13 Estequiometría

x
. m
o m
Estequiometría
e.c
u t
Autor: Maestro en Ciencias
.g
Bioquímicas Genaro Matus Ortega
w
w
w
Autor: Maestro en Ciencias Bioquímicas Genaro Matus Ortega
genaromatus@excite.com, genaro_matus@hotmail.com

Las soluciones
x
PURAS
- ELEMENTO

- COMPUESTO
m
Conjunto de átomos del mismo tipo (mismos p y e).

.
Conjunto de átomos de 2 o más elementos con un arreglo
molecular fijo.

o m Porcentuales

.c
(p/p,p/v, v/v)

SUSTANCIAS - SOLUCIONES VERDADERAS Molares

(Materia)
HOMOGÉNEAS
t e Valoradas [Concentración] (mol/litro)

Normales

MEZCLAS
g u - COLOIDES
(equivalente/litro)

Osmolares

.
- SUSPENSIONES (osmol/litro)

- BIFÁSICAS

w HETEROGÉNEAS
- TRIFÁSICAS, ETC

w
w No saturadas
(solvente disuelve soluto)
Empíricas

Saturadas
(no disuelve más soluto)
Sobresaturadas
(precipita soluto)

x
Estequiometria:
. m
stoicheion (elemento)
+
metron (medida)
o m
e.c
u t
Ejercicios de unidades físicas porcentuales

.g
w
% w ¿?
=
w

Ejercicios
x
• Prepare 150 mL de una solución de HNaCO3 0.4 %.
. m
•

o m
Prepare 300 mL de una solución p/v de glucosa al 0.5 %

.c
• Prepare 30 mL de una solución v/v de gliceraldehído 1.5% a partir de una solución
madre al 30 %.

•
t e
¿Qué cantidad de una solución de dextrosa al 15 % contiene 165 gramos del
azúcar?

g u
•
.
¿Cuántos mililitros de una solución de carbonato de sodio Na2CO3 al 0.1 %
contienen 2.5 gramos del compuesto?

• w
Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos:

w
a) KI b) BaSO4 c)Na2O d) Ca(NO3)2 *4H2O e) Fe3O2 * 5 H2O

w

Ejercicios (segunda modalidad)
x
•
. m
Se utiliza para preparar soluciones de menor concentración (soluciones diluidas) a
partir de otras de mayor concentración (soluciones concentradas); esto se logra
por la sola adición de solvente.

o m
.c
• El fundamento del método consiste en que la cantidad de soluto no se altera por
el hecho de agregar solvente.
Solución 0.1 L 0.1 L
t e 0.1 L 0.1 L

u
10 gramos/L

.g
w 1 g/L 0.1 g/L 0.01 g/L 0.001
g/L

w
1 litro de
volumen
total w 1 litro de
volumen
total
1 litro de
volumen
total
1 litro de
volumen
total
1 litro de
volumen
total

La fórmula a tener en mente es:
x
C1 V1 = C2 V2 . m
ó
o m
• Que se lee:
e.c
Ci Vi = Cf Vf

u t
“…el producto de la concentración inicial (C1) de un soluto contenido en un volumen
inicial (V1) de solvente es igual al producto de la concentración final del soluto (C2)

g
por el volumen de solvente final (V2)…”

.
w
• ¡Que es una representación matemática de la Ley de
w
conservación de la materia!
w

UNIDADES DE MEDIDA ELEMENTALES
x
Magnitud Nombre
. mSímbolo

Longitud

o mmetro m

.c
Masa kilogramo kg

Tiempo
t e segundo s

g u
.
Intensidad de corriente eléctrica ampere A

Temperatura termodinámica kelvin K

Cantidad de sustancia
w mol mol

Intensidad luminosa
w candela cd

w

x
Múltiplos y submúltiplos decimales

Factor Prefijo Símbolo Factor
. m
Prefijo Símbolo
1024
1021
yotta
zeta
Y
Z
10-1
10-2
o m
deci
centi
d
c
1018 exa E

e.c
10-3 mili m
1015
1012
peta
tera
P
T
u t 10-6
10-9
micro
nano
μ
n
109
106
giga
mega
G
M .g 10-12
10-15
pico
femto
p
f
103 kilo w k 10-18 atto a
102 hecto
w h 10-21 zepto z
101
w
deca da 10-24 yocto y

Unidades de concentración química
x
. m
o m
e.c
u t
.g
w ¿Qué mejor que un six pack?

w
R = UN OCHO PACK

w

El concepto de Mol
x
•
. m
En 1811 Amadeo Avogadro (1776-1856) propuso que: “en iguales condiciones de presión,
temperatura, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas”.

•

o m
Esta Hipótesis se conoce como la Ley de Avogadro- Ampere (pues también Andre Marie Ampere
(1775-1836) llegó a la misma conclusión de forma independiente en la misma época).

• Se llamó “mol” o número de Avogadro a:

e.c
t
• El número de moléculas que hay en 22.4 litros de gas mantenidos a CTPN (273° K y 760 mm de Hg).

• Este número es 6.02 X 10 23.

g u
•

.
El número de átomos que hay en 12 gramos de Carbono con peso atómico (A) igual a 12.

w
• La expresión en gramos del Peso Atómico molécula.

w
w
El mol es el six-pack de los químicos
six-

Ejercicios
x
Calcule el peso molecular y el número de moles que hay en una muestra cuya

m
•
masa es de 5 x102 gramos de:
a) BaCO3 b) CdBr2 c) CuCl2 * 2 H2O d) H4P2O6. e) C6H12O6

•
o m
¿Cuántas moles de NaCl hay 190 gramos del compuesto con un 93 % de pureza?

•
a) AgNO3 b) Ca CO3
e.c
¿Cuál es la fracción molar de cada elemento en los siguientes compuestos?
c) ICH3 d) CH3NO3 e) LiNaFrSbO4
Convierta a mol:

u
a) 15 gramos de anhidrido hipoteluroso
t
b) 0.023 gramos de óxido de Zinc
.g
c) 8.9 x 10-5 gramos de hidróxido de magnesio

w
d) 30 gramos de sulfito de estroncio

w
e) 27 gramos de fosfito de aluminio III

w

El concepto de átomo-gramo
x
• “la masa o peso atómico expresada
en gramos de un mol de átomos, . m
esto es, un átomo gramo es la masa
o peso atómico expresado en gramos
que contiene exactamente 6.02 X 10
o m
.c
23 átomos de dicho elemento”.

• La molécula gramo es:
t e
u
“la masa o peso molecular expresado
g
en gramos de una mol del
compuesto”.
.
w
w
w

Integración de conceptos
x
. m
¿Por qué el Peso Molecular expresado en Gramos corresponde numéricamente con la

m
cantidad de una Mol?
R = Por que es la cantidad de masa que contiene 6.02 X 10 23 moléculas de la sustancia, elemento o
compuesto dado. Veamos esto con un ejemplo:

o
.c
El Peso Molecular del Agua H2O es 18, por tanto una Mol de agua correspondería a 18 gramos del
compuesto. Si recordamos que un átomo de Hidrógeno (de peso atómico igual a 1) medido en Unidades de

e
Masa Atómica (uma) equivale a 1.66 x10 –24 g, entonces haciendo una regla de tres, el peso atómico

u t
molecular de 18 del agua correspondería a 2.988 x 10 –23 umas.
De esta forma, si multiplicamos el peso en gramos (umas) obtenido por una sola molécula de agua por el
número de 6.02 x10 23 moléculas que conforman teóricamente un mol de agua tendremos:

.g
2.988 x 10 –23 umas (g) X 6.02 X 10 23moléculas de agua = 17.98 gramos de agua.
Que es un número bastante cercano al peso molecular del agua expresado en gramos.

w
Así pues, este mismo desarrollo puede hacerse para cualquier molécula y demostrarse siempre que el peso

w
molecular expresado en gramos corresponde numéricamente con el valor de un mol de la sustancia.

w

Unidades Químicas
x
a) Concentración Molar
. m
de solución.
o m
• La Molaridad (M) es el número de moles de soluto contenidos en un litro

.c
M = número de moles de soluto/ litro de solución

b) Concentración Molal
t e
• La molalidad de una solución representa el número de moles de soluto
u
por kilogramo de disolvente (m = mol /Kg).

g
.
– La molalidad (m) no puede calcularse a partir de la concentración molar (M) a
menos que se conozca la densidad de la solución.
c) La Normalidad
w
N = número de equivalentes gramo / litro de solución

Formulas:
w N = n’M
OJO:
ó N = M / n’
Que se leen:

w Normalidad = # equivalentes * x Molaridad ó 1N = 1 Molar/ # equivalentes

Ejercicios
x
•
. m
Encuentre el número de moles de sulfato de fierro II presentes en una muestra de 5 mL de
una solución 0.1 M.
•

o m
Prepare las siguientes soluciones: a) 50 mL de hidróxido de potasio 0.2 N
b) 250 mL de ácido nítrico 0.11 N c) 5.1 L de cloruro de amonio 0.5 m
•
siguiente:

e.c
Un paquete de sales de rehidratación oral (ORS) proporcionado a un hospital contiene lo

-
-
-
Glucosa: 20 gramos
Cloruro de sodio: 3.5 gramos
Bicarbonato de sodio: 2.5 gramos
u t
- Cloruro de potasio: 1.5 gramos

.g
Para efectos analíticos un médico requiere conocer la concentración de cada componente

w
para hacer su dosificación. Las instrucciones del paquete dicen “disolver el contenido en
suficiente agua para preparar 1 litro de solución”.
•
w
¿Cuál es la concentración % y M de cada componente?
¿Cuál es la molaridad total de la solución?

w
•
• ¿Cuál es la fracción molar de cada componente?

Ejercicios
x
• ¿Cuántas moles de soluto hay en?
. m
a) 2.66 L de una solución 0.02 M
o m
b) 25 mL de una solución 0.0987 M

e.c
c) 0.125 mL de una solución 2.6 mM

u t
.g
d) 75.35 dL de una solución 3.8 mM de NaCl

w
e) 14 gramos de hidróxido áurico II disueltos en 29.3 mL de agua

w
f) 1.023 x 10-12 Kg de fosfato de calcio disuelto en 32 mL de agua

w

La osmolaridad
x
• La Osmolaridad representa el número de osmolitos (partículas en
. m
Matemáticamente se define como:
o m
las que se disocia un compuesto en solución) por litro de solución.

.c
Osm = número de Osmoles / litro de solución

e
t
Fórmulas: Osm = M/ n* o Osm = n*M
Donde n* = número de partículas disociadas a partir de un mol

u
.g
i = S [osmolitos derivados] + [osmolito original]no ionizado

w Ejemplo:
•
w
Encontrar la Osmolaridad o grado de ionización (i) de una disolución 1M de NaCl
en donde el 90 % del reactivo está disociado y un 10% esta en forma de pares
iónicos.
w

La osmolaridad
x
• i = [Na+] + [Cl-] + [NaCl]no ionizado = 0.9 + 0.9 + 0.1 = 1.9
. m
•
o m
El valor de i es de 1.9. Note que el valor de i se acerca a 2 para las disoluciones de
NaCl según se va diluyendo, por lo que se puede aproximar que en soluciones
diluidas:

e.c
Osm = n*M

u
ó
t Osm = M / n*

•
compuesto.
.g
En donde n* representa el número de partículas en las que puede disociarse el

w
Se considera que el valor de i para un soluto no ionizable es siempre de 1.0.

w
•
w
Hacer ejercicios de M, N y Osm con: KI, Fr2Te, Mn(OH)2, H3PO4.

Ejercicios
x
• Encuentre la molaridad, normalidad y osmolaridad de:
. m
a) 500 mL de una solución 55% p/v de NaCl.

o m
.c
b) 25 moles de dextrosa disueltos en 970 gramos de agua.

e
c) 23 mL de una solución con 40 gramos de sulfuro de potasio.

t
u
d) 76.5 x 10-3 ml de una solución 40 % de carbonato de bario.

g
.
e) 19.71 mL de sulfato de amonio 0.8 %

w
w
f) 19.8 gramos de hidróxido de manganeso disueltos en 520 mL de agua.

w

La clave está en…
x
. m
• Hacer ejercicios, ejercicios, más ejercicios y,
m se
por supuesto: un poco de análisis para
o
solucionan utilizando los
c
rescatar que todos los problemas
.conceptos centrales.
t e
g u
.
¡Ánimo!
w
w
w

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