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 QUI – 123 2 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 3 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) Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 4 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. Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 5 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 6 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) Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 7 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 : Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. 6,023.1023 átomos de Au ------------1 átomo de Au -----------x = 3,27.10-22 g Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 8 197 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 9 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 11 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 12 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) Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Ecc. Iónica NO3 -ac) Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 13 : 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 14 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: Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 15 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Sí : Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 16 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. Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 17 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: Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 % = 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. Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 19 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 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Prof. ADRIANA TORO R. Química General 1º Sem. 2011 QUI – 123 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