el número de moléculas contenidas en la
molécula gramo. En otras palabras es el peso molecular de una
sustancia expresado en gramos.
Ejemplo:
Fr (OH)2 = 257 uma  257g
H2O = 18 uma  18g
4. Numero de Avogadro: es el número de moléculas en condiciones
normales de temperatura y presión, que es igual a:
6.02 x 10 23 moléculas/átomos.

¿Cuántas moléculas hay en 10g de agua?
1 mol. de H2O
18g
10g

6.02 x 10
X


X = 10g x 6.02 x 10
18g
X = 60.2 x 10
18
Rpta.: X = 3.34… x 10
23
23
23
23
moléculas
moléculas
moléculas
5. Peso equivalente:
En un elemento
Es el que resulta de dividir el peso atómico entre la valencia.
P-eq =
Peso at.
Valencia
En hidróxidos
Es el que resulta de dividir el peso molecular entre el subíndice del OH.
P-eq = Peso molecular
Subíndice OH
En ácidos
Es el que resulta de dividir el peso molecular del ácido entre el número de
hidrógeno que pierde.
P-eq = Peso molecular
Nº de H
En sales
Es el que resulta de dividir el peso molecular de la sal entre el número de
átomos del anión.
P-eq = Peso molecular
Nº de átomos del
anión
Ejemplo:

Calcular a cuántos gramos equivale un mol de NaCl
Na = 23 g
Cl = 35.45 g

¿Cuál es el peso equivalente del sulfato de sodio?
P-eq del Na2SO4 = 142
2
P-eq del Na2SO4 = 71
6. Equivalente gramo: Es el peso equivalente expresado en gramos.
Ejemplo:
H2SO4  P-eq del H2SO4 = 49  49g
7. Leyes ponderales: Son las que tratan de las cantidades de las
sustancias que intervienen en las reacciones.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER
La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de
la reacción
Es la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de
las masas de los productos de la reacción.
Por ejemplo:
CaO + H2O  C
a  (OH)2
(Ca = 40 + O = 16) + (H = 2 · 1 + O = 16)  (Ca = 40 + 2 (O = 16 + H = 1))
(56) + (2 + 16)  (40 + 2(17)
56 + 18  40 + 34
74  74
LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES
Esta ley fue enunciada por el químico francés Joseph Proust en 1789. En
1808, tras ocho años de las investigaciones, j.l. Proust llego a la solución de
que para formar un establecido compuesto, dos o más elementos químicos se
unen y siempre en la misma proporción ponderal.
Por ejemplo:

¿Qué cantidades de Cloro existen en 200 gramos de cualquier
muestra de cloruro de sodio?
Teniendo en cuenta los pesos atómicos anotados para el cloro y el Sodio, el
peso molecular del cloruro de sodio será:
35 · 437 + 22.991 =58.448
Es decir:
En 58 · 448 grs. De NaCL hay 35 · 457 grs. De cloro.
LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
Esta ley fue enunciada por John Dalton en 1803 y sostiene que cuando dos
elementos forman varios compuestos, el peso de uno de ellos permanece
constante y el peso del otro varía en razón sencilla. También concluyo que:
los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro
guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de
números enteros sencillos.
Ejemplo:

La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con
distintas cantidades de Oxígeno.
Por ejemplo:
C + O2 --> CO2
12 g. de C + 32 g. de O2 --> 44 g. CO2
C + ½ O --> CO
12 g. de C + 16 g. de O2 --> 28 g. CO2
LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS
Los pesos de dos elementos que reaccionan con un mismo peso de un
tercero, son los mismos con que reaccionan entre sí.
Ejemplo:
En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos
elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:
N2 + 3 H2  2 NH3
H 2 + ½ O 2  H 2O
1 g. H2  4.66 g. N2
1 g. H2 8 g. O2
Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con
las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para
formar el monóxido de nitrógeno:
N2 + O2  2 NO
28 g. N2  32 g. O2
Notación Científica
En la matemática, los números 10, 100, 1000; etc. Juegan un papel muy
importante en la notación decimal, y se llaman potencias de 10. Un modo
conveniente de indicar las potencias de 10 es mediante el uso de
expresiones como estas:
10  10
1
10
10
10
2
3
4
 100
 1000
 10 000
Para poder definir y profundizar más aun esta parte de la matemática, es
necesario que examines los ejemplos que te propongo a continuación:
Exprese en Notación Científica:
1. 155 000 000 Km. = 155 x 106 Km.
2. 0, 023654 ml.= 2,3654 x 102 ml.
3. 700 000 = 7 x 105
4. 521 000 000 000 000 000 = 521 x 1015
5. 32 654, 47 = 3,265447 x 10-3