compendio_Catedra1_qui-123

Pontificia Universidad Católica de Valparaíso
Prof. ADRIANA TORO R.
Química General 1º Sem. 2011
QUI – 123
1
Pontificia Universidad Católica de Valparaíso
Instituto de Química
Compendio 1º Prueba de Cátedra
Química General QUI 123
PROF. ADRIANA TORO R.
1º SEM. 2011
Pontificia Universidad Católica de Valparaíso
Prof. ADRIANA TORO R.
Química General 1º Sem. 2011
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TEMARIO:
1. Materia clasificación . Propiedades , cambio físico y químico.
2. Partículas fundamentales del átomo. p+, nº y e- . Número atómico (Z) , número másico (A);
átomos, moléculas e iones, Isótopos.
3. Orbitales Atómicos Config. Electrónica. Hasta (Z = 36)
4. Tabla y Propiedades Periódicas
5. Tipos de Enlaces: Iónico y covalente.
6. Diagrama de Lewis, Carga formal. Excepciones regla octeto.
7. Geometría de las moléculas (Téo. Repulsión).
8. Polaridad del enlace y de la molécula.
9. Tabla y Propiedades Periódicas
10. Concepto de Mol, MM.
11. Composición %
12. Ecuación química
a) Balance de reacciones : balance de materia
b) Tipos de reacciones
c) Tipos de ecuaciones
13. Cálculo estequiométrico
a) Reactivo limitante
b) % de rendimiento
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COMPENDIO 1º PRUEBA DE CATEDRA
CLASIFICACION DE LA MATERIA
1. Se tiene una mezcla de 25 g de azufre, 15 g de cloruro de sodio (una sal soluble en agua), 50 g de
limaduras de hierro (metal atraído fácilmente por un imán) y 50 mL de agua en un recipiente.
Indicar:
a) De los componentes del sistema, ¿cuáles son sustancias simples y cuáles sustancias compuestas?
b) ¿La mezcla es homogénea o heterogénea?
c) ¿Cómo podrían separarse las limaduras de hierro del resto de la mezcla? ¿En qué se basa la
separación?
d) )Al separar el hierro . ¿La mezcla es homogénea o heterogénea?
e) Si en el sistema hubiera 100 g de limaduras de hierro, ¿se podría haber utilizado el mismo
procedimiento? ¿Por qué?
f) Ahora ¿Cómo podría separarse el azufre?
g) Al separar el azufre . ¿La mezcla es homogénea o heterogénea?
h) diseñe una metodología experimental para demostrar que al separar el azufre tiene una mezcla entre
NaCl y agua.
i) Exprese la composición del sistema original en %.
Rta:
a) Sustancias simples: azufre e hierro. Sustancias compuestas: cloruro de sodio y agua.
b) La mezcla es heterogénea ya que presenta más de una fase.
c) El hierro puede separarse con un imán debido a la propiedad física de ser atraído por un campo
magnético (magnetismo).
d) es heterogénea
e) Sí, porque la capacidad del hierro de ser atraído por un imán es una propiedad intensiva,
independiente de la masa de hierro.
f) por filtración
g) homogénea
h) evaporando el agua el residuo debe ser el cloruro de sodio.
i) Considerando la densidad del agua: 1 g/mL, la masa del agua es 50 g.
La masa total es: 25 g + 50 g + 15 g + 50 g = 140 g
Los porcentajes se calculan de la siguiente forma:
140 g -------- 100 %
25 g -------- (100 x 25)/ 140 = 17,9 % de azufre
De la misma manera se obtiene: 35,7 % de hierro, 10,7 % de cloruro de sodio y 35,7 % de agua.
EJERCICIOS CON RESPUESTA
1.- Diga si a continuación se describen cambios físicos o químicos:
a) Una cucharada de sal de mesa se disuelve en un plato de sopa.
b) El crecimiento de las plantas depende de la energía solar en un proceso llamado fotosíntesis.
c) El hierro tiende a oxidarse.
d) Los granos de café se muelen para obtener un polvo fino.
2.- Identificar sustancias puras y mezclas:
a) tinta
b) diamante (C)
c) agua potable
d) yodo (I2 (s))
e) cianuro de potasio (KCN)
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f) vino
g) mercurio (Hg)
h) alcohol (etanol, CH3CH2OH)
3.- Las siguientes propiedades fueron determinadas para un trozo de Fe. Indicar cuáles son intensivas y
cuáles son extensivas:
masa: 40 g, = 7,8 g/cm3, color: grisáceo, punto de fusión: 1535 C, volumen: 5,13 cm3, se oxida en
presencia de aire húmedo, es insoluble en agua.
4.- Cuáles afirmaciones son correctas? Justificar.
a) Un sistema con un sólo componente debe ser homogéneo.
b) Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo.
c) Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo.
d) Un sistema con varios componentes diferentes debe ser heterogéneo
e) El agua está formada por la sustancia oxígeno y la sustancia hidrógeno.
f) El óxido de sodio (Na2O) está formado por el elemento sodio y el elemento oxígeno.
g) Si se calienta una determinada cantidad de líquido su volumen aumenta y en consecuencia su masa.
5.-Dado el sistema: agua-aceite-cuarzo:
a) ¿Es un sistema homogéneo o heterogéneo?
b) ¿Cuáles son sus componentes?
6.- Se tiene azúcar y sal disueltos en agua, qué afirmaciones son correctas? Justifique.
a) La densidad de la solución es igual en todas las porciones del sistema.
b) El sistema está constituido por más de una sustancia.
c) El sistema tiene una sola fase a cualquier temperatura.
7 .- Señale, entre las propiedades que se enumeran, cuáles son extensivas y cuáles intensivas:
a) densidad
b) sabor
c) calor de vaporización
d) punto de ebullición
e) dureza
8.- Indicar cuáles de las sustancias que se mencionan son un elemento, una mezcla o una sustancia
pura compuesta:
a) agua salada
b) bronce
c) oxígeno
d) aire
e) humo
f) nitrógeno
g) dióxido de carbono
h) óxido de mercurio
Respuestas:
1. a) y d): cambios físicos.
2. c) y f): mezclas.
3. Masa y volumen: extensivas.
4. c), e) y f): verdadero.
5. a) heterogéneo; b) aceite, agua y cuarzo; c) tres.
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6. a y b ) verdadero
7. intensivas : densidad , sabor , punto de ebullición, dureza
8. Mezcla: a), b), d) y e). Elemento: c) y f). Sustancia pura compuesta: g) y h).
PARTICULAS SUBATOMICAS, CONFIGURACIÓN ELECTRONICA, GEOMETRIA Y POLARIDAD.
1.- Qué información le proporcionan los siguientes símbolos:
a)
12
6C
b)
40
20 Ca
c)
40
2
20 Ca
d)
14
6C
e)
35

17 Cl
2.- Indique cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas: "de un átomo neutro que contiene 17
protones se puede asegurar que":
a) contiene 17 neutrones
b) contiene 17 electrones
c) Z = 17
d) A = 34
3.- Representar mediante símbolos los siguientes átomos e iones e indicar a qué período y grupo
pertenecen los átomos neutros:
A
B
C
D
E
F
10 p
15 p
9p
12 p
21 p
56 p
10 n
15 n
9n
12 n
24 n
81 n
10 e-
15 e-
9 e-
10 e-
18 e-
56 e-
4.- Dados los siguientes Z indicar:
a) cuál es el elemento
b) el gas noble más cercano en la tabla periódica
a) número de electrones que tiende a ganar o perder, escriba la fórmula del ion e indique si se trata de
un anión o catión
i.- Z = 3 ; ii.- Z = 12 ; iii.- Z = 9 ; iv.- Z = 17
5.- Indicar el número de protones y de electrones presentes en cada uno de los siguientes iones:
a) Na+ b) Fe+3
c) N-3
6.- Un isótopo de un elemento metálico tiene número de masa de 65 y 35 neutrones en el núcleo. El
catión derivado del isótopo tiene 28 electrones. Escriba el símbolo del catión.
7.- Qué tipo de enlace se forma entre:
a) elementos de los grupos I y VII. ¿Por qué?
b) átomos iguales
Citar ejemplos.
8.- Indicar cuál es la fórmula del compuesto iónico que se forma entre el oxígeno y cada uno de los
siguientes metales:
a) calcio
b) potasio
c) aluminio
9.- Dibujar las estructuras de Lewis e indica la geometría y polaridad de los siguientes compuestos:
a) CCl4 b) CO2 c) H2Se
d) amoniaco (NH3)
10.- Indicar cuáles de las siguientes moléculas no satisfacen la regla del octeto:
a) SnBr4
b) H2SO4
c) SnCl2
d) PF3
e) PF5
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11.- Sin consultar valores numéricos de electronegatividad, ordenar los siguientes enlaces en orden
creciente de carácter iónico:
datos : Be ( G II , 2º P) , O ( G VI , 2º P) , Mg ( G II , 3º P) , Ca ( G II , 4º P) , Al ( G IlI , 3º P)
Cl ( G VII , 3º P) , Si ( G IV , 3º P) , P ( G V , 3º P) , Na ( G I , 3º P) , Br ( G VII , 4º P)
a) Be-O, Mg-O, Ca-O
b) Al-Cl, Si -Cl, P-Cl
c) Na-F, Na-Cl, Na-Br
RESPUESTAS
1.6e20e18e6e18e-
a)
6p
b)
20p
c)
20p
d)
6p
e)
17p
2.- a) F, b) V, c) V, d) F
3.- A)
20
10 Ne
B)
30
15 P
C)
18
9F
D)
6n
20n
20n
8n
18n
24
2
12 Mg
E)
45
3
21Sc
F)
Elem. neutro
Elem. neutro
Catión +2
Isótopo de a) neutro
Anión -1
137
56 Ba
4.- i.- Li , He, pierde 1e-, catión Li+ ; ii.- Mg, Ne , pierde 2e- , catión Mg 2+ ;
iii.- F, Ne, gana 1e- , anión F - ; iv.- Cl , Ar , gana 1e- , anión Cl 5.- a ) 11p y 10e6.- Zn+2
b) 26p y
23e-
10e-
c) 7p y
7.- a) iónico NaF
b) covalente apolar H2
8.- a) CaO, b) K2O, c) Al2O3
9.- a) AL4 tetraédrica, apolar
d) EAL3 piramidal, polar
Cl
b) AL2 Lineal, apolar
c) E2AL2
C
Cl
angular, polar
S
Cl
O
C
O
N
H
H
H
H
Cl
H
a)
b)
c)
d)
10.- b), c) y e)
OH
Br
Sn
Br
S
Br
Br
O
HO
a)
O
b)
11.- a) Be-O < Mg-O < Ca-O
RELACIONES EN MASA
F
Sn
Cl
P
Cl
c)
b) P-Cl < Si-Cl < Al-Cl
F
F
F
P
F
F
d)
c) Br-Na < Cl-Na < F-Na
F
F
e)
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1. Calcule la masa molecular del ácido fosfórico, cuya fórmula es H3PO4.
Rta: puesto que en la fórmula de este compuesto hay cuatro átomos de oxígeno, uno de fósforo y tres
de hidrógeno, se establece la masa total de cada elemento presente y se suman.
H
S
O
3 átomos x 1,00 g/ mol
1 átomo x 31,00 g/ mol
4 átomos x 16 ,00 g/ mol
Total
= 3,00 g/mol
= 31,00 g/mol
= 64,00 g/mol
= 98,00 g/mol
La Masa Molar es 98 g/mol.
¿A cuánto equivale su masa molecular? Rta: 98 uma.
2. Calcular la composición porcentual en peso del ácido nítrico, HNO3.
Rta : Primero se calcula la masa de un mol del compuesto(Masa Molar):
Datos.
M.M
Nº de átomos
Masa de cada elemento en un mol de compuesto
H
1,0 g/mol
1
1 x 1,0 g/mol
= 1,0 g de H
N
14,0 g/mol
1
1 x 14,0 g/mol = 14,0 g de N
O
16,0 g/mol
3
3 x 16,0 g/mol
= 4,0 g de O
Masa de un mol de HNO3 = 63,0 g/mol de HNO3
Su composición porcentual es:
% H = masa de H . 100 % =
M.M HNO3
1,0 g . 100 % = 1,6 % de H
63,0 g
% N = masa de N . 100 % =
M.M HNO3
14,0 g . 100 % = 22,2 % de N
63,0 g
% O = masa de O . 100 % =
M.M HNO3
48,0 g . 100 % = 76,2 % de O
63,0 g
3.
Considere un anillo de oro que pesa 10 gramos. Calcule cuántos átomos y cuántos moles existen
en esta cantidad. ¿Cuánto pesa un átomo de oro?
Respuesta : el oro (Au) es el elemento 79 y su masa molar es de 197 g/mol
1 mol de átomos de Au ---------------________197 g Au
x
--------------10 g Au
X = 0,0508 moles de Au
1 mol de Au ----------------- 6,023.1023 átomos de Au
0,0508 moles de Au ------------------x
x = 3,06.1022 átomos
Para calcular la masa de un solo átomo de oro :
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6,023.1023 átomos de Au ------------1 átomo de Au
-----------x = 3,27.10-22 g
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197 g de Au
x
4. Basándonos en la definición de uma y en el concepto de número de Avogadro, a cuántos gramos
equivale una uma.
Respuesta: De acuerdo con la definición, un átomo de carbono pesa 12 umas. obtenemos:
6,023.1023 átomos de C -----------12 g de C
1 átomo de C
-----------x
x = 1,99.10-23 g
Es decir, un átomo de carbono pesa 1,99.10-23 g. Según la definición, esta masa debe corresponder a 12
umas, por lo tanto:
1 átomo de C ---
12 uma --------------1uma --------------
1,99.10-23 g C
x
x = 1,658.10-24 g / uma
Es decir, 1 uma equivale a 1,658.10-24 g.
5.
Con respecto al ácido sulfúrico, determine:
a) ¿Cuántos gramos y cuántas moléculas hay en tres moles de sustancia?
b) ¿Cuántos átomos de azufre y de oxígeno hay en esos tres moles?
Rta : dato : la masa molar del ácido sulfúrico es de 98 g/mol.
a) 1 mol de moléculas de H2SO4 ------------3 moles
------------x = 294 g
1 mol de moléculas de H2SO4 ------------3 moles
98 g
x
6,023.1023 moléculas de H2SO4
--------------
x
x = 1,807.1024 moléculas
b) Como en una molécula de ácido sulfúrico hay un átomo de azufre y cuatro de oxígeno, usando el
resultado anterior obtenemos:
1 molécula de H2SO4 ---------------1,807.1024 molec
---------------
1 átomo de S
x
x = 1,807.1024 átomos de azufre
1 molécula de H2SO4 ---------------- 4 átomos de O
1,807.1024 molec
--------------x
x = 7,228.1024 átomos de oxígeno
EJERCICIOS CON RESPUESTAS
1.- ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene el mayor número de átomos?
a) 6,70 g de hierro
b) 0,11 moles de Fe
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C) 7,83.1022 átomos de hierro
2.- Indique si son correctas las siguientes proposiciones. En caso de ser falsas corríjalas
adecuadamente:
a) Un átomo de C tiene una masa de 12 u.m.a.
b) En un mol de oxígeno hay NA átomos de O.
c) La masa atómica relativa del Na es 23, por lo tanto un átomo de Na pesa 23 g.
d) 6,023 x 1023 moléculas de CO tienen una masa de 28 g, esto implica que tiene una masa molecular
relativa de 28.
3.- Para el Na2CO3:
a) ¿Cuál es la masa de un mol de ese compuesto?
b) ¿Cuál es la masa de Na2CO3 que contiene un mol de átomos de Na?
c) ¿Cuál es la masa de una molécula de Na2 CO3?
4.- Se tienen 42 g de AlCl3, calcular:
a) ¿Cuántos moles de compuesto representan?
b) ¿Cuántos átomos de Al y de Cl hay en la muestra?
c) ¿Cuántas moléculas de AlCl3 hay en la muestra?
5.- a) Calcular cuántos átomos de N hay en 29,55 g del compuesto Cu(NO3)2.6H2O (nitrato cúprico
hexahidratado).
b) Calcular el número de moléculas de agua de hidratación que hay en la masa del mismo compuesto.
6.- Las feromonas son un tipo especial de compuestos secretados por las hembras de muchas especies
de insectos con el fin de atraer sexualmente a los machos. Una feromona tiene la fórmula molecular
C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta sustancia secretada por la hembra es más o menos de una
millonésima de millonésima de gramo (10-12 gramos). ¿Cuántas moléculas hay en esta cantidad?
7.- Tenemos una sustancia pura, de la cual 1,8.1018 moléculas pesan 1,11 mg. ¿Cuál es la masa molar
de la sustancia?
8.- El tetraetilplomo, cuya fórmula es Pb(C2H5)4, es un conocido antidetonante para combustibles, el cual
se está dejando de emplear debido a la contaminación ambiental. Calcule:
a) ¿Cuántas moléculas hay en 12,94 g del compuesto?
b) ¿Cuántos moles del compuesto pueden formarse a partir de 1 g de plomo?
c) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2,33 g de compuesto?
9.- Calcular la composición porcentual de los siguientes compuestos:
a) Oxido de calcio (CaO), un componente del cemento.
b) Oxido de aluminio (Al2O3), componente del rubí.
c) Bicarbonato de sodio (NaHCO3), empleado en los antiácidos estomacales.
10.- El acetato de uranilo es un reactivo de laboratorio que se emplea en algunas determinaciones
cualitativas de sodio en agua. Su fórmula es UO2(CH3CO2)2.4H2O. Calcular la composición porcentual del
compuesto.
11.- Un compuesto que se emplea en la manufactura de papel contiene 59,9 % de titanio y 40,1 % de
oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica?
12.- Se determinó que una muestra de 2,317 g de un óxido que se emplea como material magnético en
las cintas de audio y video contiene 1,677 g de Fe y 0,64 g de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del óxido?
Respuestas
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10
1.- c)
2.- a) V, b) F, hay 2 NA , c) F, un átomo de Na pesa (23 / 6,023.1023) gramos, d) V.
3.- 106 uma, a) 106 g, b) 53 g, c) 1,76.10 -22 g.
4.- a) 0,315 moles, b) 5,68.1023 átomos de Cl, c) 1,89.1023 moléculas de AlCl3
5.- a) 1,20.1023 átomos de N, b) 3,61.1023 moléculas de H2O
6.- 2,136.109 moléculas
7.- 371,42 uma
8. a) 2,41.1022 moléculas, b) 0,00483 moles
9.- a) 71,43 % Ca, 28,57 % O, b) 52,94 % Al, 47,06 % O, c) 31,08 % Na, 1,35 % H, 16,22 % C, 51,35 %
O.
10.- 51,74 % U, 34,78 % O, 10,43 % C, 3,05 % H.
11.- TiO2
12.- Fe3O4
El maravilloso mundo del magnesio
El magnesio es un elemento que se encuentra ampliamente distribuido en la superficie terrestre y
en el agua de mar, la cual contiene un 0,13 % de este elemento. Esta última constituye una de sus
principales fuentes de obtención. Si se quisiera extraer magnesio del agua marina, indicar que cantidad
podríamos obtener a partir de una tonelada de agua. El magnesio se presenta en la naturaleza en la
forma de sales y minerales, principalmente dolomita, de los cuales también puede obtenerse el elemento.
El magnesio, que se representa mediante el símbolo ........, tiene un Z= 12 por lo tanto su
configuración
electrónica
Kernell:………………………
extendida
es:…………………………………….
Y
con
, se ubica en la tabla periódica en el ........ período y en el grupo ........ Por
lo tanto, debido a esta ubicación, lo clasificamos como un .................. y como un elemento
........................ Su masa atómica es ........ por lo que un átomo de magnesio pesa ........ uma y un mol de
átomos de magnesio pesan ........ gramos.
El átomo de magnesio posee ........ protones y ........ electrones. El número de electrones de
valencia es ........ Al perder estos electrones, el magnesio adquiere la configuración del gas noble ........ y
se transforma en el ión ........, el cual es un ............
El magnesio reacciona fácilmente con
elementos de los grupos VI y VII para dar compuestos predominantemente ................... Entre ellos son
particularmente importantes el fluoruro (MgF2) , componente principal de los dientes y el
hidróxido(Mg(OH)2 ,leche de magnesia), famoso laxante y purgante. Indicar la masa molar de cada una
de ellas. ¿Cuál de las dos contiene un mayor porcentaje de magnesio? De estos dos compuestos, el
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fluoruro presenta un ............ carácter iónico que el óxido debido a que el oxígeno es ............
electronegativo que el flúor.
El sulfuro de magnesio es un compuesto formado solamente por azufre (G VIA) y magnesio. Se trata de
un sólido blanco, muy soluble en agua. La fórmula más probable para este compuesto es:
i) Mg2S
ii) MgS
iii) MgS2
Además, el magnesio tiene una importante función biológica, ya que forma parte de una de las moléculas
responsables de la vida en este planeta: la clorofila. La molécula de esta sustancia contiene un solo
átomo de magnesio y el análisis indica que en 10 g de clorofila hay 0,352 g de magnesio. ¿Podría
calcular la Masa Molar de la clorofila a partir de esta información?
Balance De reacciones.
1. Ajusta la siguiente reacción química:
C6H12O6 + O2  CO2 + H2O
Aplicaremos el método por simple inspección:
1º. Carbono: multiplicamos por 6 el CO2
2º. Hidrógeno: multiplicamos por 6 el H2O
3º. Oxígeno: a la derecha hay 18 y a la izquierda 8. luego necesitamos 10 más, así multiplicamos el
oxígeno por 6.
C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6 H2O
2. Balancear la siguiente reacción química:
Aplicaremos el método algebraico.
C3H8 + O2  CO2 + H2O
el ajuste de una reacción es una mera consecuencia de la ley de Lavoisier de conservación de la
masa. Además ésta es una etapa previa a la realización de muchos de los problemas de
estequiometría de química básica.
Procedimiento:
1. Se escribe la reacción química en la forma habitual:
Reactivos  Productos
2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación. Si son
iguales para cada uno de los elementos presentes, la ecuación está ajustada.
3. Si no es así, se deberá multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por coeficientes
numéricos tales que produzcan la igualdad numérica deseada. La búsqueda de este conjunto de
coeficientes puede hacerse mediante tanteos. No obstante, este procedimiento de ensayo y error no
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siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro más sistemático, que equivale a plantear un
sistema de ecuaciones con dichos coeficientes como incógnitas.
Tomando como ejemplo de referencia la reacción de combustión del propano:
C3H8 + O2  CO2 + H2O
estos serían los pasos a seguir:
a) Se fijan unos coeficientes representados por letras a, b, c, d:
a C3H8 + b O2  c CO2 + d H2O
b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo cual se iguala, para cada
elemento diferente, el producto de su subíndice por su coeficiente, en ambos miembros de la ecuación
química:
Para el C
3a = c
Para el H
8a = 2d
Para el O
2b = 2c + d
a) Se resuelve el sistema para esto se iguala cualquiera de ellos a uno. Si una vez resuelto el
sistema, los coeficientes resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando
todos ellos por su mínimo común denominador:
Ej.
Si a= 1
entonces de
c=3a =3*1=3
c = 3
Reemplazando en
8a = 2d
d = 8 a / 2 = 8*1 / 2
d= 4
Reemplazando en
2b = 2c + d
b =(2c + d) / 2 = (2*3 + 4) / 2 =(6+4)/ 2 = 10 / 2 = 5
Así finalmente :
a=1
b=5
c=3
d=4
d) Se sustituyen los valores en la ecuación de partida y se comprueba que el ajuste es correcto
mediante el correspondiente recuento de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la
ecuación química:
C3H8 + 5 O2  3CO2 + 4 H2O
3. Escribe todas las posibles ecc. Químicas que representan la siguiente reacción:
Una solución acuosa de cloruro de sodio reacciona con una solución acuosa del nitrato de
plata para dar como productos un sólido poco soluble, el cloruro de plata y nitrato de sodio
acuoso.
Ecc. Total :
NaCl (ac)
+
AgNO3 (ac)

AgCl (s)
+
NaNO3 (ac)
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Ecc. Iónica
NO3 -ac)
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: Na+(ac) + Cl-(ac) + Ag+(ac) + NO3- (ac)  AgCl (s) + Na +(ac) +
Cl-(ac) + Ag+(ac)
Ecc. Iónica neta :

AgCl (s)
4. Escribe todas las posibles ecc. Químicas que representan la siguiente reacción:
Una solución acuosa de ácido clorhídrico reacciona con una solución acuosa dehidróxido de
sodio para dar como productos agua y cloruro de sodio acuoso.
Ecc.Total :
Ecc. Iónica
HCl(ac)
+
NaOH(ac)

H2O (l)
+
NaCl(ac)
: H+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH- (ac)  H2O (l)
+ Na +(ac) + Cl -
ac)
Ecc. Iónica neta :
H+(ac) +
OH- (ac)  H2O (l)
5. El magnesio reacciona con el oxígeno dando óxido de magnesio según:
Mg + O2  MgO
Si partimos de 5,00 g de magnesio ¿Cuál es la masa de óxido de magnesio obtenida?.
Al balancear la ecc.química tenemos :
2 Mg
+
O2
 2 MgO
método del mol:
Según M.M de cada elemento tenemos que : M.M Mg = 24, 0 g/mol
M.M O
= 16, 0 g/mol
Luego
M.M MgO = 40, 0 g/mol
Ahora calculamos los moles del reactivo de acuerdo a la masa entregada de 5,0 g de Mg
Moles = masa
M.M
Moles de Mg = masa de Mg
M.M de Mg
Si según la ecc. :
= 5,00 g
24,0 g/mol
= 0,208 moles de Mg
2 moles de Mg ________ 2 moles de MgO
0,208 moles de Mg ________ X moles de MgO
X = 0,208 moles de Mg x 2 moles de MgO
2 moles de Mg
= 0,208 moles de MgO
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Para saber la masa de MgO usamos nuevamente la definición de mol pero la despejamos de la siguiente
forma:
Moles = masa
luego
masa = moles x M.M
M.M
masa de MgO = Moles de MgO x M.M de MgO = 0,208 moles x 40,0 g/mol = 8,32 g de MgO
6. Se puede obtener manganeso puro haciendo reaccionar aluminio con dióxido de manganeso:
3 MnO2 + 4 Al ==== 3 Mn + 2 Al2O3
Si se usan 500,0 gramos de dióxido de manganeso y 100,0 gramos de aluminio.
a) ¿ cuántos gramos de metal Mn se obtendrán si el rendimiento de la reacción es del 90%
?
b) ¿ cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?
c) Sï se hubiesen obtenido realmente 113,8 g del metal¿Cuál es el % de rendimiento de
esta reacción?
Antes de realizar cualquier cálculo de obtención de producto lo primero es determinar
el
REACTIVO
LIMITANTE:
Para
ver
el
reactivo
limitante
tenemos
dos
opciones:
método del mol :
Datos M.M de MnO2 = 87,0 g/mol
; M.M de Al = 27,0 g/ mol
Moles = masa
M.M
Moles de MnO2 = masa =
M.M
Moles de Al =
M.M Mn = 55,0 g/mol
Ecc. 1
500,0 g MnO2
= 5,75 moles de MnO2
87,0 g/ mol MnO2
100,0 g de Al
27,0 g / mol Al
= 3,70 moles de Al
Para determinar el reactivo Limitante se realiza la siguiente razón :
Razón =
moles de reactivo
Su coeficiente estequiométrico
Ecc.2
Para MnO2 = 5,75 = 1,92
Para Al = 3,70 = 0,925
3
4
El reactivo que presente la menor razón es el REACTIVO LIMITANTE , Es Aluminio
Para
Al
MnO2
0,925 
1,92
en exceso es el MnO2,. FIJATE BIEN SOLO AHORA PUEDES CONTESTAR LAS PREGUNTAS POR
LO TANTO EN TODO PROBLEMA DE ESTEQUIOMETRIA CON REACCIONES DEBES TRABAJAR
EN BASE AL REACTIVO LIMITANTE:
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CÁLCULOS: a)Para determinar la masa del producto formado, se debe utilizar al reactivo limitante,
RECUERDA QUE DEBES USAR SOLO EL REACTIVO LIMITANTE PARA TODOS TUS CALCULOS:
3 MnO2 + 4 Al ==== 3 Mn + 2 Al2O3
Teórico en moles
Moles reales
Sí :
4 mol de Al
3,70 mol
3 moles de Mn
x
4 moles de Al ________ 3 moles de Mn
3,70 moles de Al ________
X moles de Mn
X = 3,70 x 3 / 4 = moles de Mn
Luego en masa
X g de Mn = 3,70 x 3 moles de Mn x 55 g/mol = 152,8 g Mn
4
Si el rendimiento fuese 100% se obtendrían 152,8 g de Mn ( masa teórica) , pero al ser del 90
%,
será
menor:
La masa teórica siempre se obtiene a partir del reactivo limitante ó en algunos casos la
entregan, para calcular a partir de ella y la masa real ó experimental el % de rendimiento de una
reacción.
% rendimiento = masa experimental ó real x 100 Ecc.3
masa teórica
Despejando:
masa experimental ó real =
% rendimiento x masa teórica
100
masa real de metal Mn = 90 x 152,8 g x = 137,5 g Mn
100
Ecc.4
137,5 g ésta es la masa del metal Manganeso al ser la reacción con un 90% de rendimiento.
Ahora tú, determina esta cantidad pero trabajando con el método del mol, debes llegar a la misma masa
teórica y luego aplicas la ecc 4.
b) ¿ cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?
Sí el reactivo que presenta la menor razón es el REACTIVO LIMITANTE y es Aluminio, entonces el
MnO2 es el reactivo en exceso.
método en mol:
3 MnO2 + 4 Al ==== 3 Mn + 2 Al2O3
Teórico en moles
Si se tienen
3 moles de MnO2
X
4 mol de Al
3,70
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Sí :
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3 moles de MnO2 ________ 4 moles de Al
X moles de MnO2 ________ 3,70 moles de Al
X = 3 moles de MnO2 x 3,70 moles de Al = 2,78 moles deMnO2.
4 moles de MnO2
Son los moles de MnO2 que reaccionan con el reactivo limitante pero según los cálculos anteriores los
moles que dispongo de MnO2 son 5,75 moles.
Luego sí: moles totales de MnO2 = moles de MnO2 que reaccionan con el R.L + moles de MnO2 en
exceso
5,75 moles = 2,78 moles + X despejando X
X = 5,75 moles - 2,78 moles = 2,97 moles de MnO2 en exceso ó sin reaccionar.
Entonces de masa = moles x M.M
tenemos :
masa de MnO2 = moles de MnO2 x M.M de MnO2
masa de MnO2 = 2,97 mles x 87,0 g/ mol = 258,4 g de MnO2 en exceso
ESTEQUIOMETRIA
1. De acuerdo a la reacción, FeS(s) + H2SO4  FeSO4 + H2S(g)
Si, se tienen 200,0 g de FeS(s) y 250 g de H2SO4.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Qué masa del reactivo en exceso ha reaccionado?
c) ¿Qué masa del reactivo en exceso no ha reaccionado?
d) ¿Cuántos gramos de sulfuro de hidrógeno se han formado?
e) Sí, el % de rendimiento es del 89 % .¿Qué masa de FeSO4 se ha obtenido realmente?
Datos: MM(g/mol) Fe : 56,0
H : 1,0
Cálculos previos: M.M FeS = 56,0 + 32 = 88,0 g/mol
O : 16,0
S : 32,0
M.M H2SO4 = 2,0 + 32,0 + 64,0 = 98,0 g /mol
M.M FeSO4 = 56,0 + 32,0 + 64,0 = 152,0 g /mol
M.M H2S = 2,0 + 32,0 = 34,0 g /mol
a) n FeS = 200,0 g = 2,27moles
88,0 g/mol
n H2SO4 = 250,0 g
98,0g/mol
= 2,55 moles
razón de moles = moles de cada reactante ,el reactante que presente la menor razón es el limitante
coeficiente Estequiometrico
razón FeS = 2,27 = 2,27
razón H2SO4 = 2,55 = 2,55
1
1
El reactivo que se consume totalmente es el FeS porque se encuentra en menor cantidad
estequiométricamente. Y el H2SO4 es el reactivo en exceso.
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b)
FeS(s)
+
H2SO4

FeSO4
+
H2S(g)
Reactivo limitante
Reactivo en exceso.
la relación es 1 : 1, entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, por lo tanto los moles de H2SO4 que
reaccionan son
1 mol de FeS ________ 1 mol de H2SO4
2,27 moles
________
x
x = 2,27 moles de H2SO4 que reaccionan.
Masa de H2SO4 .
masa (gramos) H2SO4 que reaccionan = moles de H2SO4 x Masa Molar de H2SO4
masa de H2SO4 = 2,27 moles x 98,0 g/mol = 222,5 g. de H2SO4 que reaccionan
c)
los gramos del reactivo en exceso H2SO4, que quedan sin reaccionar se obtienen de la diferencia
entre la masa inicial de H2SO4 y la masa de H2SO4 que ha reaccionado .
masa de H2SO4 que no ha reaccionado = 250,0 g - 222,5 g = 27,5 g de H2SO4 sin reaccionar.
d)
FeS(s)
+ H2SO4

Reativo limitante
FeSO4
+
H2S(g)
¿gramos formados?
la relación es 1 : 1, entre el reactivo limitante y el producto formado el H2S, por lo tanto los moles de H2S
que se forman son:
1 mol de FeS ________ 1 mol de H2S
2,27 moles
________
x
x = 2,27 moles de H2S que se forman.
Masa de H2S .
masa (gramos) H2S que se forma = moles de H2S x Masa Molar de H2S
masa de H2S = 2,27 moles x 34,0 g/mol = 77,18 g. de H2S que se forman.
e)
+
FeS(s)
Reativo limitante
H2SO4

FeSO4
+
H2S(g)
¿gramos formados teóricamente?
la relación es 1 : 1, entre el reactivo limitante y el producto formado el FeSO 4 , por lo tanto los moles de
FeSO4 que se forman teóricamente son:
1 mol de FeS ________ 1 mol de FeSO4
2,27 moles
________
x
x = 2,27 moles de FeSO4 que se forman.
Masa de FeSO4 .
masa (gramos) FeSO4 que se forma = moles de FeSO4 x Masa Molar de FeSO4
Masa de FeSO4 = 2,27 moles x 152,0 g/mol = 345,04 g. de FeSO4 que se forman teóricamente.
Sí,el % de rendimiento es del 89% entonces los gramos de FeSO4 obtenidos experimentalmente son:
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% = masa de producto experimental
masa de producto teórica
18
x 100
la masa de producto teórica se determina a partir del reactivo limitante y corresponde a los 345,04 g.
de FeSO4 , despejando la masa de producto experimental , tenemos
masa de producto experimental = % x masa de producto teórica = 89 x 345,04
100
100
= 307,09 g de FeSO4
Respuestas:
a) ¿Cuál es el reactivo limitante? es el FeS
b) ¿Qué masa del reactivo en exceso ha reaccionado? 222,5 g. de H2SO4 que reaccionan
c) ¿Qué masa del reactivo en exceso no ha reaccionado? 27,5 g de H2SO4 sin reaccionar.
d) ¿Cuántos gramos de sulfuro de hidrógeno se han formado? 77,18 g. de H2S que se forman.
e) Sí, el % de rendimiento es del 89 % .¿Qué masa de FeSO4 se ha obtenido realmente? 307,09 g de
FeSO4
2. Una mezcla de 20,0 g de CS2 y 30,0 g de Cl2 se pasa a través de un tubo de reacción y calentando se
produce la reacción:
3 Cl2 +
CS2

CCl4 + S2Cl2
a. Determina ¿Cuál es el reactivo que no reaccionará completamente.?
b. Determina :La cantidad de este reactivo que no reacciona.
c. La masa de S2Cl2 que se obtendrá. ¿A cuántas moléculas equivalen?¿Cuántos átomos de
S y Cl contienen? ¿Cuántos átomos totales contienen esa masa de S2Cl2 ?
método del mol:
Según M.M de cada elemento tenemos que : M.M C
= 12, 0 g/mol
M.M S
= 32, 0 g/mol
M.M Cl = 35, 5 g/mol
Luego
M.M CS2 = 76,0 g/mol
M.M Cl2 = 71,0 g/mol
M.M CCl4 = 154,0 g/mol
M.M S2Cl2 = 135,0 g/mol
a) Ahora calculamos los moles de los reactivos de acuerdo a la masa entregada de 100 g de CS2 y 200
g de Cl2
Moles = masa
M.M
Moles de CS2 = masa de CS2
M.M de CS2
Moles de Cl2 = masa de Cl2
M.M de Cl2
= 20,0 g
76,0 g/mol
= 30,0 g
71,0 g/mol
= 0,263 moles de CS2
= 0,423 moles de Cl2
Determinación del reactivo Limitante
razón de moles = moles de cada reactante ,el reactante que presente la menor razón es el limitante
coeficiente Estequiometrico
razón CS2 = 0,263 = 0,263
razón Cl2 = 0,423 = 0,141
1
3
El reactivo que se consume totalmente es el Cl2 porque se encuentra en menor cantidad
estequiométricamente. Y el CS2 es el reactivo en exceso.
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b)
3 Cl2
+
CS2

CCl4
+
S2Cl2
Reactivo limitante
Reactivo en exceso.
la relación es 3 : 1, entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, por lo tanto los moles de CS 2 que
reaccionan son
3 mol de Cl2
________ 1 mol de CS2
0,423 moles ________
x
x = 0,141 moles de CS2 que reaccionan.
Para saber la masa de CS2 usamos nuevamente la definición de mol pero la despejamos de la siguiente
forma:
Moles = masa
luego
masa = moles x M.M
M.M
Masa de CS2 .
masa (gramos) CS2 que reaccionan = moles de CS2 x Masa Molar de CS2
masa de CS2 = 0,141 moles x 76,0 g/mol = 10,72 g. de CS2 que reaccionan
los gramos del reactivo en exceso, CS2 que quedan sin reaccionar se obtienen de la diferencia entre la
masa inicial de CS2 y la masa de CS2 que ha reaccionado .
masa de CS2 que no ha reaccionado = 20,0 g – 10,72 g = 9,28 g de CS2 sin reaccionar.
c)
3 Cl2
+
CS2

Reativo limitante
CCl4
+
S2Cl2
¿gramos formados?
la relación es 3 : 1, entre el reactivo limitante y el producto formado el S2Cl2 , por lo tanto los moles de
S2Cl2 que se forman son:
3 mol de Cl2 ________ 1 mol de S2Cl2
0,423 moles ________
x
x = 0,141 moles de S2Cl2 que se forman.
Masa de S2Cl2 .
masa (gramos) S2Cl2 que se forma = moles de S2Cl2 x Masa Molar de S2Cl2
masa de S2Cl2 = 0,141 moles x 135,0 g/mol = 19,04 g. de S2Cl2 que se forman.
Moléculas de S2Cl2 :
1mol de S2Cl2 __________ 6,02 x 10 23 moléculas de S2Cl2
0,141 moles __________ x
x = 8,49 x 10 22 moléculas de S2Cl2.
Atomos de S y Cl :
1mol de S2Cl2 __________ 2 x 6,02 x 10 23 átomos de S
0,141 moles __________ x
x = 1,70 x 10 23 átomos de S.
1mol de S2Cl2 __________ 2 x 6,02 x 10 23 átomos de Cl
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0,141 moles __________ x
x = 1,70 x 10 23 átomos de Cl.
Atomos totales :
1mol de S2Cl2 __________ 4 x 6,02 x 10 23 átomos de S
0,141 moles __________ x
x = 3,40 x 10 23 átomos totales .
ó bien del resultado anterior
Atomos totales :
Átomos totales = átomos de S + átomos de Cl = 1,70 x 10 23 át. de Cl. +1,70 x 10 23 át. de S.
= 3,40 x 10 23 átomos totales .
Balance de reacciones por el método de inspección
1. Equilibrar las siguientes reacciones
1. H2 + O2 ---> H2O
2. S8 + O2 ---> SO3
3. HgO ---> Hg + O2
4. Zn + HCl ---> ZnCl2 + H2
5. Na + H2O ---> NaOH + H2
6. C10H16 + Cl2 ---> C + HCl
7. Si2H3 + O2 ---> SiO2 + H2O
8. H2SO4 + HI ---> H2S + I2 + H2O
9. C7H6O2 + O2 ---> CO2 + H2O
10. FeS2 + O2 ---> Fe2O3 + SO2
11 . Na2CO3 + HCl ---> NaCl + H2O + CO2
Respuestas
1. 2, 1 ---> 2
2. 1, 12 ---> 8
3. 2 ---> 2, 1
4. 1, 2 ---> 1, 1
5. 2, 2 ---> 2, 1
6. 1, 8 ---> 10, 16
7. 4, 11 ---> 8, 6
8. 1, 8 ---> 1, 4, 4
9. 2, 15 ---> 14, 6
10. 4, 11 ---> 2, 8
11. 1, 2 ---> 2, 1, 1
20