Guía Química

Universidad Autónoma de Querétaro
Guía de Química General
Curso Propedéutico
Facultad de Química
Academia de Química
Contenido
Sistemas y Conversión de Unidades .................................................................................... 3
Notación y Nomenclatura ........................................................................................................ 8
Reacciones químicas. ................................................................................................................... 25
Tipos de reacciones químicas. ...................................................................................................... 25
Balance de reacciones químicas. .................................................................................................. 27
Estequiometría. Cálculo de número de moles, composición porcentual de un
compuesto, fórmula empírica y molecular. ....................................................................... 31
Estequiometría. Cálculos en reacciones químicas (reactivo limitante, porcentaje de
rendimiento). ............................................................................................................................ 46
Cálculo de molaridad, porcentaje en masa y en volumen de una solución. ............... 54
Molaridad (M). ......................................................................................................................... 59
Sistemas y Conversión de Unidades
La conversión de unidades es la transformación de una cantidad, expresada en una cierta unidad de
medida, en otra equivalente, que puede ser del mismo sistema de unidades o no. Para realizar esto
se emplean los factores de conversión, que son operaciones matemáticas que permiten realizar
equivalencias entre los múltiplos y submúltiplos de una determinada unidad de medida, los factores
de conversión se expresan como fracciones en las que el numerador y el denominador son
cantidades iguales expresadas en unidades de medida distintas.
Por ejemplo, si queremos pasar 2 horas a minutos:
2 ℎ𝑜𝑟𝑎𝑠 ∙
60 𝑚𝑖𝑛𝑢𝑡𝑜𝑠
= 120 𝑚𝑖𝑛𝑢𝑡𝑜𝑠
1 ℎ𝑜𝑟𝑎
Factor de conversión.
Para convertir esta cantidad lo que hacemos es:
1.
2.
3.
4.
Poner la unidad que queremos eliminar en el denominador.
Poner la unidad a la que queremos convertir en el numerador.
Multiplicar el 2 con el numerador que es 60.
Obtener el valor de 120, observa que las unidades que se eliminan son las que quedan en
forma transversal, en este caso, las 2 horas con 1 hora.
Ahora, si por ejemplo, queremos convertir 120 km/h a m/s, se utiliza el mismo procedimiento pero
empleando dos factores de conversión:
120
𝑘𝑚
1000𝑚
1 ℎ𝑜𝑟𝑎
.
.
= 33.3 𝑚/𝑠
ℎ
1 𝑘𝑚
3600 𝑠
Factor de
conversión de
Km a m.
Factor de
conversión de
horas a
segundos.
UNIDADES PATRÓN DE MEDIDAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL
Magnitud física fundamental
Unidad básica o fundamental
Símbolo
Longitud
metro
m
Tiempo
segundo
s
Masa
kilogramo
kg
Intensidad de corriente eléctrica
amperio
A
Temperatura
Kelvin
K
Cantidad de sustancia
mol
mol
Intensidad luminosa
candela
cd
PREFIJOS PARA LOS
MÚLTIPLOS Y SUBMÚLTIPLOS DE LA UNIDAD
101
Deca
da
10-1
Deci
d
102
Hecto
h
10-2
Centi
c
103
Kilo
k
10-3
Mili
m
106
Mega
M
10-6
Micro
μ
109
Giga
G
10-9
Nano
n
1012
Tera
T
10-12
Pico
p
1015
Peta
P
10-15
Femto
f
1018
Exa
E
10-18
Atto
a
Equivalencias y ecuaciones
Longitud
Temperatura
1 pie
=
30.48 cm
1 yarda
=
91.44 cm
1 pulgada
=
2.54 cm
1 milla
1 ángstrom (Å)
= 1760 yardas
=
1x10-10m
F = 9C + 32
5
Masa
1 libra
=
0.454 kg
1 libra
=
16 oz
C = 5 (F – 32)
9
K = 273.15 + C
Volumen
1L
=
1000 cm3
1 galón
=
3.78 L
1 pie
=
30.48 cm
1 yarda
=
91.44 cm
R = F + 459.67
Presión
1 atm
=
760 mmHg
Ecuaciones de gases
V1 = V2
Densidad
P1V1 = P2V2
P1V1 = P2V2
PV = nRT
T1
T2
T1
=
𝑚
𝑉
T2
1. Determinar la capacidad, en litros, de una caja de 0.6 m de largo por 10 cm de ancho y
50 mm de profundidad.
2. ¿Cuántos segundos hay en un día?
3. ¿Cuántos centímetros cúbicos y litros, tiene un metro cúbico?
4. ¿Cuántos metros tiene un campo de fútbol de 100 yardas?
5. ¿Cuántos metros hay en 10.5 millas?
6. ¿Cuál es el área de un rectángulo de 6.0 pulgadas x 9.0 pulgadas en metros cuadrados?
7. El conductor de un automóvil respeta el límite de velocidad de 55 millas por hora. ¿A
qué velocidad viaja su auto en kilómetros por segundo?
8. La velocidad promedio del átomo de helio a 25°C es 1255 m/s. Convierta esta velocidad
a millas por hora.
9. El circuito de Indianápolis es un óvalo de 2.5 millas. ¿Cuál es la longitud del circuito en
kilómetros?
10. El diámetro de un átomo de helio mide aproximadamente 2.0 Ᾰ. ¿Cuántos átomos de
helio, dispuestos uno a continuación de otro, medirán 1.0 cm de longitud?
11. La velocidad del sonido en el aire a la temperatura ambiente es de unos 343 m/s. Calcule
esta velocidad en millas por hora.
12. Si el azúcar cuesta 12 centavos por libra, ¿Cuál es el costo por kilogramo?
13. Determinar el número de: a) milímetros en 10 pulgadas, b) pies en 5 metros y c)
centímetros cúbicos a pies cúbicos.
14. Expresa las siguientes cantidades como potencias de 10: a) el número de miligramos en
1000 kg y b) el número de gramos en 1 m3 de agua. (agua = 1 g/cm3)
15. ¿Cuál es el volumen, en m3, de un cuarto que mide 8 pies x 10 pies x 12 pies?
16. El franqueo postal de primera clase en los Estados Unidos es de 5 centavos por onza o
fracción de la misma. ¿Cuál será el franqueo de un paquete que pesa 50.6 g?
17. En Estados Unidos, la leche se vende en envases de medio galón; determina el número
de litros que equivale a esta cantidad.
18. En 2004, se produjeron casi 95 mil millones de libras de ácido sulfúrico. Convierta dicha
cantidad a toneladas.
19. Una muestra de latón contiene 65 % de cobre y 35 % de zinc. ¿Cuántos gramos de cobre
y zinc habrá en un bloque de latón que mide 3.0 cm x 5.0 cm x 1.0, si la densidad del
bloque es de 8.1 g cm-3?
20. Una mezcla de sal y agua congela a 14 °F. ¿Cuál es el punto de congelación en grados
Celsius?
21. Calcular la densidad de la madera si un cubo que mide 5 cm de lado pesa 100 g.
22. La temperatura normal del cuerpo humano es de 98.6 °F. Convierte esta temperatura a
grados Celsius y a Kelvin.
23. La temperatura a la que funde la sal de mesa (cloruro de sodio) es de 800°C ¿A cuánto
equivale esta temperatura en la escala de Fahrenheit y Kelvin?
24. Considerando que hay 20 gotas en 1 mL, ¿Cuántas gotas hay en un galón?
25. El 23 de julio de 1983, se registró una temperatura de -89.2°C en una estación soviética
del antártico, la más baja que se ha registrado en el mundo. Expresa esta temperatura
en °F y K.
26. ¿Qué volumen ocupan 3.5 kg de mercurio, si su densidad es de 13.6 g/cm3?
27. Si en la nevería “El Popo”, el kilogramo de helado cuesta $ 50.00 y en la nevería “El
Hada”, el litro del mismo helado cuesta $ 50.00, ¿En cuál nevería es preferible
comprar, si la densidad del helado es de 0.6 g/ cm 3?
28. Para medir temperaturas muy bajas se usan termómetros de alcohol que contienen un
pigmento coloreado. El alcohol congela a -117.3 °C, ¿Cuál es la temperatura Fahrenheit
más baja que puede medirse con un termómetro de alcohol?
29. Un hombre medio necesita unos 2.0 mg de riboflavina (vitamina B2) por día. ¿Cuántas
libras de queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de
suministro de riboflavina, y si este queso contuviese 5.5 x 10-6 gramos de riboflavina por
gramo?
30. A una presión inicial de 0.75 atm un gas mantiene un volumen de 250 mL, si la presión
aumenta a 1.5 atm, ¿Cuál será el volumen final?
31. Una olla de presión de 425 cm3 de capacidad contiene aire, cuya presión es de 539.6
mm Hg a la temperatura ambiente (25 °C). Si la temperatura se eleva a 308 K, ¿Cuál será
la presión en la olla, en atmósferas?
32. A presión constante, el volumen de un gas a 25°C es de 100 cm3, ¿Cuál será su volumen
a 310K?
33. El volumen de un gas es de 150 mL cuando la presión es de 1 atm y la temperatura 20
°C. A una presión de 1000 mmHg ocupa un volumen de 0.2 l. Determina la temperatura
final.
34. Se tienen 100 ml de un gas a 25°C y 1 atm. ¿Cuál será la temperatura de dicho gas, si se
comprime a 50 ml y a 1216 mmHg?
35. ¿Cuál será el volumen de un mol de hidrógeno a 25 °C y 0.8 atm?
36. Se tienen 2000 ml de un gas a 25°C y 1 atm. ¿Cuál será su volumen en la ciudad de
México? (temperatura media 20°C, presión atmosférica media 585 mmHg)
37. ¿Qué volumen ocuparán 2.5 moles de He a 15 °C y 0.5 atm?
38. Indica el volumen que ocupan:
a) 3.2 moles de Ne a 20 °C y 1520 mm Hg
b) 0.8 moles de O2 a -10 °C y 1.5 atm
39. Encuentra la presión que ejercen 1.2 moles de CO2 envasados en un recipiente de 500
ml a una temperatura de 22 °C.
40. Calcula la temperatura de los siguientes sistemas gaseosos:
a) En un recipiente de 800 ml están envasados 1.4 g de N2 que se encuentran a la
presión de 900 mmHg.
b) 0.7 moles de CO2 ocupan un volumen de 12 L y se encuentran a la presión de 1200
mmHg.
Notación y Nomenclatura
Todo lo que nos rodea es una mezcla compleja de sustancias. Hay sustancias que están
constituidas por un solo tipo de átomos, pero la mayoría son una combinación más o menos
complicada de átomos (elementos) diferentes.
Cada elemento tiene un número definido de electrones, los cuales se distribuyen en
diferentes orbitales. Los elementos forman enlaces para completar la última capa
electrónica, y hay elementos electronegativos (los que tienen tendencia a captar
electrones) y electropositivos (los que ceden electrones). Este orden guarda relación con la
posición de los elementos en la Tabla Periódica en la que los elementos más electropositivos
están abajo a la izquierda, y los más electronegativos arriba a la derecha. El número de
oxidación o valencia, es el número de electrones que recibe o cede un elemento para
completar la última capa con 8 electrones.
En una fórmula química, los elementos con valencia positiva se colocan a la izquierda, y los
negativos a la derecha. Se pueden formar compuestos binarios (de 2 elementos) con
oxígeno e hidrógeno, y de éstos se pueden obtener compuestos más complejos. En la
siguiente tabla, se muestran la fórmula general de estos compuestos:
Compuesto
Fórmula
general
Metal + Oxígeno → ÓXIDO
MO
No Metal + Oxígeno → ÓXIDO (no metálico)
XO
Metal + Hidrógeno → HIDRURO
MH
Metal + No metal → SAL BINARIA
MX
No Metal + Hidrógeno → HIDRÁCIDO
HX
Óxido + H2O → HIDRÓXIDO
MOH
Óxido no metálico + H2O → OXOÁCIDO
HX*O
Oxoácido + Hidróxido → OXISAL
MXO
*no metal/metal de transición
En este curso se estudiarán las 3 formas de nombrar a los compuestos inorgánicos, sin
embargo, en el caso de los oxoácidos, se utilizará la nomenclatura tradicional, debido a que
es la más usada para este tipo de compuestos. La forma en la que se nombra a los
compuestos se describe a continuación:
Nomenclatura sistemática
Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos según
el número de átomos presentes: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_ …
Cl2O3 Trióxido de dicloro
I 2O
Monóxido de diyodo
Nomenclatura de stock
En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de
un número de oxidación, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis:
Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III
Nomenclatura tradicional
En esta nomenclatura, para poder distinguir con qué número de oxidación funcionan los
elementos en ese compuesto, se utilizan una serie de prefijos y sufijos:
Hipo__oso
3 números
de oxidación
__oso
1 número
de oxidación
2 números
de oxidación
4 números
de oxidación
__ico
Per__ico
Números de oxidación.
Como se ha visto, es necesario conocer el número de oxidación de los elementos en un
compuesto para nombrarlo correctamente, por lo que se presentan las siguientes reglas
para conocer el número de oxidación:
1) El número de oxidación de los elementos en su estado natural es siempre 0, ya sean
átomos aislados (Ni, K), moléculas diatómicas (Br2, I2) o poliatómicas (P4, S8).
2) El número de oxidación del oxígeno es 2-, excepto en los peróxidos (O2)2- que es 1-.
3) El número de oxidación del hidrógeno es 1+ cuando está unido con átomos no
metálicos y 1- cuando lo está a átomos metálicos (hidruros).
4) El número de oxidación del flúor es siempre 1-.
5) Los elementos de los grupos 1, 2 y 3 siempre tienen estado de oxidación 1+, 2+ y 3+
respectivamente.
6) En un compuesto neutro, la suma de todos los números de oxidación debe ser cero.
En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga
neta del ion.
Ejemplos:
- Determinar los números de oxidación de cada elemento:
NaNO3
Siguiendo las reglas, el oxígeno debe tener un número de -2, debido a que el
compuesto no es un peróxido.
El Na es un elemento del grupo 1, por lo tanto, su número de oxidación es +1.
Para determinar el número de oxidación del nitrógeno, recurrimos a la regla que
dice que en un compuesto neutro, la suma de los números de oxidación deberá ser
0; para hacer la suma, se multiplica el número de oxidación por el número de átomos
del elemento en la fórmula:
+1
a
-2
Na
N
O3
1x1=1
1xa = a -2x3= -6
1+a-6 = 0 , por lo tanto a = 5
+1 +5
Na N
-
-2
O3
Nombrar compuestos.
Para nombrar los compuestos, lo primero es reconocer el tipo de compuesto que es,
y después seguir las indicaciones mencionadas anteriormente, según el tipo de
nomenclatura que se utilice. Para este curso, se puede usar cualquiera de los 3 tipos
de nomenclatura, sin embargo, se recomienda familiarizarse con las 3
nomenclaturas, sobre todo para los ejercicios donde piden hacer la fórmula.
Nombre el siguiente compuesto:
SO3 Tipo de compuesto: binario con oxígeno, es un óxido no metálico
Nomenclatura sistemática:
El compuesto tiene 3 oxígenos, por lo tanto se utiliza el prefijo “tri” para el término
“óxido”, después se pone la preposición “de” y el nombre del no metal (en este caso
no se utiliza el prefijo “mono”):
Trióxido de azufre
Nomenclatura de Stock:
Para esta nomenclatura, necesitamos conocer el número de oxidación del azufre,
por las reglas para determinar números de oxidación, podemos deducir que éste es
6. Revisando la tabla periódica, sabemos que el azufre tiene 3 números de oxidación,
por lo tanto se debe indicar con números romanos:
Óxido de azufre (VI)
Nomenclatura tradicional:
El azufre tiene números de oxidación -2, +4 y +6, en este compuesto, tiene el número
mayor, por lo tanto le corresponde la terminación “ico”:
Óxido sulfúrico
-
Escribir fórmulas.
Al igual que para nombrar un compuesto, para hacer una fórmula, es indispensable
reconocer de qué tipo de compuesto se trata, así como qué tipo de nomenclatura
es:
Escriba la fórmula del siguiente compuesto:
Sulfuro de aluminio Tiene la terminación “uro”, por lo tanto es una sal binaria
formada por azufre y aluminio. La nomenclatura que se está utilizando es Stock, ya
que no se escriben prefijos, ni tiene la terminación de la nomenclatura tradicional.
El aluminio pertenece al grupo 3, por lo tanto sólo tiene valencia +3, el ión sulfuro
tiene valencia -2, la suma de los números de oxidación en la fórmula deberá ser 0,
por lo tanto la fórmula queda de la siguiente manera:
Al2S3
Ejercicios
Escribe los números de oxidación de cada elemento.
K2 C O3
N H4+
Hg
H2
Fe (O H)3
Al2 (S O3)3
Mg Cl2
Fe O
Au
O H-
S O42-
Cu (N O3)2
Na2 O2
Mg H2
K Mn O4
N H4 O H
N O2-
Cl O3-
Cr
Sr3 (P O4)2
H2 S
H Cl O
O2
K2 Cr2 O7
Ca (N O3)2
S O2
Fe2 O3
H2 C O3
Cu O
N2
Na N O2
K Cl
S2 O32-
S Cl2
K N O2
Mn O4-
H C O3 -
Cl2 O
B O33-
H Cl O4
K2 H P O4
Fe3 (P O4)2
Elija el nombre correcto a las siguientes fórmulas químicas
Compuestos binarios del oxígeno: óxidos y peróxidos
1. Cl2O5
2. Li2O2
3. CdO
4. Al2O3
5. SO3
6. I2O5
7. Sb2O5
8. Na2O2
9. K2O2
10. Cl2O3
11. Fe2O3
12 ZnO2
13. HgO
14. Br2O3
15. MnO
16. SO3
Hidruros, hidrácidos, sales binarias, e hidróxidos
1. NaOH
2. HI
3. BeH2
4. Al2S3
5. BH3
6. Ni(OH)3
7. CrH3
8. NH3
9. CoCl2
10. HgOH
11. GeH4
12. CoH2
13. PH3
14. PCl3
15. NiCl2
16. Zn3P2
17. MgN2
18. Ba(OH)2
19. Al(OH)3
20. SiH4
Oxoácidos y oxisales
1. NaNO3
2. HClO3
3. H2SO4
4. Al2(CO3)3
5. KMnO4
6. H2CO3
7. CuSO3
8. MnSO4
9. HIO
10. HNO3
11. Ca3(PO4)2
12. Na3PO4
13. HBrO
14. H3PO4
15. KNO2
16. K2CO3
17. HClO4
18. H2SO3
19. NH4HCO3
Escribe las fórmulas de los compuestos que se forman entre los siguientes pares de iones. Da el
nombre de los compuestos marcados con un *, si el compuesto puede nombrarse de más de una
forma, incluye ambos nombres.
I-
OH-
NH4+
Na+
Mg2+
Cr3+
Cu+
Cd2+
Elige el nombre correcto para la fórmula química
1. NH4I
2. (NH4)2SO4
3. NH4NO3
4. NaOH
SO42-
NO3-
PO43-
5. Na2SO4
6. Mg(NO3)2
7. Mg3(PO4)2
8. CrI3
9. Cr(OH)3
10. CrPO4
11. CuOH
12. Cu2SO4
13. CdI2
14. Cd(NO3)2
Elige el grupo funcional y la fórmula correcta según corresponda
Óxido metálico
Oxisal
Sal binaria
HgO2
HgO
Hg2O
Fosfato cúprico
Oxisal
Sal binaria
Óxido
Cu3(PO4)
Cu (PO4)2
Cu3(PO4)2
Bromuro de hierro (II)
Sal binaria
Óxido
Hidróxido
FeBr
FeBr2
Fe2Br3
Hidróxido ferroso
Oxisal
Hidróxido
Óxido
Fe(OH)2
Fe(OH)
Fe(OH)3
Hidruro de cesio
Hidruro
Hidróxido
Oxisal
CsH3
CsH4
CsH
Nitrito de zinc
Óxido
Oxisal
Oxoácido
Zn(NO2)2
Zn3(NO2)2
Zn(NO2)3
Óxido metálico
Oxisal
Oxoácido
Cu2SO3
CuSO4
Cu2SO4
Oxoácido
H2C2O4
Óxido de mercurio (II)
Sulfato de cobre (I)
Ácido oxálico
Perclorato de potasio
Fosfina
Disulfuro de carbono
Ácido perclórico
Tetraóxido de dinitrógeno
Amoniaco
Decóxido de tetrafósforo
Siliciuro de magnesio
Hexafluoruro de selenio
Fluoruro de calcio
Ácido fosfórico
Óxido
Hidróxido
H2CO4
H2C 2O
Óxido metálico
Oxoácido
Oxisal
KClO2
KClO4
KClO3
Oxisal
Hidruro
Óxido
PH3
PH2
PH
Oxoácido
Hidróxido
Sal binaria
CS
CS2
CS3
Oxoácido
Óxido metálico
Óxido
HClO3
HClO2
HClO4
Oxisal
Hidrácido
Óxido no metálico
NO4
N3O4
N2O4
Hidróxido
Óxido
Hidruro
NH4
NH3
NH2
Sal binaria
Oxoácido
Óxido metálico
P4O10
P3O10
P2O10
Óxido metálico
Oxisal
Sal binaria
Mg2Si
MgSi2
Mg2Si3
Sal binaria
Oxoácido
Hidróxido
Se5F6
SeF6
Se7F6
Óxido
Óxido metálico
Sal binaria
CaF2
Ca3F2
Ca5F2
Hidróxido
Oxoácido
Sal binaria
H2PO4
H3PO5
H3PO4
Hidróxido
Óxido metálico
Oxisal
NH4OH
NH4OH3
NH4OH2
Oxoácido
Oxoácido
Óxido
Ácido nitroso
Ácido nítrico
Ácido de nitrogeno
SiC
Sal binaria
Hidróxido
Óxido metálico
Carbonuro de silicio
Silicio de carbono
Carburo de silico (IV)
KF
Hidróxido
Oxisal
Sal binaria
Florato de potasio
Monofluoruro de potasio
Fosfuro de potasio
H2SO4
Sal binaria
Óxido metálico
Oxoácido
Ácido sulfúrico
Ácido sulfuroso
Ácido de azufre
HClO3
Oxoácido
Sal binaria
Óxido
Ácido clórico
Ácido cloroso
Óxido de cloro
Cu3(PO4)2
Oxisal
Oxoácido
Hidróxido
Fosfuro de cobre
Fosfito de cobre
Fosfato de cobre (II)
NaHCO3
Óxido metálico
Oxoácido
Oxisal
Carbonuro de sodio
Carbonito de sodio
Carbonato ácido de sodio
Ca3(PO4)2
Oxisal
Hidróxido
Óxido
Fosfato cálcico
Fosfito de calcio
Fosfuro de calcio
HCN
Hidrácido
Sal binaria
Oxoácido
Ácido de nitrogeno
Ácido cianhídrico
Ácido de carbono
K2Cr2O7
Oxoácido
Oxisal
Óxido metálico
Dicromato potásico
Cromato de potasio
Cromito de potasio
MnCO3
Oxisal
Carbonuro de manganeso (II)
Hidróxido de Amonio
HNO2
Hidróxido
Oxoácido
Carbonato de manganeso (VII)
Carbonato de manganeso (II)
P2O5
Sal binaria
Oxisal
Óxido metálico
Óxido de fósforo (II)
Óxido de fósforo (V)
Hidróxido de fósforo (II)
SiH4
Óxido metálico
Hidróxido
Hidruro
Hidruro de silicio (I)
Tetrahidruro de silicio
Ácido de silicio
Cl2O7
Oxoácido
Óxido no metálico
Oxisal
Óxido de cloro (VII)
Heptacloro de dióxido
Dióxido de heptacloro
Óxido metálico
Óxido
Hidróxido
Óxido de níquel (II)
Hidróxido de níquel (I)
Hidróxido de níquel (II)
H 2S
Oxoácido
Sal binaria
Hidrácido
Sulfuro de hidrógeno
Ácido de hidrógeno
Óxido de azufre
HBrO
Hidróxido
Oxisal
Oxoácido
Ácido hipobromico
Ácido hipobromoso
Ácido hiperbromoso
Ni(OH)2
Seleccione correctamente el nombre de los siguientes compuestos:
AsCl5
a)Cloruro
pentarsénco
de b) Cloruro de arsénico c) Clorato de arsénico
(V)
d)Perclorato
arsénico
de
RbI
a) Yoduro de rubídio
b) Yodato de rubidio
c) Yodito de rubidio
d) Rubidato de yodo
MgO
a)
Dióxido
magnesio
Al2O3
de b) Óxido magnésico
c)
Hidróxido
magnesio (II)
de d) Óxido de magnesio
(III)
a)
Trióxido
dialuminio
de b) Trihidróxido
dialuminio
de c)
Dióxido
trialuminio
de
d) Dihidróxido
trialuminio
de
Ca(OH)2
a) Peróxido de calcio
b) Óxido de calcio
c) Hidróxido de cálcio
d) Óxido de calcio (VI)
MnI2
a)
Yodato
manganeso
de
b)
Yoduro
manganeso (II)
de c)
Yoduro
manganeso (IV)
de
d)
Yodato
magnesio
de
NH4BrO3
a) Bromato de amonio b)
Bromuro
amonio (IV)
de c) Bromato de amonio d)
Bromuro
(VI)
amonio (II)
de
H3PO3
a)Ácido fosfórico
b)
Ácido c) Ácido perfosforoso
hiperfosforoso
d) Ácido fosforoso
FeO
a) Hidróxido de hierro b) Óxido de Hierro (III) c) Hidróxido de hierro d) Óxido de hierro (II)
(II)
(III)
BaSO4
a) Sulfato de bário
b) Sulfito de bario
c) Sulfito de bario (IV)
b) Ácido carbonato
c)
Hidróxido
carbono
b)
c)Hidróxido nitrico
d)Sulfato de bario (IV)
H2CO3
a) Carbonato de sodio
de d) Ácido carbónico
HNO2
a)Ácido nítrico
Ácido nitroso
d)Óxido nítrico
HCl
a) Cloruro de sodio
b)
Clorato
hidrógeno
de c)´Óxido de cloro
d)Cloruro
hidrogeno
de
SO3
a) Óxido de azufre (VI) b) Sulfato
c) Hidróxido de azufre
d)Óxido de azufre (III)
PtO2
a) Óxido de platino
(IV)
b) Óxido de platino c)
Hidróxido
(VI)
platino (IV)
de d)
Hidróxido
platino (VI)
de
Au2O3
a) Óxido de oro (III)
b) Óxido de oro (II)
c) Hidróxido de oro
(III)
d) Hidróxido de oro (II)
KHCO3
a) Carbonato de sodio
b) Bicarbonato
potasio
de c)Carbonito
potasio
de d) Carbonuro
potasio
de
Na2O2
a) Peróxido de sódio
b) Óxido de sodio
c) Hidróxido de sodio
d) Óxido de sodio (II)
Co(ClO4)2
a)Clorato de cobalto b) Perclorato
(I)
cobalto (II)
de c) Clorito de cobalto
(I)
d) Cloruro de cobalto
Cr(NO3)3
a) Nitrito de cromo (I)
b) Nitrato de cormo (I) c) Nitrito de cromo d)Nitrato de cromo
(III)
(III)
Hg2SO3
a) Sulfito de mercurio b)Sulfato de mercurio
(I)
c) Sulfato de mercurio
(II)
d) Sulfito de mercurio
(II)
c) Nitrato
d) Nitrito
HNO3
a)Ácido nitroso
b) Ácido nítrico
AlCl3
a) Cloruro alumínico
b) Clorato de aluminio c) Clorito de aluminio
d)
dicloruro
aluminio
de
PbH4
a) Trihidruro de plomo b) Hidruro plúmbico
c) Ácido de plomo
d) Hidruro de plomo
(II)
NH4MgPO4
a) Fosfito de amonio y
magnesio
b)Fosfato de amonio y c) Fosfuro de amonio
magnesio
y magnesio
d)
Fosfato
magnesio
de
Al2S3
a)Sulfato de aluminio
b)Sulfito de aluminio
c)
Sulfóxido
aluminio
de d) Sulfuro de alumínio
b) Óxido de oro
c) Óxido de oro (II)
d)Hidróxido de oro (II)
b) Óxido hidrogénico
c) Óxido de hidrógeno
d) Hidróxido
b)Sulfato crómico
c) Sulfato de cromo (II) d) Sulfito de cromo (I)
b)Fosfato de litio
c)Fosfito de litio (III)
d)Fosfito monoácido
de lítio
b) Dibromuro
berílio
de c)Bromito de berilio
d) Bromuro de berilio
(III)
AuOH
a) Hidróxido auroso
H2O2
a)Peróxido
hidrogénico
Cr2(SO3)3
a) Sulfito de cromo
(III)
Li2HPO3
a)Fosfito de litio
BeBr2
a) Bromato de berilio
CuSO4
a)Sulfito cuproso
ZnO
b) Sulfato de cobre (I)
c) Slfito de cobre (I)
d) Sulfato cúprico
a) Óxido zíncico
b) Óxido de zinc (III)
c)Hidróxido de zinc (II) d) Hidróxido de zinc
(II)
b) Yodato de potasio
c)
Peryodato
potasio
KIO
a) Hipoyodito
potásio
de
de
d) Yodato de potasio
(III)
TiI4
a) Yodato de titanio
b) Yoduro de titanio (I) c) Yodato de titanio
(IV)
d) Tetrayoduro
titânio
de
b)Fluoruro de calcio c) Florato de calcio
(III)
d) Oxofluoro de calcio
CaF2
a) Difluoruro de cálcio
Elige la fórmula correcta para los siguientes compuestos:
Sulfato férrico
a) Fe(SO4)3
b) Fe2(SO4)3
c) Fe2(SO4)
d) Fe2(SO)3
b) N2O2
c) Na2O
d)Na2O2
b) CoCO3
c) Co2CO3
d) CoCO2
b) H3PO
c) H2PO4
d) H3PO4
b) LiH2
c) Li2H
d) Li3H
b) K2Cr2O7
c) K2Cr2O
d) K2CrO7
Peróxido de sodio
a) Na2O3
Carbonato de cobalto (II).
a) CoCO
Ácido fosfórico
a) HPO
Hidruro de litio
a) LiH
Dicromato de potasio
a) KCr2O7
Óxido crómico
a) Cr2O3
b)CrO
c) CrO3
d) Cr2O
b) Au3Cl3
c) AuCl
d) AuCl3
b) Zn(NO)2
c) Zn3(NO3)2
d) Zn(NO3)
b) Sn3(OH)2
c)Sn(OH)2
d) Sn(OH)
b) Ca(BrO)2
c) CaBrO2
d) Ca(BrO3)
b) Mg3(CN)2
c) Mg(CN)2
d) Mg(CN)
b) Na2S2O
c) Na2SO3
d) NaS2O3
b) Ba(HSO3)
c) Ba(HSO)2
d) Ba3(HSO3)2
b) P3O5
c) P2O5
d)PO5
b) HCO3
c) H2CO3
d) H3CO3
b) Ca(MnO4)2
c) Ca(MnO)2
d) Ca3(MnO4)2
Cloruro aúrico
a) Au2Cl3
Nitrato de zinc
a) Zn(NO3)2
Hidróxido estanoso
a) Sn(OH2)2
Bromato de calcio
a) Ca(BrO3)2
Cianuro de magnesio
a) Mg2(CN)2
Tiosulfato de sodio
a) Na2S2O3
Bisulfito de bario
a) Ba(HSO3)2
Pentóxido de fósforo
a) P4O5
Ácido carbónico
a) HCO
Permanganato de calcio
a) Ca(MnO4)
Nitrato ferroso
a) Fe3(NO3)2
b) Fe(NO)2
c) Fe(NO3)
d)Fe(NO3)2
b) H2NO3
c) HNO3
d) HNO
b) Sb3I5
c) SbI3
d)SbI5
b) HI3O
c)HIO
d) HIO3
b) Cu3(PO3)2
c)Cu3(PO4)2
d) Cu3(PO4)
b) (NH)SO4
c) (NH4)SO
d) (NH4)SO2
b) Hg(ClO)2
c) Hg(ClO3)2
d) Hg(ClO3)
b) Na3ClO4
c) NaClO4
d) NaClO
b) H2O2
c) HO2
d) H2O
b) PbO3
c) Pb2O
d) PbO2
b) ZnSe
c) ZnSe2
d) Zn3Se
b) AlS3
c) AlS
d) Al2S3
Ácido nítrico
a) HN2O3
Yoduro de antimonio (V)
a) Sb2I5
Ácido hipoyodoso
a) H3IO
Fosfato cúprico
a) Cu4(PO4)2
Sulfato de amonio
a) (NH4)SO4
Clorato mercúrico
a) Hg3(ClO3)2
Perclorato de sodio
a) NaC3lO4
Peróxido de hidrógeno
a) HO
Óxido plumboso
a) PbO
Selenuro de zinc
a) Zn2Se
Sulfuro de aluminio
a) Al2S
Fosfato diácido de potasio
a) KHPO
b) KHPO4
c) KH2PO4
d) KH2PO
b) Fe3Cl2
c) FeCl2
d) FeCl
b) Na2HCO3
c) NaHCO
d) NaHCO3
Cloruro de hierro (II)
a) Fe2Cl3
Bicarbonato de sodio
a) Na4HCO3
Reacciones químicas.
Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias denominadas reactivos
se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos. Estas reacciones pueden
representarse mediante ecuaciones químicas en las cuales se utilizan diversos símbolos
para indicar los procesos y sustancias involucrados.
Toda ecuación química consta de al menos dos sustancias separadas por una flecha que
indica el sentido de la reacción (es decir, qué sustancias son reactivos y cuáles son
productos).
Reactivos → Productos
Si hay más de un reactivo o producto estos se escriben separados por un signo de suma (+).
Reactivo 1 + Reactivo 2 → Producto 1 + Producto 2
En algunas ocasiones es necesario especificar en la ecuación el estado de agregación en que
se encuentran las moléculas que intervienen en la reacción; esto se especifica colocando un
subíndice para cada fórmula. Se coloca (s) si es sólido, (l) si es líquido, (ac) si se encuentra
en disolución acuosa y (g) si es gas. Por ejemplo:
Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)
El número que va antes de una fórmula química se llama coeficiente estequiométrico y nos
indica el número de moles de ese elemento o compuesto que intervienen en la reacción.
Por ejemplo; en la ecuación anterior, 1 mol de zinc sólido reacciona con 2 moles de ácido
clorhídrico en disolución acuosa, para producir 1 mol de cloruro de zinc en disolución y 1
mol de hidrógeno gaseoso.
Tipos de reacciones químicas.
1. Reacciones de combinación: se combinan más de un reactivo y se obtiene un sólo
producto.
a) Elemento + Elemento → Compuesto
2 Al(s) + 3 Cl2(g) → 2 AlCl3(s)
b) Compuesto + Elemento → Compuesto
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
c) Compuesto + Compuesto → Compuesto
CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s)
2. Reacciones de descomposición: un solo reactivo, más de un producto.
a) Compuesto → Elemento + Elemento
b) Compuesto → Compuesto + Elemento
c) Compuesto → Compuesto + Compuesto
2 HgO(s) → 2 Hg(g) + O2(g)
2 NaNO3(s) → 2 NaNO2(s) + O2(g)
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
3. Reacciones de desplazamiento: Un elemento desplaza a otro de un compuesto.
(Considerar la serie de actividad de los metales y la actividad de los halógenos)
Elemento(1) + Compuesto(1) → Elemento(2) + Compuesto(2)
Zn(s) + CuSO4(ac) → Cu(s) + ZnSO4(ac)
4. Reacciones de metátesis: Iones positivos y negativos de dos compuestos se
“reacomodan” para formar 2 compuestos nuevos No hay cambios de número de oxidación
a)
Reacciones ácido-base (Neutralización): Se forma una sal; H2O es
frecuentemente un producto.
HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)
b)
Reacciones de precipitación: un producto es una sustancia insoluble que
precipita de la solución como un sólido. Considerar las REGLAS DE SOLUBILIDAD
CaCl2(ac) + Na2CO3(ac) → CaCO3(s) + 2 NaCl(ac)
c)
Reacciones de formación de gases: Uno de los productos es un gas insoluble
o poco soluble, el cual se desprende de la solución
2 HCl(ac) + CaCO3(s) → CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(ac)
5. Reacciones de oxidación-reducción: reacciones en las cuales hay cambios en el número
de oxidación de uno o más elementos. Los procesos de oxidación y reducción ocurren
simultáneamente. El proceso de oxidación representa una pérdida de electrones, por lo
que el número de oxidación aumentará; en cambio, en el proceso de reducción el elemento
o compuesto ganará electrones, lo cual representa una disminución en su número de
oxidación.
Dentro de estas reacciones encontraremos dos agentes que intervienen en ella:
Agente oxidante: especie química que oxida a otra sustancia. Uno de sus elementos se
reduce.
Agente reductor: especie química que reduce a otra sustancia. Uno de sus elementos se
oxida.
Balance de reacciones químicas.
Las reacciones químicas siguen la ley de la conservación de la masa, la cual indica: La suma
de las masas de las sustancias que intervienen como reactantes es idéntica a la suma de las
masas de las sustancias que aparecen como productos. Es decir, la misma cantidad de
materia que tenemos en los reactivos debe estar contenida en los productos.
Para cumplir esta ley y realizar cálculos estequiométricos tomando como base una ecuación
química, ésta debe estar balanceada en sus coeficientes estequiométricos.
Método de balanceo por tanteo
Como su nombre lo dice, éste método se basa en la colocación de coeficientes
estequiométricos a prueba y error para igualar la cantidad de materia que tenemos de los
elementos de un lado y otro de la ecuación. Veámoslo con la siguiente ecuación:
HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O
Para facilitar el proceso de balanceo existen una serie de pasos a seguir:
1. Balancear primero los metales.
HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O
Un calcio en los reactivos y uno en los productos (no es necesario agregar ningún
coeficiente).
2. Balancear los no metales distintos a oxígeno e hidrógeno.
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O
Agregamos un 2 como coeficiente en el HCl; así obtenemos dos cloros en los
reactivos y dos en los productos.
3. Verificar que los metales sigan balanceados; de ser necesario, volver a ajustarlos.
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O
Los metales siguen balanceados, no es necesario volver a ajustar.
4. Balancear el oxígeno y el hidrógeno.
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O
Agregamos un 2 como coeficiente en el H2O; así obtenemos:
Reactivos: 1 calcio, 2 cloros, 2 oxígenos y 4 hidrógenos.
Productos: 1 calcio, 2 cloros, 2 oxígenos y 4 hidrógenos.
Método de balanceo por óxido-reducción (REDOX).
Éste método nos servirá cuando en una reacción ocurran los fenómenos de oxidación y
reducción, lo que se traduce a que habrá cambios en el número de oxidación de algunos
elementos. La ventaja de éste método es que nos ayudará a determinar algunos
coeficientes base mediante los cuales terminaremos de balancear la ecuación por tanteo.
Para balancear una ecuación química por el método REDOX se siguen distintos pasos que
iremos analizando tomando como base la siguiente reacción:
HNO3 + H2S → NO + S + H2O
1. Se determina el número de oxidación para cada uno de los elementos presentes en
los reactivos y productos.
+1 +5 -2
+1 -2
+2 -2
0
+1 -2
HNO3 + H2S → NO + S + H2O
2. Se identifican los elementos cuyos números de valencia cambian; se escriben las
semirreacciones y se determina si el elemento se oxida o se reduce.
+5
+2
N → N
-2
Se reduce
0
S → S
Se oxida
3. Balancear las semirreacciones. Para ello, se realizan dos balances:
a. Balance de masa: Se verifica que se tenga la misma cantidad de átomos de
un elemento tanto en los reactivos como en los productos. De ser necesario,
ajustar la ecuación agregando coeficientes estequiométricos.
+5
+2
N → N
-2
Se reduce
0
S → S
Se oxida
En este caso los átomos de cada uno de los elementos se encuentran
balanceados. Uno del lado de los reactivos y uno del lado de los productos,
por lo que no es necesario ajustar la reacción.
b. Balance de energía: Se iguala la cantidad de electrones perdidos y ganados.
Para ello se multiplica la semirreacción 1 por el número de electrones
perdidos en la 2, y la 2 por el número de electrones ganado en la 1.
+5
+2
2 (3e- + N → N)
-2
0
3 (S → S + 2e-)
+5
-2
+2
0
2N + 3S → 2N + 3S
4. Colocar los coeficientes de las semirreacciones finales en la ecuación final.
+1 +5 -2
+1 -2
+2 -2
0
+1 -2
2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + H2O
En esta ecuación, los números de oxidación nos ayudan a recordar a qué
compuesto corresponde cada coeficiente estequiométrico.
5. Terminar de balancear por tanteo.
+1 +5 -2
+1 -2
+2 -2
0
+1 -2
2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O
Colocamos un 4 como coeficiente en el agua para terminar de balancear la
ecuación por completo.
6. Reducir los coeficientes al mínimo valor entero posible.
En este caso la ecuación ya tiene los coeficientes más pequeños posibles.
EJERCICIOS.
Balanceo por tanteo.
1. Escriba y balancee la reacción de combustión en el aire de:
a)
Propano, C3H8
b)
Alcohol metílico, CH3OH
c)
Sacarosa, C12H22O11
2. Escriba y balancee las siguientes reacciones:
a)
En estado gaseoso, el nitrógeno molecular reacciona con hidrógeno
molecular para formar amoníaco
b)
El óxido de calcio se disuelve en ácido clorhídrico formando cloruro de calcio
y agua
c)
Nitrato de plata + Fosfato de sodio → Fosfato de plata + Nitrato de sodio
d)
Cloro + Yoduro de potasio → Cloruro de potasio + Yodo
e)
Hidróxido de potasio + Ácido sulfúrico → Sulfato de potasio + Agua
f)
El cobre metálico reacciona con el ácido nítrico concentrado para producir
nitrato de cobre(II), NO2 y un producto X (escriba la fórmula).
g)
El clorato de potasio se descompone por calentamiento produciendo cloruro
de potasio y oxígeno.
h)
El fosfato de calcio puede obtenerse de la reacción entre hidróxido de calcio
y ácido fosfórico; en esta reacción también se obtiene agua.
3. Balancee las siguientes ecuaciones químicas:
a)
Al(s) + Cl2(g) → Al2Cl6(s)
b)
K(s) + KNO3(ac) → K2O(ac) + N2(g)
c)
K2CO3(ac) + Al2Cl6(ac) → Al2(CO3)3(ac) + KCl(ac)
d)
Mg3N2(s) + H2O(l) → NH3(ac) + Mg(OH)2(ac)
e)
Ca3(PO4)2(s) + H2SO4(ac) → Ca(H2PO4)2(ac) + Ca(HSO4)2(ac)
f)
Ca(HCO3)2(ac) + Na2CO3(ac) → CaCO3(ac) + NaHCO3(ac)
g)
H2O2(ac) → H2O(ac) + O2(g)
h)
PCl3(s) + H2O(l) → HCl(ac) + H3PO3(ac)
i)
El nitrato de amonio, utilizado en la agricultura como fertilizante, puede ser
producido a partir de amoníaco a través de las siguientes reacciones. Balancee cada
una de ellas
I. NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(g)
III. NO2(g) + H2O(l) → HNO3(ac) + NO(g)
II. NO(g) + O2(g) → NO2(g)
IV. HNO3(ac) + NH3(g) → NH4NO3(ac)
Balanceo por óxido-reducción (redox).
1. Balancee por el método redox las siguientes reacciones. Indique cuál elemento se oxida
y cuál se reduce.
a)
Cu(s) + H2SO4(ac) → CuSO4(ac) + SO2(g) + H2O(l)
b)
Hg(l) + HNO3(ac) → Hg(NO3)2(ac) + NO(g) + H2O(l)
c)
Zn(s) + HNO3(ac) → Zn(NO3)2(ac) + NH4NO3(ac) + H2O(l)
d)
KMnO4(s) + HCl(ac) → KCl(ac) + MnCl2(ac) + Cl2(g) + H2O(l)
e)
KMnO4(s) + H2SO4(ac) + NaNO2(s) → K2SO4(ac) + MnSO4(ac) + NaNO3(ac) +
H2O(l)
f)
(NH4)2Cr2O7(ac) → N2(g) + Cr2O3(ac) + H2O(l)
g)
ZnS(s) + O2(g) → ZnO(s) + SO2(g)
h)
NO2(g) + H2O(l) → HNO3(ac) + NO(g)
i)
CuO(s) + NH3(g) → N2(g) + H2O(l) + Cu(s)
j)
Cr2O3(s) + Na2CO3(s) + KNO3(s) → Na2CrO4(s) + CO2(g) + KNO2(s)
Estequiometría. Cálculo de número de moles, composición porcentual de un
compuesto, fórmula empírica y molecular.
La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción
química, es decir, es el estudio de una reacción en función de la cantidad de materia,
independientemente de las unidades que utilicemos, que interviene en ella.
Cálculo de número de moles.
De acuerdo al Sistema Internacional de Unidades (S.I.), la unidad básica para la
cantidad de sustancia es el mol, y se define como “la cantidad de sustancia que contiene
tantas entidades elementales como existen átomos en 0.012 kg de carbono 12”.
Experimentalmente se ha determinado que la cantidad de unidades (átomos) en un mol es
igual a 6.022137 x 1023 unidades/mol. Esta cantidad se llama número de Avogadro y se
redondea a 6.022 x 1023.
En la tabla periódica, las masas atómicas de los elementos están reportadas en
gramos por mol (g/mol), es decir, los gramos que corresponden a la masa de un mol de cada
elemento. Para determinar la masa molecular de un compuesto, es necesario sumar las
masas atómicas de todos los elementos del mismo. Como se ha visto hasta este momento,
para referirnos a la cantidad de sustancia podemos utilizar moles, gramos y átomos, por lo
que es importante establecer la relación entre estas unidades.
El número de moles se representa con la letra n. Para calcular los moles que hay en una
determinada cantidad de sustancia, se divide la masa en gramos de dicha sustancia, entre
la masa molecular de la misma.
Formulario y equivalencias:
n = masa en g
masa molecular en g/mol
1 mol
=
6.022 x 1023
moléculas
En los siguientes ejercicios, nos piden la masa molar de diferentes compuestos, es
necesario sumar las masas atómicas de cada elemento. Se recomienda usar las masas
atómicas redondeadas como vienen en la tabla periódica adjunta.
Calcula la masa molar de:
Cloroformo CHCl3
CHCl3
masa atómica
C 12.01 g/mol x 1 = 12.01
H
1.01 g/mol x 1 =
1.01
Cl 35.45 g/mol x 3 = 106.35
119.37
g/mol
g/mol
g/mol
g/mol masa molecular
En los ejercicios que están a continuación, nos piden calcular la cantidad de sustancias en
diferentes unidades, por lo que es indispensable identificar las ecuaciones o equivalencias
que podemos usar, dependiendo de los datos proporcionados en el ejercicio.
-
Calcula la cantidad de moles de las siguientes muestras:
a.
KNO3
K
N
O
n =
-
C6H14
C
H
30 g de KNO3
masa atómica
39.10 g/mol x 1 =
14.01 g/mol x 1 =
15.99 g/mol x 3 =
30.00 g
101.08 g/mol
=
39.10
14.01
47.97
101.08
0.30
g/mol
g/mol
g/mol
g/mol masa molar
n =
masa en g
masa molar
mol
Calcula la masa en gramos de las siguientes cantidades:
masa atómica
12.01 g/mol x 6 =
1.01 g/mol x 14 =
72.06 g/mol
14.14 g/mol
86.20 g/mol masa molar
n =
masa en g
masa en g
masa molar
= (n) (masa molar)
-
Calcula el número de moléculas que hay en
a.
57 Kg de MnO2
MnO2
Mn
O
n =
masa atómica
54.94 g/mol x 1 =
15.99 g/mol x 2 =
masa en g
masa molar
6.022 x 1023 moléculas
1 mol
n =
655.8 mol
54.94 g/mol
31.98 g/mol
86.92 g/mol masa molecular
57000 g
= 655.8 mol
86.92 g/mol
= 3.95 x 1026
moléculas
-
¿Cuál es el volumen, en litros, de los siguientes compuestos a 25°C y 1 atm de
presión?
a.
47 kg de Cl2
El Cl2 está en estado gaseoso a las condiciones de presión y temperatura indicadas
en el ejercicio, por lo que podemos utilizar la ecuación de los gases ideales para
conocer el volumen, convirtiendo la masa a moles.
Cl2
Cl
masa atómica
35.45 g/mol x 2 =
n =
masa en g
masa molar
PV = nRT
V=
V=
n =
nRT
P
(662.9 mol)
1) Calcula la masa molar de:
1.1 Cloroformo CHCl3
119.37 g/mol
48.47 g/mol
145.41 g/mol
83.92 g/mol
1.2 Permanganato de potasio, KMnO4
a)
b)
c)
d)
47000 g
= 662.9 mol
70.90 g/mol
T en K =
(0.082 atm∙L/mol∙K)
1 atm
Ejercicios
a)
b)
c)
d)
70.90 g/mol masa molecular
158.00 g/mol
110.03 g/mol
126.02 g/mol
127.37 g/mol
273.15 + 25
(298.15 K)
=
298.15 K
= 16,206 L
1.3 Glucosa, (CH2O)6
a)
b)
c)
d)
180.12 g/mol
109.97 g/mol
30.02 g/mol
174.06 g/mol
1.4 Nitrito de bario, Ba(NO2)2
a)
b)
c)
d)
2)
229.31 g/mol
109.97 g/mol
79.01 g/mol
110.99 g/mol
Calcula la cantidad de moles de las siguientes muestras:
2.1
30 g de KNO3
a)
b)
c)
d)
2.2
5.4 X 102 g de NaOH
a)
b)
c)
d)
2.3
0.29 mol
3032 mol
0.43 mol
0.03 mol
135.03 mol
8.96 x 10-22 mol
2.16 x 10 4 mol
0.13 mol
5.36 X 1022 moléculas de H2SO4
a)
b)
c)
d)
8.89 x 10-2 mol
5.46 x 1020 mol
3.22 x 10 46 mol
1.62 x 10-22 mol
2.4
50 g de Óxido de Hierro (II)
a)
b)
c)
d)
3
0.70 mol
0.57 mol
1.43 mol
0.35 mol
Calcula la masa en gramos de las siguientes cantidades:
3.1
350 mol de C6H14
a)
b)
c)
d)
3.2
30,170 g
4,557 g
5.19 x 1025 g
4.06 g
5.36 X 1022 moléculas de Al4C3
a) 19.07 g
b) 1.15 x 1025 g
c) 2.50 x 1020 g
d) 2407 g
3.3
39.98 X 1010 átomos de Hg
a)
b)
c)
d)
3.4
1.33 x 10-10 g
3.02 x 1014 g
1.99 x 109 g
7.51 x 109 g
396.33 mol de MnCl2
a)
b)
c)
d)
49874 g
3.15 g
2.38 x 1026 g
35824 g
4
Calcula el número de moléculas que hay en
4.1
57 Kg de MnO2
a)
b)
c)
d)
4.2
147.389 mol de Al(OH)3
a)
b)
c)
d)
4.3
8.87 x 1025 moléculas
4.08 x 1021 moléculas
1.13 x 1024 moléculas
2.44 x 10-22 moléculas
679 litros de H2O (agua = 1 g/mL)
a)
b)
c)
d)
4.4
3.95 x 1026 moléculas
3.95 x 1023 moléculas
4.84 x 1026 moléculas
9.18 x 1020 moléculas
2.27 x 1028 moléculas
2.27 x 1025 moléculas
3.77 x 104 moléculas
8.87 x 1020 moléculas
2 Toneladas de KOH
a)
b)
c)
d)
2.14 x 1028 moléculas
2.14 x 1022 moléculas
3.01 x 1020 moléculas
1.20 x 1027 moléculas
5 ¿Cuál es el volumen, en litros, de los siguientes compuestos a 25°C y 1 atm de presión?
5.1
47 kg de Cl2
a)
b)
c)
d)
16,206 L
866 L
32,413 L
1358 L
5.2
3,897 mol de NH3
a)
b)
c)
d)
5.3
867 toneladas de NO
a)
b)
c)
d)
5.4
95275 L
5591 L
0.11 L
7988 L
706,555,870 L
21196 L
706 L
3.51 x 10-17 L
3,759 moléculas de CO2
a)
b)
c)
d)
1.52 x 10-19 L
1808 L
3.91 x 1021 L
4042732 L
Composición porcentual.
La composición porcentual en masa es el porcentaje de masa de cada elemento presente
en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada elemento
contenida en 1 mol del compuesto, entre la masa molar del compuesto multiplicada por
100%.
Composición porcentual de un
elemento
=
n x masa molar del elemento
masa molar del compuesto
x
Donde n es el número de moles (átomos) contenidos en 1 mol de compuesto.
Ejemplo:
Determina la composición porcentual de:
a. Fosfato de zinc
Zn3(PO4)2
Zn
P
O
masa atómica
65.39 g/mol x 3 = 196.17 g/mol
30.97 g/mol x 2 = 61.94 g/mol
15.99 g/mol x 8 = 127.92 g/mol
386.03 g/mol masa molecular
% Zn = 3 x 65.39
386.03
% P = 2 x 30.97
386.03
% O = 8 x 15.99
386.03
g/mol x 100% = 50.81%
g/mol
g/mol x 100% = 16.04%
g/mol
g/mol x 100% = 33.13%
g/mol
Ejercicios.
1) Determina la composición porcentual de:
1.1 Fosfato de zinc
a)
b)
c)
d)
50.81% Zn
58.20% Zn
67.39% Zn
67.62% Zn
16.04% P
27.56% P
10.64% P
21.35% P
33.13% O
14.23% O
21.97% O
11.02% O
100%
1.2 Carbonato de calcio
a)
b)
c)
d)
1.3
40.05 % Ca
58.57% Ca
67.39% Ca
67.62% Ca
12.00 % C
17.64% C
10.64% C
21.35% C
47.94 % O
23.48% O
21.97% O
11.02% O
31.91 % K
36.70% K
43.18% K
28.23% K
28.93 % Cl
33.27% Cl
39.15% Cl
25.59% Cl
39.15 % O
30.02% O
17.46% O
46.17% O
a)
b)
c)
d)
81.68 % C
85.70% C
92.24% C
79.85% C
18.31 % H
14.39% H
7.75% H
20.14% H
a)
b)
c)
d)
39.33 % Na
28.32% Na
65.68% Na
30.66% Na
60.66 % Cl
71.67% Cl
34.31% Cl
69.33% Cl
a)
b)
c)
d)
84.09 % C
81.68% C
40.87% C
90.48% C
15.91 % H
18.31% H
59.13% H
9.52% H
a)
b)
c)
d)
29.16% N
17.95% N
32.56% N
17.07% N
8.41% H
5.17% H
2.34% H
9.84% H
Clorato de potasio
a)
b)
c)
d)
1.4
1.5
1.6
Propano (C3H8)
NaCl
C8H18
1.7 (NH4)2CO3
12.51% C
15.39% C
27.91% C
14.63% C
49.92% O
61.47% O
37.16% O
58.45% O
1.8 Aspirina (C9H8O4)
a)
b)
c)
d)
60.01% C
41.39% C
57.15% C
81.78% C
4.48% H
3.48% H
4.80% H
6.11% H
35.51% O
55.11% O
38.04% O
12.09% O
83.85% C
94.54% C
85.83% C
84.28% C
12.01% H
4.06% H
10.54% H
12.07% H
4.13% O
1.39% O
3.62% O
3.64% O
1.9 Colesterol (C27H46O)
a)
b)
c)
d)
2 Cuando se calientan 1.63 g de Zn en aire, se combinan con 0.40 g de oxígeno O 2, para
formar óxido de zinc. Calcula la composición porcentual de la sustancia que se forma.
a)
b)
c)
d)
80.35% Zn
79.90% Zn
67.15% Zn
49.88% Zn
19.64% O
19.70% O
32.54% O
5011% O
3 Durante un estudio en hojas de eucalipto se obtuvo el ingrediente activo llamado
“eucalipto”, del cual se analizó una muestra de 3.162 g, dando una composición de 2.46
g de carbono, 0.373 g de hidrógeno y 0.329 g de oxígeno. Determina el porcentaje en
masa de cada uno de los elementos que forman el eucalipto.
a)
b)
c)
d)
77.80% C
8.68% C
34.51% C
83.97% C
11.79% H
4.80% H
62.12% H
1.07% H
10.40% O
86.50% O
3.36% O
14.95% O
Fórmula empírica (mínima).
La fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la proporción mínima, en
números enteros, entre sus átomos, pero no necesariamente indica el número real de
átomos en una molécula determinada. Son las fórmulas más sencillas; se escriben de
manera que los subíndices de las fórmulas moleculares se reduzcan a los números enteros
más pequeños posibles.
La fórmula empírica de un compuesto se puede calcular a partir de la composición
porcentual en masa de los elementos del compuesto. Como se da en porcentaje en masa,
es decir, en g por cada 100 g, es conveniente considerar que se tiene una muestra de 100 g
exactos, y a partir de esto, convertir a g los porcentajes de cada elemento.
El siguiente paso es calcular la cantidad de moles de cada elemento en la muestra de 100 g,
dividiendo entre las masas atómicas de cada elemento. Se recomienda usar 3 cifras
decimales.
Una vez que calculamos los moles, es necesario pasarlos a números enteros, por lo que se
divide entre el número menor de moles obtenidos. Si después de hacer esta operación
quedaran cifras decimales, se procederá a multiplicar los moles de todos los elementos por
el número menor que arroje un entero.
Ejemplo:
¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 43.65% de P y 56.35 % de
O?
43.65 % de P
en 100 g =
56.35 % de O
43.65 g de P
53.65 g de O
nP =
43.65 g
30.97 g/mol
= 1.409 mol
1.409 mol
1.409 mol
=
nO =
56.35 g
15.99 g/mol
= 3.524 mol
3.524 mol
1.409 mol
= 2.5 x 2 = 5
Fórmula empírica:
P2O5
1 x 2 = 2
Ejercicios.
1) ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 43.65% de P y 56.35 % de
O?
2) El mercurio forma un compuesto con el cloro, cuya composición porcentual es 73.9% de
Hg y 26.1 % de Cl, en masa. ¿Cuál será la formula empírica del compuesto?
3) Encuentra la fórmula empírica de un compuesto que contiene 35.18% de hierro, 44.66%
de cloro y 20.16% de oxígeno.
4) El alcanfor es un compuesto de aroma característico, y está constituido por 78.9% de C,
10.59% de H y 10.51% de O. ¿Cuál es su fórmula empírica?
5) El ácido benzóico es un polvo blanco, cristalino, que se emplea como conservador de
alimentos. El compuesto contiene 68.8% de C, 5.0% de H y 26.2 % de O en masa. ¿Cuál
es su fórmula empírica?
Fórmula molecular.
La fórmula molecular muestra la cantidad de átomos de cada especie en una molécula.
Puede determinarse si se conocen la fórmula empírica y la masa molecular. Las fórmulas
moleculares son múltiplos de las fórmulas empíricas. Si el multiplicador es 1, la fórmula
molecular y la empírica son la misma.
Para determinar la fórmula molecular, se puede sacar la masa de la fórmula empírica, y
posteriormente dividir la masa molecular entre la masa de la fórmula empírica. El número
obtenido será el múltiplo por el que deberán multiplicarse todos los subíndices de los
elementos en la fórmula empírica, y así conocer la fórmula molecular.
Ejemplo:
La composición porcentual del acetaldehído es 54.5% de C, 9.2% de H y 36.3 % de
O, y su peso molecular es 44 g/mol. Determina la fórmula molecular del
acetaldehído.
En 100 g =
54.5 g de C 9.2 g de H
36.3 g de O
nC =
54.5 g
= 4.538 mol
12.01 g/mol
4.538 mol
2.270 mol
= 2
nH =
9.2 g
1.01 g/mol
= 9.109 mol
9.109 mol
2.270 mol
= 4
nO =
36.3 g
= 2.270 mol
15.99 g/mol
2.207 mol
2.270 mol
= 1
Fórmula empírica:
C2H4O
Masa de la fórmula empírica:
C 2H4O
C
H
O
masa atómica
12.01 g/mol x 2 =
1.01 g/mol x 4 =
15.99 g/mol x 1 =
24.02
4.04
15.99
44.05
g/mol
g/mol
g/mol
g/mol
Para obtener el múltiplo:
Masa molecular del compuesto = 44.00
Masa de la fórmula empírica
44.05
Fórmula molecular:
g/mol
g/mol
= 0.99  1
C2H4O
Ejercicios:
1) La composición porcentual del acetaldehído es 54.5% de C, 9.2% de H y 36.3 % de O, y su
peso molecular es 44 g/mol. Determina la fórmula molecular del acetaldehído.
2) La masa molar del estireno, que se usa para producir el plástico denominado poliestireno,
es de 104 g/mol y su fórmula empírica es CH. Deduce su fórmula molecular.
3) La cafeína, estimulante primordial del café y el té, tiene una masa molar de 194.19 g/mol y
una composición porcentual en masa de 49.48% de C, 5.19% de H, 28.85% de N y 16.48%
de O. ¿Cuál es la fórmula molecular de la cafeína?
4) La alicina es el compuesto que proporciona el olor característico al ajo. Al realizar un análisis
de este compuesto se encuentra que tiene la siguiente composición porcentual: C: 44.4 %,
H: 6.21%, S: 39.8 % y O: 9.86%. También se encuentra que su masa molar es igual a 162
5) El ácido adípico es un compuesto formado por C, H, y O. Se utiliza en la fabricación de nylon.
Un análisis reveló que el compuesto contiene 49.3% de C y 43.8% de O.
Calcula:
5.1 El porcentaje de H
5.2 La fórmula molecular, si la masa molar del ácido es 146 g/mol.
6)
La hidroquinona es un compuesto orgánico que por lo general se utiliza como revelador
en fotografía. Tiene una masa molar de 110.1 g/mol y una composición de 65,45% de C,
5,45 % de H y 29.09 % de O. Calcula la fórmula molecular.
7) El ácido oléico es un componente del aceite de oliva. Tiene 76.5% de C, 12.2% de H y
11.3% de O. La masa molar del compuesto es aproximadamente 282 g/mol. ¿Cuál es la
fórmula molecular del ácido oleico?
8) La estrona, una hormona sexual femenina, presenta la siguiente composición: 8.2% de
hidrógeno, 80% de carbono y 11.8% de oxígeno. Se encontró que su masa molar es igual
a 270 g/mol. Determina la fórmula empírica y molecular de la estrona.
9) El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado
común. Se compone de 40.92% de carbono, 4.58% de hidrógeno y 54.50% de oxígeno
en masa. Si se sabe que la masa molecular es de 88.07 g/mol, determina su fórmula
empírica y molecular.
10) La fructuosa es un azúcar natural muy dulce que se encuentra en la miel, frutas y jugos
de frutas. Su masa molar es de 180.1g/mol y su composición es 40% de C, 6.7% de H y
53.3 % de O. Calcula la fórmula molecular de la fructuosa.
Estequiometría. Cálculos en reacciones químicas (reactivo limitante,
porcentaje de rendimiento).
Cantidades de reactivos y productos.
Independientemente de las unidades para referirse a la cantidad de reactivos, para calcular
la cantidad de producto formado en una reacción utilizamos moles. Este método se
denomina método del mol, que significa que los coeficientes estequiométricos en una
reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia. Por
ejemplo, en la reacción de formación del amoniaco, los coeficientes estequiométricos
muestran que una molécula de N2 reacciona con tres moléculas de H2 para formar dos
moléculas de NH3:
N2 (g)
1 molécula
1 mol
+
3H2 (g)
3 moléculas
3 moles
→
2NH3 (g)
2 moléculas
2 moles
En cálculos estequiométricos, podemos decir que tres moles de H 2 equivalen a dos moles
de NH3, y de esta manera podemos relacionar a todos los componentes de la reacción. Estas
relaciones las podemos escribir como factores de conversión:
1 mol N2
2 mol NH3
,
2 mol NH3
3 mol H2
,
2 mol NH3
1 mol N2
,
1 mol N2
3 mol H2
,
3 mol H2
2 mol NH3
y
3 mol H2
1 mol N2
Utilizando los factores obtenidos de una reacción, podemos calcular la cantidad de reactivos
que intervienen o productos que se forman en una reacción; y para eso es necesario seguir
los siguientes pasos:
1. Balancear la reacción.
2. Convertir las cantidades conocidas de reactivos y/o productos a moles.
3. Utilizar la relación molar de la ecuación balanceada (factores de conversión =
estequiométricos) para calcular el número de moles de reactivos y/o productos.
4. Convertir las moles a gramos o a la unidad que se requiera.
Ejemplo:
Dada la siguiente ecuación:
K2Cr2O7 +
6KI +
7H2SO4
Cr2(SO4)3 +
4K2SO4 +
3I2 + 7H2O
Calcula a) la cantidad de moles de ácido sulfúrico que reaccionan con 3 moles de yoduro de
potasio y b) la cantidad de moles de I2 que se producen a partir de 3 moles de KI.
Procedimiento:
La reacción está balanceada, por lo tanto los factores entre el H2SO4 y KI; y entre el KI y el I2
son los siguientes:
7 mol H2SO4
6 mol KI
y
6 mol KI
7 mol H2SO4
6 mol KI
3 mol I2
y
3 mol I2
6 mol KI
a) Moles de H2SO4 que reaccionan con 3 moles de KI
3 mol KI
x
7 mol H2SO4
6 mol KI
=
3.5 mol H2SO4
b) Moles de I2 que se producen a partir de 3 moles de KI
3 mol KI
x
3 mol I2
6 mol KI
=
1.5 mol I2
Ejercicios:
1. Dada la siguiente ecuación:
K2Cr2O7 +
6KI +
7H2SO4
Cr2(SO4)3 +
4K2SO4 +
3I2 + 7H2O
Calcula:
1.1 La cantidad de moles de ácido sulfúrico que reaccionan con 3 moles de yoduro de
potasio
1.2 La cantidad de moles de I2 que se producen a partir de 3 moles de KI.
2. Dada la reacción:
N2
+
3H2
2NH3
Calcula las moléculas de amoniaco que se producen a partir de 0.025 moles de nitrógeno
con hidrógeno.
3. ¿Cuántas moles de dióxido de carbono se producirán por la reacción completa de 2
moles de glucosa de acuerdo con la siguiente reacción?
C6H12O6
+
6O2
6CO2
+
6H2O
4. El amoniaco se quema en presencia de oxígeno de acuerdo con la ecuación
4NH3
+
3O2
2N2
+
6H2O
¿Cuantos gramos de O2 se requieren para que reaccionen completamente 13.7 moles de
NH3?
5. La ecuación que representa la combustión del octano es:
2C8H18
+
25O2
16CO2
+
18H2O
Calcula los moles de H2O que se producen al quemar 325 g de octano.
6.
Calcula el número de moles de CO2 producidos cuando se queman 1.5 moles de
hexano, C6H14 en presencia de aire, según la reacción:
2C6H14
+
19O2
12CO2
+
14H2O
7.
Calcula las moles de NO2 necesarios para producir 7.33 moles de HNO3 en la
fabricación comercial del ácido nítrico, según la reacción:
3NO2
+
H2O
2HNO3
+
NO
8.
En las ferreterías se venden pequeños envases de gas propano para fuentes de calor
portátil (para soldaduras por ejemplo). La reacción de combustión del propano es:
C3H8
+
5O2
3CO2
+
4H2O
8.1 ¿Qué masa de CO2 se produce por la combustión de 4.7 moles de propano?
8.2 ¿Cuántas moles de agua acompañan la producción de 4.4 g de CO2?
9.
Dada la ecuación:
Al4C3
+
12H2O
4Al(OH)3
+
3CH4
9.1 ¿Cuántos moles de agua se necesitan para reaccionar con 100 g de Al4C3?
9.2 ¿Cuántos moles de Al(OH)3 se producen cuando se forman 0.3 moles de CH4?
10.
Cuando se calienta dióxido de silicio mezclado con carbono, se forma carburo de
silicio, SiC y monóxido de carbono. La ecuación de la reacción es:
SiO2
+
3C
SiC
+
2CO2
Si se mezclan 150 g de dióxido de silicio con carbono ¿Cuántos gramos de SiC se formarán?
11.
El dióxido de azufre, un contaminante que se produce al quemar carbón y petróleo
en plantas de energía, puede retirarse haciéndolo reaccionar con carbonato de
calcio
2SO2 +
2CaCO3 + O2
2CaSO4 +
2CO2
11.1 ¿Qué masa de CaCO3 se requieren para retirar 155 g de SO2?
11.2 ¿Qué masa de CaSO4 se formará si se consumen en su totalidad 155 g de SO2?
12.
En un laboratorio se genera oxígeno por descomposición térmica del clorato de
potasio. Calcula el volumen de oxígeno, a 25°C y 1 atm, que se genera a partir de 18
g de clorato de potasio, según la reacción:
2KClO3
13.
2KCl
+
3O2
Según la siguiente reacción:
C3H8
+
5O2
3CO2
+
4H2O
Toda la reacción se lleva a cabo a 25°C y 1 atm de presión.
13.1 ¿Qué volumen de oxígeno reaccionará con 15 L de propano para formar dióxido de
carbono y agua?
13.2 ¿Qué volumen de dióxido de carbono se formará?
13.3 ¿Qué volumen de vapor de agua se formará?
Reactivo limitante y reactivo en exceso.
En una reacción química, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades
estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la reacción balanceada.
Con frecuencia se suministra un exceso de uno de los reactivos y en consecuencia, el otro
reactivo se consumirá en su totalidad. El reactivo que se consume primero se denomina
reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la
cantidad original de este reactivo.
Para poder determinar el reactivo limitante, es necesario conocer las cantidades de ambos
reactivos que intervienen en la reacción. Los pasos a seguir serán los siguientes:
i.
Balancear la reacción
ii.
Convertir las cantidades de reactivos a moles.
iii.
Establecer los factores entre los reactivos y uno de los productos.
iv.
Calcular la cantidad de producto obtenida con ambos reactivos.
v.
Comparar las cantidades de producto, el reactivo que produzca la menor cantidad, será
el reactivo limitante, y el otro el reactivo en exceso.
vi.
En caso de requerir conocer la cantidad de reactivo en exceso que reaccionó, o sin
reaccionar, establecer el factor entre ambos reactivos y calcular lo que se solicite.
1. La obtención del bromuro de plata , AgBr, se dá por la combinación de nitrato de plata,
AgNO3 y bromuro de magnesio, MgBr2 :
2AgNO3
+
MgBr2
2AgBr
+
Mg(NO3)2
1.1
Si reaccionan 100 g de AgNO3 y 50 g de MgBr2. Calcula los gramos de AgBr que se
forman.
1.2
Los gramos de reactivo en exceso que permanecen sin reaccionar.
2. Calcula los moles de HCl, cuando reaccionan 3 moles de H2 y 3.5 moles de Cl2. Determina
el reactivo limitante
3. La cal apagada se forma a partir de la cal viva, CaO, mediante la adición de agua:
CaO
+
H2O
Ca(OH)2
3.1 ¿Qué masa de cal apagada se forma al mezclar 30g de CaO y 10 g de agua?
3.2 ¿Cuál es el reactivo limitante?
3.3 ¿Cuánto reactivo queda en exceso?
4. Al reaccionar 16 g de hidróxido de potasio y 12 g ácido nítrico según la siguiente
ecuación
KOH
+
HNO3
KNO3
+
H2O
4.1 Determina el reactivo limitante
4.2 ¿Qué cantidad queda sin reaccionar del reactivo en exceso?
5. Al reaccionar 10 g de hidróxido de sodio y 10 g ácido sulfúrico según la siguiente
ecuación
2NaOH
+
H2SO4
Na2SO4
+
H2O
5.1 Determina el reactivo limitante
5.2 ¿Qué cantidad queda sin reaccionar del reactivo en exceso?
6. El silicio puro que se requiere para los chips de computadoras y celdas solares, se
fabrica mediante la reacción:
SiCl4
+
2Mg
Si
+
2MgCl2
Si se emplean 325 g de SiCl4 y 325 g de Mg,
6.1 ¿Cuál será el reactivo limitante?
6.2 ¿Qué cantidad en gramos de Si se producirá?
7. El compuesto SF6 se obtiene quemando azufre en una atmósfera de flúor. La
ecuación es:
S8
+
24F2
8SF6
Si se emplean 1.2 moles de azufre y 32 g de F2, ¿Cuál es el reactivo limitante?
8. En un crisol refractario se tiene una mezcla de 7.45 g de óxido de hierro (II) y 0.11
moles de aluminio. Se colocan en una mufla donde tiene lugar la reducción del
óxido:
3FeO
+
2Al
3Fe
+
Al2O3
Calcula:
8.1 ¿Cuál es el reactivo limitante?
8.2 Determina la máxima cantidad de Hierro, en moles, que puede obtenerse.
8.3 Calcula la masa de reactivo en exceso que queda en el crisol.
9. El vino se agria cuando el etanol se convierte en ácido acético por oxidación:
C2H5OH
+
O2
CH3COOH
+
H2O
Se cierra una botella de vino en la que había 2 g de etanol y 2 g de oxígeno, ¿Cuál será el
reactivo limitante de la oxidación?
Rendimiento de reacción.
Hasta el momento, se ha calculado la cantidad de productos obtenidos como si las
reacciones se llevaran a cabo al 100 %. En la realidad, para que una reacción se lleve a cabo
en su totalidad, es necesario que una serie de variables estén perfectamente controladas,
como la temperatura, el tiempo, la presión, si requiere agitación constante, o alguna
atmósfera determinada; y por este motivo, lo común es que las reacciones no se lleven a
cabo en su totalidad.
Para determinar la eficiencia de una reacción química se utiliza el término rendimiento
porcentual que indica la proporción entre el rendimiento real y el rendimiento teórico.
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑥 100
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que se podría obtener si
reaccionara todo el reactivo limitante, y se calcula a partir de la reacción balanceada, como
en los ejercicios mostrados hasta el momento. El rendimiento real es la cantidad de
producto obtenida experimentalmente, y por lo general, es menor al rendimiento teórico.
Ejemplo:
El tetracloruro de carbono (CCl4) se obtiene al hacer reaccionar sulfuro de carbono
(CS2) y cloro (Cl2):
CS2(s)
+

3 Cl2 (g)
CCl4(l)
+
S2Cl2(s)
Si se hacen reaccionar 100 g de CS2 con suficiente Cl2
a) Calcula el rendimiento teórico.
b) Calcula el rendimiento porcentual si se obtuvieron 65 g de CCl4.
Procedimiento:
a) Se menciona que hay suficiente Cl2, por lo tanto el CS2 es el reactivo limitante.
CS2
C
S
n =
masa atómica
12.01 g/mol x 1 =
32.06 g/mol x 2 =
masa en g
masa molar
1.31 mol CS2
CCl4
C
Cl
masa en g
12.01 g/mol
64.12 g/mol
76.13 g/mol masa molecular
n =
x
1 mol CCl4
1 mol CS2
=
100 g
= 1.31 mol
76.13 g/mol
1.31 mol CCl4
masa atómica
12.01 g/mol x 1 = 12.01 g/mol
35.45 g/mol x 4 = 141.80 g/mol
153.81 g/mol masa molecular
= (n) (masa molecular)
g de CCl4 = (1.31 mol) (153.81 g/mol) = 201.49 g rendimiento teórico
b)
% de rendimiento =
% de rendimiento
=
rendimiento real
rendimiento teórico
65 g
x 100 =
201.49 g
x 100
32.26 %
Ejercicios:
1. El tetracloruro de carbono (CCl4) se obtiene al hacer reaccionar sulfuro de carbono (CS2)
y cloro (Cl2):
CS2(s)
+
3 Cl2 (g)
CCl4(l)
+
S2Cl2(s)

Si se hacen reaccionar 100 g de CS2 con suficiente Cl2
1.1 Calcula el rendimiento teórico.
1.2 Calcula el rendimiento porcentual si se obtuvieron 65 g de CCl4.
2. En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones de acero, se puede
obtener al hacer reaccionar óxido de vanadio (V2O5) con calcio a temperaturas elevadas:
5 Ca(s) +
V2O5 (s)
5 CaO(s)
+
2 V(s)

Si en un proceso reaccionan 1.54x103 g de V2O5.
2.1 Calcula el rendimiento teórico de V.
2.2 Calcula el porcentaje de rendimiento si se obtienen 803 g de V
3. La nitroglicerina (C3H5N3O9) es un explosivo muy potente. Su descomposición genera gran
cantidad de calor y muchos productos gaseosos. Se puede representar mediante la
siguiente reacción:
4 C3H5N3O9(s)
6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(g)
+ O2(g)

La velocidad de formación de estos gases, así como su rápida expansión, es lo que causa la
explosión.
3.1 ¿Cuál es la cantidad máxima de O2 en gramos que se obtendrá a partir de 200 g de
nitroglicerina?
3.2 Calcula el porcentaje de rendimiento de esta reacción si encuentra que la cantidad de
O2 producida fue de 6.55 g
4.
El titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la
construcción de naves espaciales, aviones, en sus motores y para la construcción de
bicicletas. Se obtiene mediante la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido,
a una temperatura comprendida entre 950°C y 1150°C:
TiCl4(g) + 2 Mg(l)
Ti(s)
+ 2 MgCl2(l)

En cierto proceso industrial se utilizan 3.54x107 g de TiCl4.
4.1 Calcula el rendimiento teórico de Ti, en gramos.
4.2 Calcula el rendimiento porcentual si en la práctica se obtienen realmente 7.91x106 g de
Ti.
5.
En plantas industriales nuevas hacen reaccionar metanol líquido con monóxido de
carbono en presencia de un catalizador de acuerdo con la siguiente reacción:
CH3OH(l) + CO(g) → CH3COOH(l)
En un experimento se hicieron reaccionar 15.0 g de metanol.
5.1 ¿Qué masa teórica (en g) de ácido acético se debe obtener?
5.2 Si se obtienen 19.1 g, ¿cuál es el rendimiento de la reacción?
Cálculo de molaridad, porcentaje en masa y en volumen de una
solución.
Unidades de concentración.
En Química se trabaja mucho con soluciones. Los términos “diluido” y “concentrado” se relacionan
de manera estrecha con el tema.
Una solución se compone de dos partes, un soluto y un solvente, el soluto es la sustancia que se va
a disolver en un solvente, el soluto siempre se encuentra en menor proporción que el solvente.
Por ejemplo, si estamos preparando agua azucarada, identificamos que el componente en menor
proporción debe ser el azúcar, por lo tanto, ése es nuestro soluto, entonces lo que resta es el agua,
que estará en mayor proporción, se convierte en nuestro solvente.
Ahora, si tenemos un litro de agua y le agregamos 500 gramos de azúcar, todo bien mezclado y
disuelto, lo vamos a comparar con otra muestra de un litro de agua pero ahora le agregamos sólo
50 gramos de azúcar. La primera mezcla, en comparación con la segunda está más concentrada.
Las soluciones pueden ser líquidas, sólidas o gaseosas, por lo que se puede medir en diferentes
magnitudes: porcentaje masa/masa, porcentaje volumen/volumen, porcentaje masa/volumen, etc.
Especialmente en Química se hace también uso de otras expresiones en unidades químicas.
-
Molaridad: En este caso el soluto se expresa en unidades de cantidad de materia (moles) y
el solvente en unidades de volumen (litros), entonces, una solución con 2 moles de soluto
en un litro de solvente se expresa como una solución 2 M (dos molar). Si se tiene una
solución 3.5 M de NaCl, significa que hay 3.5 moles de NaCl en un litro de solvente o, lo que
es equivalente, 175.32 gramos de NaCl por cada litro de solvente.
Si sabemos la masa del soluto que se está usando, podemos calcular su masa molecular y, así,
conocer el número de moles para poder expresar la concentración en molaridad.
𝑀=
Ejemplos:
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑔
[𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)]
[𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (
𝑚𝑜𝑙 )]
Porcentaje en masa/masa %(m/m)
- Calcule el porcentaje de soluto en cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a) 8.50 g de cloruro de sodio en 95.0 g de solución
%
𝑚 8.5 𝑔 𝑐𝑙𝑜𝑟𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜
(100) = 8.94%
=
(95 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)
𝑚
- Calcule los gramos de agua que deben añadirse a
a) 16 g de azúcar (C12H22O11) para preparar una solución al 23 %
%
𝑚
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
(100%)
=
𝑚 (𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)
𝑚
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
( 𝑚)=
=
(𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛) (𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒)
100%
%
𝑚
( 𝑚 ) (𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒) = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
100%
%
𝑚
𝑚
%
( 𝑚 ) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + ( 𝑚 ) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
100%
100%
%
𝑚
𝑚
%
( 𝑚 ) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 − ( 𝑚 ) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
100%
100%
%
𝑚
%
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 − ( 𝑚 ) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
100%
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 =
𝑚
%
( 𝑚)
100%
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 =
23%
) (16 𝑔 𝑎𝑧ú𝑐𝑎𝑟)
100%
23%
(
)
100%
16 𝑔 𝑎𝑧ú𝑐𝑎𝑟 − (
16 𝑔 𝑎𝑧ú𝑐𝑎𝑟 − (0.23)(16 𝑔 𝑎𝑧ú𝑐𝑎𝑟)
= 53.56 𝑔 𝑎𝑔𝑢𝑎
(0.23)
Ejercicios:
Porcentaje en masa/masa %(m/m)
1. Calcule el porcentaje de soluto en cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a) 8.50 g de cloruro de sodio en 95.0 g de solución
a)
b)
c)
d)
8.94%
5.67%
8.90%
9.0%
b) 12 g de azúcar en 250 g de agua
a)
b)
c)
d)
5.0%
4.58%
6.79%
1.02%
c) 3.88 g de cloruro de calcio en 78.50 g de agua
a)
b)
c)
d)
3.88%
5.33%
4.71%
5.12%
2. Calcule el porcentaje de soluto en cada una de las siguientes soluciones:
a) 13.7 g de cloruro de sodio en 110 g de solución
a)
b)
c)
d)
12.45%
13.54%
67.34%
14.34%
b) 12.4 g de cloruro de bario en 80.7 g de agua
a) 12.4%
b) 13.2%
c) 15.6%
d) 1.32%
c) 0.155 g de fenol (C6H6O) en 15.00 g de glicerol
a)
b)
c)
d)
1.02%
10.2%
0.102%
3%
3. Calcule los gramos de soluto que deben disolverse en
a) 350 g de agua para preparar una solución de sulfato de potasio al 17 %
a)
b)
c)
d)
71.68 g
65.7 g
72.0 g
69.9 g
b) 15.0 g de agua para preparar una solución de cloruro de sodio al 12 %
a)
b)
c)
d)
2.34 g
2.04 g
4.50 g
3.01 g
4. Calcule los gramos de agua que deben añadirse a
a) 16 g de azúcar (C12H22O11) para preparar una solución al 23 %
a)
b)
c)
d)
53.56 g
56.53 g
33.44 g
50.70 g
b) 4 g de yoduro de potasio para preparar una solución al 1.9 %
a)
b)
c)
d)
201.45 g
206.52 g
3056.4 g
204.1 g
c) 345 g de cloruro de sodio para preparar una solución al 25 %
a) 900 g
b) 800 g
c) 1035 g
d) 1100 g
5. Calcule la cantidad de gramos de solución que se necesitan para tener
a) 68.3 g de cloruro de sodio de una solución acuosa al 12.0 %
a)
b)
c)
d)
612.34 g
596.16 g
601.29 g
703.56 g
b) 1.20 g de bicarbonato de sodio de una solución acuosa al 6 %
a)
b)
c)
d)
6.7 g
7.5 g
8.3 g
10.2 g
Porcentaje en volumen (%V/V). Esta manera de expresar la concentración de una solución
se usa por lo general cuando el soluto y el solvente se encuentran en estado líquido. Es muy
semejante a la anterior, sólo que en este caso se indican los mililitros de soluto que hay en
100 mililitros de solución.
% 𝑉⁄
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝐿)
𝑉=
𝑥 100
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿)
Al igual que en %(m/m), con esta expresión podemos calcular la concentración porcentual
en volumen de una solución.
Ejemplo:
Determina cuál es el porcentaje en volumen de una solución que
-
contiene 15 mL de ácido nítrico (HNO3) y 500 mL de agua.
%
%
𝑉
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
(100%)
=
𝑉 (𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
=
(100%)
(𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)
𝑉
15 𝑚𝐿 𝐻𝑁𝑂3
15 𝑚𝐿 𝐻𝑁𝑂3
(100%) =
(100%)
=
𝑉 (15 𝑚𝐿 𝐻𝑁𝑂3 + 500 𝑚𝐿 𝑎𝑔𝑢𝑎)
515 𝑚𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
= 2.91%
Ejercicios:
Porcentaje en volumen (%V/V)
1. Determina cuál es el porcentaje en volumen de una solución que contiene 15 mL de ácido
nítrico (HNO3) y 500 mL de agua.
a)
b)
c)
d)
2.91%
3.0 %
3.2 %
4.0 %
2. Calcula cuántos mililitros de ácido sulfúrico se necesitan para preparar 600 mL de solución
al 8% en volumen.
a)
b)
c)
d)
53 mL
43 mL
36 mL
48 mL
3. Determina el volumen de soluto presentes en 500 mL de solución al 18% en volumen.
a)
b)
c)
d)
180 mL
90 mL
88 mL
92 mL
Molaridad (M).
Una de las aplicaciones de los análisis químicos es determinar con exactitud la
composición de una determinada sustancia; para ello, se requiere tener soluciones de
concentración conocida, expresada en unidades químicas. Una forma de hacer esto es con
la molaridad, que indica la relación de los moles de soluto por cada litro de solución:
Una solución 1 M indica que hay 1 mol de soluto por litro de solución.
Una solución 2 M indica que hay 2 moles de soluto por litro de solución.
Esto se expresa así:
𝑀=
Si:
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑛
=
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿) 𝑉
𝑛=
𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)
𝑔
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 ( ⁄𝑚𝑜𝑙 )
Sustituimos:
𝑀=
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑔
[𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 ( ⁄𝑚𝑜𝑙 )][𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)]
Ejemplos:
- Calcule la molaridad de cada una de la siguiente solución acuosa:
75.5 g de alcohol etílico (C2H6O) en 450 mL de solución
𝑀𝑚𝐶2 𝐻6𝑂 = 46.07 𝑔/𝑚𝑜𝑙
450 𝑚𝐿 (
𝑀=
1𝐿
) = 0.45𝐿
1000𝐿
75.5 𝑔 𝐶2 𝐻6 𝑂
[46.07 𝑔/𝑚𝑜𝑙][0.45 𝐿]
= 3.64 𝑀
- Calcule la cantidad de gramos de soluto que se necesitan para preparar la
siguiente solución acuosa. Explique cómo prepararía la solución.
a. 250 mL de una solución de hidróxido de sodio (NaOH) 0.5 M
𝑀=
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑔 [𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
)]
𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)]
𝑚𝑜𝑙
[𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (
𝑔
)] [𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)] = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑚𝑜𝑙
𝑀 [𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (
𝑀𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 = 39.99
250 𝑚𝐿 (
(0.5 𝑀) (39.99
𝑔
𝑚𝑜𝑙
1𝐿
) = 0.25𝐿
1000𝐿
𝑔
) (0.25𝐿) = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) = 4.99 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑚𝑜𝑙
Se pesan la masa de NaOH en un recipiente del volumen que se desea (250 mL), luego se disuelve
poco a poco en la mínima cantidad de agua posible, entonces, se pone el volumen hasta los 250
mL.
Ejercicios:
1. Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a. 75.5 g de alcohol etílico (C2H6O) en 450 mL de solución
a.3.65 M
b.3.0 M
c. 4.32 M
d. 2.65 M
b. 2.65 g de cloruro de sodio (NaCl) en 40.0 mL de solución.
a. 1.33 M
b. 1.03 M
c. 1.13 M
d. 1.23 M
2. Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:
a. 22.0 g de bromuro de sodio (NaBr) en 850 mL de solución.
a. 0.2 M
b. 0.15 M
c. 0.25 M
d. 0.3 M
b. 12.0 g de cloruro de calcio (CaCl2) en 640 mL de solución.
a. 0.22 M
b. 0.17 M
c. 0.27 M
d. 0.12 M
c. 15.0 g de bromuro de bario en 1150 mL de solución.
a. 0.04 M
b. 0.05 M
c. 0.053 M
d. 0.043 M
3. Calcule la cantidad de gramos de soluto que se necesitan para preparar las siguientes soluciones
acuosas. Explique cómo prepararía cada solución.
a. 250 mL de una solución de hidróxido de sodio (NaOH) 0.5 M
a. 5 g
b. 6 g
c. 4 g
d. 2 g
b. 250 mL de una solución de cloruro de calcio (CaCl2) 0.220 M
a. 61 g
b. 6.1 g
c. 0.61 g
d. 6.1 mg
c. 100 mL de una solución de sulfato de sodio 0.155 M
a. 2.5 g
b. 2.2 g
c. 2.0 g
d. 2.8 g
4. Calcule la cantidad de mililitros de solución acuosa que se requiere para tener
a. 8.85 g de hidróxido de sodio (NaBr) de una solución 0.100 M
a. 720 mL
b. 950 mL
c. 860 mL
d. 890 mL
b. 7.65 g de cloruro de calcio (CaCl2) de una solución 1.40 M
a. 69 mL
b. 49 mL
c. 79 mL
d. 59 mL
c. 1.20 mol de ácido sulfúrico (H2SO4) de una solución 6.00 M
a. 400 mL
b. 200 mL
c. 120 mL
d. 300 mL