UNIDAD_II (1)

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITECNICA
"ANTONIO JOSÉ DE SUCRE"
VICE-RECTORADO "LUIS CABALLERO MEJÍAS"
NÚCLEO GUARENAS
UNIDAD II
Q
U
Í
M
I
C
A
Prof. Lesbia Galarraga Moreno
Marzo, 2006
1
CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS
La materia, (todo lo que constituye al universo), está formada por partículas
infinitamente pequeñas denominadas átomos, los cuales se agrupan entre sí formando
moléculas. Es por ello que la materia es discontinua. El átomo es un corpúsculo que
contiene masa y energía, y está constituido por un núcleo en donde se encuentran los
protones (partículas positivas) y neutrones (partículas sin cargas); en torno a este núcleo
se encuentran los electrones (partículas de carga negativa), ocupando un orbital atómico
de acuerdo a la energía que posee. El conjunto de orbitales atómicos constituyen la
corteza o corona del átomo.
ACTIVIDAD 1
1) Nombre y explique algunos fenómenos que ponen de manifiesto la discontinuidad de la
materia.
La cantidad de materia que existe en el universo es constante, sólo existe la
transformación de un tipo de material en otro (Ley de la conservación de la
materia). Durante estas transformaciones existe consumo o pérdida de energía en
forma de calor; por eso los cambios en la materia pueden ser exotérmicos, cuando se
desprende energía; endotérmicos, cuando se absorbe energía; y térmicamente neutros
cuando no hay absorción ni desprendimiento de energía.
La materia puede experimentar cambios físicos y químicos : a) el físico
es aquel que al actuar sobre la materia no afecta su compos ición; como por
ejemplo la fusión de la parafina, la pulverización del yeso, el paso de
energía eléctrica por un alambre de cobre, y la evaporación del agua; y b)
químicos
cuando provoca cambios profundos en los materiales, alterando
su composición cuanti-cualitativamente, como por ejemplo la combustión de
la gasolina, la descomposición del agua por electrólisis, la fotosíntesis, la
fermentación y otras
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
La materia se presenta en tres estados fundamentales, sólido, líquido y gaseoso; cuyas
características más resaltantes se recogen en el siguiente cuadro:
CARACTERÍSTICA
SOLIDO
LIQUIDO
Ordenamiento
de las partículas
Espacios
entre
las partículas
Forma
Empaquetamiento
Cierto desorden
muy rígido
Las partículas están Mayores que en
muy juntas entre sí. los
sólidos.
Definida
No tienen forma
definida.
Volumen
Propio
Tienen
volumen
propio.
Fuerzas
de
Intensas
Intensas.
atracción entre
las partículas
2
GASEOSO
Desorden total
Relativamente
grandes
No tienen forma
propia.
No tienen volumen
propio.
Muy débiles o casi
nulas.
Movimiento
de Mov. restringido
las partículas
una vibración.
a Pueden
moverse Mayor que en los
con cierta facilidad. líquidos y varía
con la Temp. y la
presión.
Colisiones entre
Muy débiles.
Considerables.
Muy
fuertes
y
las partículas
frecuentes.
Fluidez
Débil
Fluyen
con Mayor que en los
facilidad.
líquidos.
Difusión
Muy lenta
Mayor que en los Mayor que en los
sólidos.
líquidos.
Energía cinética
Muy baja
Mayor que en los Muy elevada.
sólidos.
Densidad
Alta
Medianamente alta.
Baja
Compresibilidad Casi incompresibles Poco compresibles Gran facilidad de
comprimirlos.
Los cambios de un estado de agregación a otro, son cambios físicos, y generalmente
se les llaman cambios de fase. La gráfica siguiente representa los cambios de fase.
SUBLIMACIÓN DIRECTA
FUSIÓN
EVAPORACIÓN
SOLIDO
LIQUIDO
SOLIDIFICACIÓN
GAS
CONDENSACIÓN
SUBLIMACIÓN INDIRECTA
ACTIVIDAD 2
1) Complete el cuadro anterior con flechas, las cuales indiquen el sentido del proceso.
2) Defina cada uno de los cambios del estado de agregación de la materia, y explique
brevemente por qué se da cada uno.
CAMBIOS QUÍMICOS
Un cambio químico o reacción química es aquel en donde se producen nuevas
sustancias llamadas productos, que poseen propiedades diferentes a las sustancias
iniciales llamadas reactivos o reaccionantes. Durante la alteración de la composición
cuanti-cualitativa de los reactivos se necesita de una cantidad de energía inicial llamada
energía de activación, la cual es la responsable de la ruptura de los enlaces de los átomos
de las sustancias iniciales, dando paso a la formación de nuevos enlaces.
Variedades de cambios químicos
a) Combinación: Es aquel en donde sustancias simples reaccionan entre sí para generar
una sustancia compuestas o sustancias compuestas reaccionan para formar sustancias
mas complejas.
3
Ej:
2 Ca
+
CaO
O2
+ H2O
----------->
----------->
2
CaO
Ca(OH)2
b) Descomposición: Es la reacción química en donde una sustancia compuesta se
desdobla en sustancias de menor complejidad.
Ej:

2 KClO3
---------> 2 KCl + 3 O2

c) Desplazamiento: Es el proceso en donde una sustancia, químicamente mas activa,
es capaz de desplazar a otra de un compuesto.
Ej:
Zn
+ 2 HCl
------>
ZnCl2
+
H2

d) Doble descomposición: proceso químico en donde dos sustancias compuestas
reaccionan entre sí para producir dos sustancias compuestas distintas.
Ej:
NaCl
+ AgNO3 ------> NaNO3
+ AgCl
ACTIVIDAD 3
1) Escriba cinco ejemplos de cada variedad de reacción química.
LEYES QUE RIGEN LOS CAMBIOS QUÍMICOS
Cuando las sustancias interactúan entre sí para formar otras, obedecen a ciertas leyes
llamadas genéricamente leyes ponderales, las cuales son:
a) Ley de la composición constante: " Los elementos químicos que forman un
compuesto siempre serán los mismos y guardarán entre sí la misma proporción,
independientemente como éste sea preparado."
Ejemplo:
a) 2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(l)

b) CUSO4 . 6 H2O(s)
CuSO4(s)
+ 6 H2O(g)
c) NaOH (ac)
+
HCl (ac)
NaCl (ac)
+
H2O
d) CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(s) +
2 H2O(g)
Uno de los productos, en los cuatro procesos representados anteriormente, es agua. Si
se realiza un análisis químico del agua obtenida en cada caso, arrojará la misma
composición, independientemente de la manera como fue producida.
b) Ley de las proporciones definida (Ley de proust): "En la formación de un
compuesto, la proporción en que intervienen los elementos guardan entre sí una relación
invariable de masas."
Ejemplo:
H2O
La fórmula representa a la sustancia conocida con el nombre de agua. En el mundo
micro diremos que cada molécula1 de agua está formada por 2 átomos2 de hidrógeno y
uno de oxígeno. Como el átomo y la molécula son partículas tan infinitamente pequeños,
1
2
La molécula es una asociación de dos o mas átomos iguales o distintos.
El átomo es la partícula constituyente de la materia el cual no es divisible por procesos químicos ordinarios.
4
al químico le es imposible manipular estas partículas en el laboratorio, por ello para
contar partícula se utiliza la magnitud denominada cantidad de sustancia, la cual se
representa con la letra n, y su unidad es el mol3. De acuerdo a esto, en el mundo macro
diremos que en un mol de agua existen 2 átomo-gamos4 de hidrógeno y un átomogamo de oxígeno.
Un átomo-gamo (at-g) es igual a 1 gamo de hidrógeno.
1 átomo-gamo de oxígeno es igual a l6 gamos de oxígeno.
Por lo tanto un mol de agua posee 2 gamos de hidrógeno y 16 gamos de oxígeno. Por
ello la proporción de masas en que se encuentran el oxígeno y el hidrógeno en el agua es
de 1 : 8.
Ley de
las proporciones múltiples (Dalton) : "Cuando dos elementos se
combinan entre sí para formar dos o mas compuestos, la masa en que se combina uno
de ellos con la masa fija del otro, guarda entre sí una relación de números enteros
sencillos.
Ej.
COMPUESTOS
ELEMENTOS
CO
CO2
C
C
y
y
MASAS
O
O
PROPORCIÓN
12 g C y 16 g O
12 g C y 32 g O
3:4
3:8
Las masas de oxígeno que se combina con el carbono para formar un mol de
compuesto, son respectivamente 16 y 32, es decir que la proporción en que se
encuentra el oxígeno en ambos compuestos es 1 : 2.
Ley de la conservación de las masas: Esta ley deriva de los trabajos de Lavoisier,
la cual establece: " la suma de las masas de las sustancias que reaccionan es igual a la
suma de las masas de las sustancias que se producen".
Ej. Consideremos el siguiente sistema: Un matraz Erlenmeyer con 10 g de solución de
ácido sulfúrico al 20 % m/m, y un tubo de ensayo con 10 g de solución de cloruro de
bario al 10 % m/m. El tubo de ensayo se coloca dentro del matraz de tal manera que las
soluciones no se pongan en contacto. Se tapa el matraz con su contenido y se le
determina la masa. Luego se invierte el recipiente de tal modo que las sustancias entren
en contacto y reaccionen entre sí; nuevamente se determina la masa del contenido y se
observará que la misma no ha sufrido ninguna variación; pese a que ácido sulfúrico
(H2SO4) y el cloruro de bario (BaCl2) reaccionan químicamente para producir sulfato de
bario (BaSO4) y ácido clorhídrico (HCl), de acuerdo a la siguiente reacción:
H2SO4 +
BaCl2
OTRAS
LEYES
QUE
ESTEQUIOMÉTRICOS:
BaSO4
DEBEN
+
CONSIDERARSE
2
EN
HCl
LOS
CÁLCULOS
3
El mol es la unidad utilizada para contar partículas (átomos, moléculas, iones). Un mol es la masa de una
sustancia que contiene tantas partículas como las existentes en 0,012 kg de carbono 12. Un mol es la masa
sustancia expresada en su masa atómica. Un mol contiene 6, 02 . 10 23 partículas.
El átomo-gamo es la masa de un mol de átomos de un elemento ( 6, 02 . 10 23 .) . También un átomo-gamo
es la masa del elemento expresada en la masa atómica relativa del mismo. La masa atómica relativa de un
elemento es la masa del mismo que contiene tantas partículas como las existentes en 12 gamos de carbono 12.
4
5
1. Ley de los volúmenes de combinación de Gay Lussacc: Cuando la reacción
química ocurre entre sustancias gaseosas, es necesario considerar las condiciones de
presión y temperatura en las cuales se encuentra el gas, lo que determinará el volumen
que el mismo ocupará.
Los trabajos realizados por Gay Lussacc concluyeron en: los volúmenes de gases
involucrados en un proceso químico, medidos en igualdad de condiciones de presión y
temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros y sencillos.
Ej.
2 H2O(l)
2 H2(g) +
O2(g)
Al colocar cierta cantidad de agua en un voltámetro, se observa que por cada volumen
de oxígeno que se producen, se obtienen dos volúmenes de hidrógeno.
APARATO DE
HOFMAN PARA LA
DESCOMPOSICIÓ
N ELETROLÍTICA
DEL AGUA
2. Hipótesis de Avogadro: Gay Lussacc no pudo explicar satisfactoriamente los
resultados de sus experiencias. Dalton no aceptaba estos resultados, ya que para él una
relación de volúmenes era una relación de partículas, las cuales denominaba átomos; y
de acuerdo a su concepción estos son indivisibles. Avogadro puso fin a la disputa entre
Gay Lussacc y Dalton, al establecer que volúmenes iguales de gases diferentes,
medidos en igualdad de presión y temperatura contienen el mismo número de
partículas.
ECUACIONES QUÍMICAS
Los procesos químicos se representan de una forma abreviada a través de
ecuaciones químicas, la cual consta de dos miembros separados por una flecha que indica
el sentido de la reacción. Las sustancias colocadas antes de la flecha se llaman
reaccionantes, reactivos o reactantes, y las colocadas después se llaman productos.
Ejemplo:
6
Zn(s)
+ HCl(ac)
ZnCl2(ac)
+
H2(g)

En las ecuaciones químicas no sólo aparecen los símbolos y fórmulas de las sustancias
que intervienen en el proceso, sino que las mismas están acompañadas de signos de
significados convencionales como:
a) El estado físico de las sustancias que intervienen en las reacciones se acostumbran
colocarlas en forma abreviada entre paréntesis:
s = sólido
ac = acuosos ( disuelto en agua)
l= líquido
g = gas
b) la letra griega delta (), se coloca sobre la flecha para señalar que la reacción se
efectúa con la aplicación de calor.
c) Cuando uno de los productos de la reacción es un gas, éste se señala con una flecha
ascendente.
d) Cuando uno de los productos es un sólido que precipita, éste se señala con una flecha
descendente.
e) El signo mas (+) que separa a los reactantes, se lee "reacciona con"; y en los
productos se lee "y" o "mas".
f) La flecha que separa a los dos miembros de la ecuación se lee "y producen".
El ejemplo de ecuación señalado anteriormente expresa:El zinc sólido reacciona con una
solución acuosa de ácido clorhídrico y produce una solución acuosa de cloruro de zinc
mas hidrógeno que se desprende en forma de gas. Esto es cierto en las condiciones
ordinarias, de presión y temperatura, de los laboratorios.
Para que las ecuaciones químicas sean representaciones cuali-cuantitativas del
proceso químico, deben estar igualados el número de átomos que reaccionan y los que se
producen, ya que en un proceso químico no se crean nuevos átomos, ni se destruyen
otros; lo que realmente sucede es la ruptura de ciertos enlaces para formar nuevos
enlaces. De acuerdo a lo antes dicho, se observa que el primer miembro de la primera
ecuación escrita, contiene: un átomo de zinc, uno de hidrógeno y uno de cloro. El
segundo miembro contiene un átomo de zinc, dos de cloro y dos de hidrógeno. El cloro y
el hidrógeno no están igualados. Para igualar los cloros, se coloca como coeficiente un 2
delante del HCl, lo que contabiliza dos átomos de cloro y también 2 de hidrógeno. De
este modo quedan igualados todos los átomos en ambos miembros de la ecuación:
Zn(s)
+
2 HCl(ac)
ZnCl2(ac)
+
H2(g)
Los coeficientes agregados para igualar el número de átomos que reaccionan y se
producen durante el proceso, representan la cantidad de moléculas o átomos que
reaccionan o se producen durante el mismo. El ejemplo descrito anteriormente expresa
que: Un átomo de Zn reacciona con 2 moléculas de HCl y se producen 1
molécula de ZnCl2 y una molécula de H2.
Los átomos y moléculas son partículas extremadamente pequeñas, las cuales no se
pueden contabilizar individualmente; por ello el químico ha ideado una unidad para
contar partículas materiales de tal manera que el conjunto de partículas que conforma
esa unidad, sea lo suficientemente grande para ser visto y manipulado
convenientemente. Esa unidad de conteo es el mol, el cual contienen 6,02x1023
partículas. Por ello si multiplicamos a cada término de la ecuación química por ese valor
la misma no se altera. De allí que los coeficientes que acompañan a los términos de la
7
ecuación química representan el número de moles de las especies que intervienen en la
reacción. Por lo tanto, el cambio químico representado en la ecuación anterior expresa:
1 mol de zinc reacciona con 2 mol de ácido clorhídrico y producen 1 mol de
cloruro de zinc y 1 mol de hidrógeno.
NOTA: Para igualar ecuaciones químicas, los coeficientes se deben agregar siempre
delante de las fórmulas de las sustancias reaccionantes y resultantes, nunca se añaden
subíndices, ni números en mitad de las fórmulas.
FUNCIONES QUÍMICAS
Son esquemas que nos permiten escribir ecuaciones químicas de reacciones sencillas
como:
1) METAL
+
OXIGENO
OXIDO METÁLICO
4 Na
+ O2
2 Na2O
2) NO METAL
C
+
+
O2
3) OXIDO METÁLICO
CaO
+
H2O
OXIGENO
CO2

+
4) ANHÍDRIDO
+
Cl2O +
H2O
5) ÁCIDO +
HCl
6) SAL A +
NaCl
+
AGUA
Ca(OH)2
SAL B
AgNO3
+
+
HIDRÓXIDO
AGUA
2 HClO
BASE
+
NaOH
7) METAL ACTIVO
Zn
ANHÍDRIDO
ÁCIDO
SAL +
AGUA
NaCl
SAL C
NaNO3
+
ÁCIDO
2 HCl
2 Na
H2O
+ SAL D
AgCl
ZnCl2
8) METAL LIVIANO +
AGUA
METAL LIVIANO = Ca, Li, Na, K, Ba
+
SAL
+
+
H2

HIDRÓXIDO
+
HIDROGENO
HIDROGENO
+
2 H2O
2 NaOH +
H2

9) METAL PESADO + AGUA EN CALIENTE
OXIDO METÁLICO + HIDROGENO
Zn
+
H2O
ZnO
+ H2

10) CLORATOS +
CALOR
CLORUROS
+
OXIGENO

2 KClO3
2 KCl
11)CARBONATOS + CALOR

CaCO3
CO2

+
+
3 O2

ANHÍDRIDO CARBÓNICO + OXIDO METÁLICO
CaO
8
12) CARBONATOS + ÁCIDOS
CaCO3
+
2 HCl
13) NITRATOS +

NaNO3
SAL MAS ANHÍDRIDO + AGUA
CaCl2
+
CO2
+ H2O

CALOR
NaNO2
NITRITOS
+
+
OXIGENO
O2

ACTIVIDAD 4
A) COMPLETAR Y BALANCEAR LAS SIGUIENTES ECUACIONES:
1.- Al
+ O2 ------>
2.- Cu + O2 ------>
3.- Hg + O2 ------>
4.- Cu + O2 ------>
5.- Hg + O2 ------>
6.- P4 + O2 ------>
7.- P4 + O2 ------>
8.- Br2 + O2 ------>
9.- Br2 + O2 ------>
10.- Br2 + O2 ------>
11.- Br2 + O2 ------>
17.- Al2O3 + H2O
18.- ZnO + H2O
19.- Ag2O + H2O
20.- Na2O + H2O
21.- CaO + H2O
22.- N2O3 + H2O
23.- N2O5 + H2O
24.- P2O5 + H2O
25.- CO2 + H2O
26.- SO2 + H2O
27.- SO
+ H2O
12.13.14.15.16.-
28.29.30.31.32.-
S8 + O2 ------>
S8 + O2 ------>
S8 + O2 ------>
N2 + O2 ------>
N2 + O2 ------>
-------->
-------->
-------->
-------->
-------->
-------->
-------->
-------->
-------->
-------->
-------->
SO3 + H2O -------->
HCl + NaOH -------->
H2SO4 + KOH -------->
HNO3 + Ca(OH)2 ------->
Al(OH)3 + H2SO3 ------->
B) REPRESENTE MEDIANTE ECUACIONES QUÍMICAS BALANCEADAS LAS SIGUIENTES
REACCIONES:
1.- Magnesio + Oxígeno
12.- Nitrato de calcio + bromuro de sodio
2.- Aluminio + Oxígeno
13.- Sulfato férrico + cloruro de aluminio.
3.- Hierro + oxígeno.
14.- Hidróxido de magnesio + ácido
fosfórico
4.- Calcio + Oxígeno
15.- Anhídrido sulfuroso + agua
5.- Carbonato de calcio sometido a 16.- Anhídrido bórico + agua
calentamiento
6.- Azufre + Oxígeno
17.- Ácido carbónico + hidróxido de plata
7.- Aluminio + Ácido clorhídrico
18.- Anhídrido perbrómico + agua
8.- Carbono + Oxígeno
19.- Sulfato de sodio + cloruro de bario.
9.- Fósforo + oxígeno.
20.- Calcio + agua
10.- Calentamiento del clorato de sodio.
21.- Calentamiento del clorato de litio
11.- Calentamiento del óxido mercúrico
22.- Calentamiento del nitrato de calcio
12.- Nitrato de calcio + bromuro de sodio 23.- Calentamiento del carbonato ferroso
9
13.- Sulfato férrico + cloruro de aluminio.
24.- ácido sulfúrico + hidróxido de Bario.
10
C) COMPLETE EL SIGUIENTE CUADRO:
OH-
CO3=
PO3=-
SO4=
NO3-
Cl-
S=
CN-
H+
Na+
K+
Ca++
Fe++
Fe++
+
Zn++
Mg++
Li+
ESTEQUIOMETRIA
Estequiometría, es la rama de la química que se encarga del estudio de las relaciones
de masa (m), volumen (V), y cantidades de sustancia (n), que se establecen entre las
especies químicas que participan de un proceso químico5. Generalmente las sustancias
químicas disponibles para las reacciones químicas, no se encuentran en la condición de
pureza total (químicamente pura). El grado de pureza de una sustancia se expresa en
término de porcentaje. Ejemplo, una muestra de hidróxido de aluminio al 96 % de
pureza; ello expresa que por cada 100 gramos de la muestra existen 96 gramos de
hidróxido puros. Si una masa determinada de esta muestra se ha de utilizar en una
reacción química, previamente ha de calcularse la masa pura de contenida en dicha
muestra.
ESTEQUIOMETRÍA EN SUSTANCIAS
El trabajo del científico es eminentemente cuantitativo, y ante la imposibilidad de
contar y manipular partículas tan extremadamente pequeñas como son los iones, átomos
y moléculas, ha existido la necesidad de crear una unidad de cantidad de sustancia lo
suficientemente grande para contabilizar las partículas antes señaladas; tal unidad es el
mol. El mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como
átomos de carbono hay en 0,012 kg de carbono-12, ó simplemente un mol es la cantidad
de sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas, 6,02x 1023.
5Proceso
químico es aquel en donde las sustancias iniciales interactúan entre sí para generar otras totalmente
distintas. Ejemplo, cuando el agua es sometida a un proceso de electrólisis, la misma se descompone en sus
elementos constituyentes: hidrógeno y oxígeno.
11
1 mol de...........
átomos de aluminio Al
Nro. de partículas que contienen
6,02x1023 átomos
moléculas de hidrógeno H2
iones bromuro Br-
6,02x1023 moléculas
6,02x1023 iones
electrones e-
6,02x1023 electrones
6,02x1023 iones.
cationes Na +
VOLUMEN MOLAR
Es el espacio ocupado por un mol de moléculas gaseosas en condiciones normales (T =
0 ºC = 273 K; P = 1 atm = 760 mmHg), cualquiera sea su naturaleza o composición.
Experimentalmente se ha logrado determinar que un mol de gas en condiciones normales
ocupa un volumen de 22,4 litros.
MASA MOLAR
Es la masa de un mol de sustancia. Se simboliza con la letra M, y su unidad es el
g/mol. Para los elementos la masa molar recibe el nombre específico de masa atómica
relativa, la cual se representa con la letra A, y su unidad es el g/at-g. El átomo-gamo
(at-g) es la cantidad de sustancia que contienen 6,02 . 1023 átomos del elemento.
Para calcular la masa molar (M), se procede de la siguiente manera:
Ej. Masa molar de la glucosa C6H12O6 = ?
1. Los subíndices representan la cantidad de átomos-gamos de cada elemento presente
por mol de glucosa, los cuales se multiplican por la masa atómica del elemento
respectivo. Este producto representa la masa de cada elemento por mol de la sustancia.
Masas atómicas en g/at-g: C = 12
; O = 16
;
H=1
C = 6 at-g/ mol x 12 g/at-g = 72 g/mol
O = 6 at-g/ mol x 16 g/at-g = 96 g/mol
H = 12 at-g/mol x 1 g/at-g = 12 g/mol
2. Se suman las masas de los elementos que están contenidos en un mol del compuesto.
Sumando se obtiene como resultado = 180 g/mol.
ACTIVIDAD 5
1) Calcule la masa molar de las siguientes sustancias:
a) Na2CO3 ; b) H2SO4 ;
c) Ca3 (PO4 )2
; d) K 2Cr2O7
; e) Al2(SO4 )3
f) Fe(OH)3
g) NH3
h) H3PO4
Busque las masas atómicas en la tabla periódica.
R en g/mol = a) 106 b) 98 c) 310 d) 294
e) 342
f)107 g) 17 h) 98
2) Calcule cuántas moléculas hay en 120 gamos de cada una de las sustancias
anteriores.
3) Calcule cuántos mol hay en 200 gamos de cada una de las sustancias del ejercicio
número 1.
4) Calcule cuántos gamos hay en 0,24 ; 1,3 y en 10 Mol de cada una de las sustancias
del ejercicio número 1.
5) Calcule cuántas moléculas hay en 0,05; 0,9 ; 2,5 y en 6 Mol de cada una de las
sustancias del ejercicio número 1.
6) Para los siguientes gases: oxígeno, cloro, hidrógeno, helio, amoníaco, metano y
dióxido de azufre : a) Escriba la fórmula molecular para cada uno. b) Determine la
12
Masa molar para cada gas. c) cuántos de mol hay en 50 gamos de cada uno de ellos.
d) Determine la masa de 3,5 mol de cada uno de ellos.
e) Determine el volumen
ocupado por 0,75 y 4,5 Mol de cada uno de ellos en condiciones normales. f) volumen
ocupado por 20 y 80 gamos de cada uno de ellos.
Respuestas del problema 1 al 6
1) En g/mol: 106; 98 ; 310; 294; 342; 107; 17 ; 63
2) En moléculas X 1023 : 6,8; 7,37; 2,33; 2,46; 2,11; 6,75; 42;49; 11,45
3) En mol: 1,89; 2,04; 0,65; 0,68; 0,58; 1,87; 11,76; 3,17
4) Masa en gamos de 0,2 Mol: 25,46; 23,52; 74,4; 70,56; 82,08; 25,68; 4,08;
15,12
Masa en gramos de 1,3 Mol: 137,8 ; 127,4 ; 403 ; 382,2 ; 444,6; 139,1; 22,1;
81,9
Masa en gramos de 10 Mol: 1 060; 980; 3 100; 2 940; 3 420; 1 070; 170; 630
5) 3,01 x 1022
; 5,42 x 1024 ; 3,61 x 1024
6) b) en g/mol: 32; 71; 2 ; 4; 17; 16; 64
c) En g: 1,56; 0,7; 25; 12,5,
2,94; 3,13; 0,78 d) En g: 112; 248,5; 7; 15; 59,5, 56; 224 e) 16,8 L y
100,8 L f) Volumen en litros para 20 g: 14, 6,31; 224; 112; 26,35; 28; 7,34
" " "
"
80 g: 56; 25,24; 896; 448; 105;4; 112; 29,36
7. Cuántos mol de moléculas de oxigeno y cuántos mol de átomos de oxigeno hay en una
muestra que contiene 7,00 x 1025 moléculas de O2?
R: 116,3 - 232,6
8. ¿Cuántos átomo-gamo hay en 50 gamos de O2?
R: 3,13
9. Se tiene un sistema constituido por 5 g de Fe, 5 g de S y 5 g de Pb. Calcular el
número de mol y de átomos de cada uno de los elementos que constituyen el sistema.
Masas atómicas (g /mol): Fe = 56
S = 32
Pb = 207
R:
#Mol
#átomos
Fe 0,09
0,54 x 1023
S
0,16
0,96 x 1023
Pb 0,02
0,12 x 1023
10. Se tiene una mezcla constituida por 20 g de Oxigeno atómico, 40 g de Hidrógeno
atómico y 50g de elementos X. Si el número total de átomos de la mezcla es 2,73 x 1025,
¿Cuál es la masa atómica de X?
Masas atómicas (g /at-g): O = 16
H=1
R: 12,19 g/at-g
11. Se tiene un sistema formado por 87,5 g de O2, 1,87 Mol de N2 y 127,6 g de Cl2.
¿Qué porcentaje de las moléculas del sistema son del Cl2? Masas moleculares (g/ mol):
O2 = 32
N2 = 28
Cl2 = 71
R: 28,07%
12.Se desea preparar SO2 a partir de 20 g de S y 5,4 x 1023 moléculas de oxigeno.
¿Cuántos gamos de SO2 se podrán preparar? Masas atómicas y moleculares (g/ mol): S
= 32 O2 = 32
SO2 = 64
R: 40 g
13. Se calientan 3,16 Mol de clorato de potasio (KCLO3) hasta que se libera todo el
oxigeno de las moléculas. El oxigeno así obtenido se usa para oxidar arsénico (As) y
producir As2O5. ¿Cuántos gamos de As2O5 se forman? Masa molecular del As2O5 =230
g/mol
R: 436 g
14. Se quema una muestra de benceno (C6H6) produciendo CO2 y H2O. El CO2 producido
se absorbe en una solución acuosa de Ba(OH)2 y el producto precipitado (BaCO3) pesa
0,53 gamos. Si la densidad del benceno líquido es 0,879 g/mL, calcule el volumen de la
muestra líquida quemada. Masas moleculares (g/ mol): C6H6 = 78;
CO2 = 44;
BaCO3 = 197 R: 0.04mL.
15. Una muestra que contiene CaCl2 y KBr pesa 8,88 gamos y fue tratada a fin de
precipitar todo el calcio como carbonato de calcio (CaCO3) el cual fue posteriormente
13
calentado y convertido en CaO puro. El final del CaO formado fue de 1,12 g Determine el
% en de CaCl2 en la mezcla original. Masas moleculares (g/ mol): CaCl2 = 111; CaCO3
= 100; CaO = 56
R: 25%
16. Se desea determinar el porcentaje de plata en una moneda de masa 5,82 g. La
moneda se disuelve apropiadamente la moneda y se agrega cloruro de sodio a fin de
precipitar la plata como cloruro de plata. Si el cloruro de plata formado pesó 7,2 g. Cuál
era el % en masa de plata de la moneda?
Masa molar (M) en g / mol = AgCl= 144 Ag= 108
R: 92,78%
ESTEQUIOMETRÍA EN REACCIONES
Las ecuaciones químicas representan las relaciones cuanti-cualitaivas que se establecen
entre las sustancias que participan en un proceso químico. Tales relaciones se deben al
cumplimiento de la Ley de la Conservación de las Masas; por ello, la ecuación química
es insustituible en el momento que el analista quiera expresar cuantitativamente lo que
acontece en un proceso químico
ACTIVIDAD 6
1) Calcule la cantidad de aluminio y de oxígeno que deben reaccionar para producir 57,9
gamos de oxido de aluminio.
R: 27,25g ; 30,65 g
2) Determine la masa de mercurio que debe reaccionar con oxígeno para producir 32
gamos de óxido mercúrico.
R: 29,6 g
3) Cuántos mol, gamos y litros de cloro se deben combinar con oxígeno en condiciones
normales para producir 30 litros de anhídrido hipocloroso?
R: 1,34 Mol; 95,1 g ; 30 L
En una reacción química las sustancias iniciales se denominan reactivos,
reaccionantes o reactantes y la finales productos. Los reactivos pueden encontrarse
en forma pura, impura o formando parte de una disolución.
Durante un proceso químico una de las sustancias puede agotarse totalmente,
denominándose reactivo limitante, ya que es la que determina el fin de la reacción y
las cantidades máximas que pueden obtenerse de los productos. La que no se agota
durante el curso de la reacción se denomina reactivo en exceso.
Para los casos que se presentan a continuación determine:
a) ¿Quién es el reactivo limitante?
b) ¿Quién es el reactivo en exceso y cantidad de dicho exceso expresado en mol,
gramos y moléculas?
c) Determine la cantidad del compuesto formado.
1) El magnesio (Mg) y el oxígeno (O), se combinan para formar el óxido de magnesio (
MgO). Se disponen para que reaccionen 14 gramos de magnesio y 10 gramos de
oxígeno.
2) El carbono (C) y el oxígeno se combinan para formar el dióxido de carbono (CO2). Se
disponen para que reaccionen 85,3 gramos de carbono y 36,72 gramos de oxígeno.
3) El carbono (C) y el oxígeno se combinan para formar el monóxido de carbono (CO).
Se disponen para que reaccionen 124 gramos de carbono y 112 gramos de oxígeno.
4) El sodio (Na) y el oxígeno se combinan para formar el óxido de sodio (Na2O). Se
disponen para que reaccionen 20 gramos de sodio y 13 gramos de oxigeno.
5) El azufre (S) y el oxígeno se combinan para formar el trióxido de azufre (SO3). Se
disponen para que reaccionen 3,5 gramos de azufre y 2,4 gramos de oxígeno.
14
6) El cobre (Cu) y el azufre (S) se combinan para formar sulfuro cúprico (CuS). Se
disponen para que reaccionen 37 gramos de cobre y de 46 gramos de azufre.
7) El mercurio (Hg) y el oxígeno se combinan para formar el óxido mercúrico (HgO). Se
disponen de 47,9 gramos de mercurio y de 10 gramos de oxígeno.
Utilice la Tabla Periódica para disponer de las masas atómicas (A) de los
elementos.
Respuestas:
1) oxígeno, 0,7 g ; 23,3 g
5) azufre ; 1,9 g ; 4 g
2) carbono; 71,42 g ; 23,3 g
6) azufre; 27,5 g ; 55,5 g
3) carbono ; 40 g ; 196 g
7) oxígeno ; 6,24 g ; 51,66 g
4) oxígeno ; 6,04 g ; 26,96 g
Con los resultados obtenidos al resolver cada problema, complete la siguiente
tabla:
Masas
de
las Masas de las sustancias Masas de las sustancias
PROBLEMA sustancias
que reaccionaron.
después de la reacción.
antes de la reacción.
1
2
3
4
5
6
7
ACTIVIDAD 7
1) Cuántos litros de trióxido de dinitrógeno se producen en condiciones normales cuando
se disponen para que reaccionen 30 gamos de nitrógeno con 1,2 Mol de oxígeno? Calcule
reactivo limitante y cantidad del exceso.
RL: oxígeno; 7,6 g nitrógeno en exceso 17,92 L
2) Se tienen 25 gamos de óxido de aluminio al 90 % de pureza los cuales se hacen
reaccionar con suficiente agua para formar el álcalis correspondiente. Determine cuántos
mol y gamos de hidróxido de aluminio se producirán.
R: 34,41 g; 0,44 Mol
3) Se hacen reaccionar 45 litros de dióxido de azufre con suficiente agua; si durante el
proceso hay una pérdida del 30 % del óxido, calcule cuántos gamos del ácido respectivo
se producen.
R: 115,31 g
4) Se tienen 200 gamos de una disolución ácida la cual contiene un 25% en masa de
ácido clorhídrico. La misma se hace reaccionar con 10 gamos de hidróxido de calcio al 85
% de pureza. Calcule: a) reactivo limitante. b) reactivo en exceso. c) cantidad de cloruro
de calcio producido.
RL: hidróxido de calcio; RE: HCl, 41,61 g ; 12,75 g CaCl2
15
5) Se hacen reaccionar 150 gamos de una disolución de ácido sulfúrico al 50 % en masa
con 200 gamos de una disolución de hidróxido de sodio al 15 % en masa. Calcule: a)
reactivo limitante b) reactivo en exceso. c) cantidad de sal formada en gamos y Mol.
RL: NaOH;
RE: ácido sulfúrico, 45 g
Sal : 53,25
Rendimiento de una reacción química
El grado en que los reactivos se consumen durante un proceso químico, para dar la
máxima cantidad posible de producto, se expresa en término de porcentaje, y se
denomina porcentaje de rendimiento de la reacción. Este rendimiento pude verse
afectado por: (a) reacciones colaterales, no controladas por el analista; (b) inapropiada
condiciones de presión y temperatura; (c) falta de control del tiempo de contacto,
agitación y catalizadores y (d) la presencia de agentes contaminantes no considerados.
Aun, cuando el analista controle cuidadosamente las condiciones en las cuales se
desarrolla el proceso químico, es recomendable, para mejorar el rendimiento de la
reacción, utilizar uno de los reactivos en exceso. La escogencia del reactivo limitante y
del que ha de quedar en exceso, dependerá del proceso en sí y de los costos de
operación.
Cálculo del rendimiento de una reacción:
%rend . 
Re nd . práctico  100
Re nd .teórico
Rendimiento teórico: Se denomina así, a la cantidad de producto máximo que se
puede producir si las condiciones son ideales; y se calcula estequiométricamente a partir
del reactivo limitante.
Rendimiento práctico: Está expresado por la cantidad de producto obtenido en
condiciones experimentales; es decir, en condiciones reales.
ACTIVIDAD 8
1. Calcule la cantidad, en gamos de PbBr2 que se producirá al hacer reaccionar 37, 08 g
de NaBr con suficiente cantidad de Pb(NO3)2, según la reacción:
NaBr + Pb(NO3)2
PbBr2
+ NaNO3
Masas moleculares (g/ mol): NaBr = 103; PbBr2 = 367
2. La combustión de la gasolina se puede representar mediante la ecuación:
C8H18
+ O2
CO2
+ H2O
Calcular: a) Mol de O2 que se consumen al quemar completamente 10 Mol de C8H18.
b) Masa de CO2 que se produce cuando 100 g de C8H18 sufren combustión completa.
Masas moleculares (g/ mol): CO2 = 44 C8H18 = 114 R: 125 Mol - 308,77 g
2. Se mezclan 20,4 g de Amoniaco (NH3) con 38.4 g de O2. Ambos compuestos
reaccionan de acuerdo con la siguiente ecuación:
NH3
+
O2
N2
+ H2O
Determine: a) Reactivo en exceso y en qué cantidad. b) Masa máxima de N2 que se
forma. c) Masa máxima de H2O que se forma.
Masas moleculares (g/ mol): NH3 = 17 O2 = 32
N2 = 28
H2O = 18
R: 0,96 g de O2 - 1,68 g - 3,24 g
3. Se tiene una muestra que tiene una masa de 48 g y está constituida por óxido
férrico y carbono. Se sabe que dicha muestra contiene 8% en masa de carbono y que al
someterla a calentamiento el Fe2O3 y el C reaccionan de acuerdo a la siguiente reacción:
Fe2O3
+
C
Fe +
CO2
Determinar la cantidad máxima (en gamos) de Fe que se forma.
Masa molecular del Fe2O3 = 160 g/ mol
R: 23.89 g
16
4. La reducción del Cr2O3 procede cuantitativamente según la siguiente reacción:
Al(S)
+
Cr2O3 (S)
Al2O3 (S) +
Cr(S)
Si partimos de 40 g de una muestra constituida por Cr2O3, Al y materia inerte, la cual
contiene 38% en masa de Cr2O3 y 28,25% en masa de materia inerte. Calcule la masa
máxima que se puede formar de Cr.
Masas moleculares (g/ mol): Cr2O3 = 152;
Al = 27; Cr = 52
R: 10,40 g
4. ¿Qué masas de C y SO2 se necesitan hacer reaccionar para que al finalizar la reacción
se hayan formado 4,25 Mol de productos (CS2 y CO) y quede un exceso de 0,20 Mol de
SO2?
C
+
SO2
CS2
+
CO
Masas moleculares (g/ mol): SO2 = 64;
C = 12
R: 51 g de C - 121,6 g de SO2
5. ¿Cuántos gamos de oxido cúprico (CuO) se forman a partir del oxigeno que se libera
cuando se descomponen 160 g de oxido de plata (Ag2O)? Masas moleculares (g/ mol):
Ag2O = 232; CuO = 80
R: 55,17 g
6. ¿Cuántos gramos de Aluminio deben ser tratados con un exceso de H2SO4 a fin de
obtener el hidrógeno suficiente para reducir 100 g de CuO a Cu metálico.
Masas
moleculares (g/ mol): CuO = 79,5; Al = 27
R: 22,64 g
7. Se tratan 6 g de Magnesio con un exceso de un halógeno desconocido (X). Todo el
producto formado (MgX2) es tratado con un exceso de nitrato de plata (AgNO3) y se
forman 117,5 g de AgX. ¿Cuál era el halógeno X?
Mg
+
X2
MgX2
MgX2
+
AgNO3
AgX + Mg(NO3) 2
Masas atómicas (g/ at-g): Mg = 24;
Ag = 108; F = 19;
Cl = 35,5;
Br = 80; I
= 127
R: I
8. A temperaturas elevadas el oxido de plata (Ag2O) se descompone completamente en
plata metálica y oxigeno gaseoso. Una muestra impura de 1,60 g de óxido de plata
produce 72,1 mL de O2 medidos en condiciones normales. ¿Cuál es el % de Ag2O en la
muestra? Masa molecular del Ag2O = 232 g/mol.
R: 93,13%
9. Una moneda de plata que tiene una masa de 5,82 g se disuelve en ácido nítrico.
Cuando se añade cloruro de sodio a la solución, toda la plata precipita como cloruro de
plata. El cloruro de plata precipitado tiene una masa de 7,2 g Determinar el porcentaje
de plata en la moneda.
Masas atómicas y moleculares (g/ mol): Ag = 108; AgCl = 143,5
R: 93,13%
10. Una mezcla de S y Si impurificada con material inerte pesaba 12 gamos. Se quemó la
mezcla en presencia de oxigeno (O2) obteniéndose una mezcla de SiO2 y SO2 de masa
15,30 gamos. El SO2 fue separado y se precipito como BaSO4 el cual pesó 20,50 gamos.
Calcular el % en del S y del Si en la mezcla original.
Masas atómicas y moleculares (g/ mol): S = 32;
Si = 28;
SiO2 = 60; SO2 = 64;
BaSO4 = 233
R: 23,50% S - 37,58% Si
11. Una mezcla de 1,00 gramo está formada por oxido cuproso (Cu2O) y oxido cúprico
(CuO). La mezcla fue cuantitativamente reducida a 0,839 gramos de cobre metálico (Cu).
Determine el % en de CuO en la mezcla original.
Masas atómicas y moleculares (g/ mol): Cu = 63,5; Cu2O = 143; CuO = 75,5
R: 56%
12. Un estudiante en el Laboratorio de Química orgánica prepara bromuro de etilo
(C2H5Br) haciendo reaccionar alcohol etílico (C2H5OH) con tribromuro de fósforo (PBr3),
de acuerdo a la siguiente reacción:
17
C2 H 5OH  PBr3  C2 H 5 Br  H 3 PO3
Se le dice que haga reaccionar 24 g de alcohol etílico con 59 g de tribromuro de fósforo.
(a) Cuál es el rendimiento teórico de C2H5Br. (b) Si el estudiante realmente obtiene 36
gramos de C2H5Br, Cual es el porcentaje de rendimiento.
Masas moleculares en g/mol: C2H5OH = 46
PBr3 = 271
C2H5Br = 109
R: 56,87 g, 63,30 g
13. Se calientan 25g de cobre con 3 litros de oxigeno medidos en condiciones normales.
El producto obtenido es de 20 g de CuO. Determine el rendimiento de la reacción. Masas
atómicas y moleculares (g/mol):Cu = 63.5, CuO = 79,5
R: 93.94 %.
14. Un estudiante prepara aspirina en el laboratorio empleando la siguiente reacción:
C7H6O3 + C4H6O3  C9H8O4 + H2O
Se le dice que use un excedente de 50% de anhídrido acético y que espera un % de
rendimiento de 74% de aspirina. Si el estudiante necesita obtener 20g de aspirina,
Cuantos gamos de cada uno de los reactivos deberá emplear.
Masas moleculares (g/mol): C7H6O3 = 138, C4H6O3 =102 C9H8O4 =180.
R: 20.72g y 11.49g
15. Un determinado cohete utiliza butano, C4H10, como combustible. ¿Cuántos Kg de
oxígeno líquido, O2, deben llevarse para la combustión completa de 1 Kg de butano?
¿Cuántos litros de CO2, en C.N., se generan?
C4H10 + O2
CO2 + H2O
Masa molar (M) en g / mol = C4H10 = 58 O2 = 32
R= 3,59 kg-1544,8 L
16. Entre los métodos comerciales para producción de hidrógeno se encuentran: a)
Reacción de hidrocarburos con vapor de agua, usando níquel como catalizador. Ej.:
CH4 + H2O
CO + H2
Reacción de carbón caliente con vapor de agua:
C + H2O
CO + H2
Si se necesita producir 300 L de H2 medidos en condiciones normales: a) Qué cantidad
en gramos de cada uno de los reactivos se requerirán en cada método? b) Cuántas
moléculas de CO se producen en cada caso?
Masa molar (M) en g / mol : CH4 = 16 C= 12 H2O= 18
80,6x1023
R: a) 71,4 g CH4; 80,4 g C; 160,7 g C; 241,1 g H2O b) 26,9 x 1023;
17. En una nave espacial tripulada es necesario remover el CO2 exhalado por la
tripulación. A continuación se dan tres reacciones químicas que cumplan este propósito:
Na2O2 + CO2
Na2CO3 + O2
Mg(OH)2 + CO2
MgCO3 + H2O
LiOH + CO2
Li2CO3 + H2O
Cuál de los tres reactivos será el más conveniente para la eliminación del CO2 producido
por dos astronautas en un viaje espacial de 30 días, sabiendo que cada astronauta
exhala 1 kg de CO2 por día. Use como criterio la masa mínima de reactivo. Masa molar
(M) en g / mol= Na2O2= 78 Mg(OH)2= 58 LiOH= 24 CO2= 44
R: LiOH (65,45 Kg)
18. El SO2 es un contaminante atmosférico que se genera cuando se queman
combustibles que contienen azufre. Suponga que una planta termoeléctrica utiliza fuel-oíl
como combustible en sus calderas. La emisión de SO2 fue de 44x103 Kg/día. a) Cuántos
Kg de azufre fueron quemados durante el proceso? b) Si el fuel-oíl tiene un contenido de
18
0,7% en masa de azufre, qué cantidad en Kg de combustible fue utilizado?
S + O2
SO2
R: a) 22x103 Kg b) 31,4x105 Kg
19. Entre los métodos de laboratorio para la obtención de oxígeno se encuentran: a)
Descomposición de peróxido de hidrógeno, usando MnO2 como catalizador:
H2O2
H2O + O2
b) Reacción de peróxido de sodio con agua: Na2O2 + H2O
NaOH + O2
Si se dispone de 100 g de agua oxigenada con un contenido de H2O2 de 3% en masa y
de 100 g de Na2O2, Cuál de los dos métodos generaría mayor cantidad de litros de O2
medidos en condiciones normales?
Masa molar (M) en g / mol = H2O2= 34 Na2O2=78
R: 14,4 L Na2O2
20. El amoníaco (NH3 = 17) puede obtenerse mediante la reacción de nitruro de
magnesio (Mg3N2 =100) y agua (M =18), de acuerdo a la siguiente reacción:
Mg3N2 + H2O
Mg(OH)2 + NH3
Determinar para cada uno de los siguientes casos; reactivo limitante, cantidades en
gramos, del exceso, gramos de Mg(OH)2 producidos y litros de NH3 medidos en
condiciones normales.
a) se mezclan 0,2 Mol de Mg3N2 y 21,6 g de agua
b) se mezclan 10 g de Mg3N2 y 60 g de agua
c) se mezclan 10 g de Mg3N2 y 3x1023 moléculas de agua
d) se mezclan 10 g de una muestra que contiene 70% en masa de Mg3N2 y 8 g de agua.
R: a) sin exceso- 34,8g- 8,16 l
b) 49,2 ex.agua- 17,4g- 4,48 l
c) 1,69 ex.Mg3N2-14,45g-3,72 l d) 0,44 ex.agua- 12,18g- 3,14 l
21. La combustión de la gasolina se puede representar mediante la ecuación:
C8H18 + O2
CO2 + H2O
Determine las cantidades en gramos de cada uno de los productos que se generan a
partir de 10 g de octano y 30Lde oxígeno medidos en condiciones normales.
Masa molar (M) en g / mol = C8H18= 114 CO2= 44 H2O= 18
R: 30,88 g CO2- 14,21 g H2O
21. Un proceso industrial utiliza gas propano, C3H8, como combustible, haciéndolo
reaccionar con aire caliente (considere que el aire contiene 21% en masa de O2): C3H8
+ O2
CO2 + H2O
Si se disponen de 200 L de propano medidos en condiciones normales y 10 Kg de aire,
determine: a) Producción de CO2, en litros medidos en C.N.. b) Producción de H2O, en
moléculas. Masa molar (M) en g / mol = H2O = 18
R: 600L- 5215x1023
22. El hierro se puede obtener mediante la reacción del mineral hematita, Fe2O3 , con
coque o carbón. Siendo usted el superintendente de un alto horno se le informa que hay
en existencia 20,5x103 Kg de Fe2O3 y 2,84x103 Kg de C. a) Cuál pedido ordenará usted
primero: uno de mineral o uno de coque? b) Cuántos Kg de hierro se pueden preparar
con los materiales disponibles?
Fe2O3 + C
CO2 + Fe
Masa molar (M) en g/mol = Fe2O3=160; C= 12; Fe= 56
R: a) Fe2O3 - b) 14,35x103 Kg
23. La reducción de Cr2O3 procede según la siguiente reacción:
19
Al + Cr2O3
Al2O3 + Cr
Si se dispone de 40 g de una muestra constituida por Cr2O3, Al y materias inertes, la
cual contiene 38% en masa de Cr2O3 y 28% en masa de materias inertes, determine el
masa de Cr que se puede formar.
Masa molar (M) en g/mol: Cr2O3= 152 ; Al= 27 ; Cr= 52
R: 10,4 g
24. El ácido acetil salicílico (aspirina) se puede preparar mediante la reacción:
C7H6O3 + C4H6O3
C9H8O4 + H2O
Qué cantidad en gramos de los reactivos deberán emplearse a fin de producir 27 g de
aspirina, si se sabe que el anhídrido acético ( C4H6O3 = 102 ) se usará con 50% en
exceso?
Masa molar (M) en g / mol = C7H6O3= 138 C9H8O4 (aspirina)= 180
R: 20,7 g -- 11,48 g
25. A temperaturas elevadas el óxido de plata (Ag2O) se descompone en plata metálica
y oxígeno gaseoso. Una muestra impura de óxido de plata con una masa de 1,6 g
produce 72,1 mL de O2 medidos en condiciones normales. Con esta información calcule
el % de Pureza del Ag2O en la muestra. Masa molar (M) en g / mol = Ag2O= 232
R: 93%
26. El Vanadio se utiliza en la fabricación de aceros especiales debido a que aumenta la
ductilidad y resistencia a la tracción del acero. La reacción para la producción del metal a
partir del mineral de vanadio es la siguiente:
V2O5 + C
V + CO2
Suponga que Ud. dirige el departamento de metalurgia del Vanadio en una industria
metalúrgica. Se dispone de un lote de 5 Kg de una muestra de V2O5 al 85% de pureza y
un lote de 5 Kg de coque con un 48% en masa de C. Si su industria recibe un pedido de
2 Kg de Vanadio. Está su empresa en capacidad de cumplir con ese pedido con la materia
prima existente? (suponga que no ocurren pérdidas del producto).
Masa molar (M) en g / mol = V2O5=182 V= 51 C= 12 R:Sí, puede producir hasta 2,38 Kg
27. Cuando se mezclan N2 y H2, ambos gaseosos, a temperaturas y presiones elevadas,
se genera amoníaco (NH3 = 17). Suponga que 100 g de Nitrógeno y 25 g de hidrógeno
produjeron 65 g del producto. ¿Cuál fue el % de rendimiento de la reacción? Masa molar
(M) en g / mol = N2= 28 H2= 2
R: 53,5%
28. El gas metano (CH4 = 16), componente principal del gas natural que se desprende
en las refinerías petrolíferas, es un valioso combustible utilizado ampliamente como
fuente de energía doméstica. También se utiliza como materia prima para la fabricación
de numerosos productos químicos. En el laboratorio, el metano se obtiene tratando
carburo de aluminio con agua: Al4C3 + H2O
CH4 + Al(OH)3
Suponga que una industria química dispone de un lote de 750 Kg de carburo de aluminio
al 75% de pureza. Se estima que en el proceso de recolección del gas metano se origina
una pérdida de 15% del gas. La industria recibe un pedido de 170 Kg de metano. Con la
materia prima existente, ¿está su empresa en capacidad de producir esa cantidad?
Masa molar (M) en g / mol = Al4C3= 144
R: No, solo 159 Kg
29. A un estudiante se le asigna una muestra de masa desconocido que contiene oro (Au
= 197), la cual fue seleccionada entre un grupo de tres alternativas de masas diferentes.
Se sabe que la muestra tiene 62,5% de pureza en oro y que existe suficiente cantidad
de HCl y HNO3 para efectuar: Au + HNO3 + HCl
AuCl4H + H2O + NO2
Si la reacción ocurre con un 90% de rendimiento y se recogen 30,7Lde gas NO2 medidos
20
en C.N. , determine cuál de las siguientes cantidades le fue asignada al estudiante:
muestra A: 210 g; muestra B: 190 g; muestra C: 160 g R: muestra C
30. Para la fabricación de blindajes, proyectiles y cajas de seguridad se utilizan aceros
especiales que presentan gran dureza, tenacidad y resistencia. Este tipo de aceros
contiene cromo, metal caracterizado por su gran dureza. El cromo se prepara reduciendo
el óxido correspondiente con aluminio:
Cr2O3 + Al
Cr + Al2O3
Se necesitan 200 g de cromo para ser utilizado en la fabricación de acero especial.
Cuántos gramos de Cr2O3 y cuántos gramos de aluminio deben ser utilizados, tomando
en cuenta que la reacción procede con un 90% de rendimiento y que debe quedar un
exceso de 16% de Al ? .
Masa molar (M) en g / mol = Cr2O3= 152 Al= 27 Cr= 52 Al2O3= 102
R: 324,8 g - 133,8 g Al
31. La glicerina (C3H8O3 M= 92) es un líquido viscoso con variadas aplicaciones. En
farmacia se utiliza en la composición de diferentes medicamentos; en perfumería, para la
fabricación de cosméticos debido a sus propiedades suavizantes. Su principal aplicación,
sin embargo, es en la preparación de materias explosivas a base de nitroglicerina (
C3H5(NO3)3 M= 227), sustancia que explota muy fácilmente y que por ser muy difícil de
manejar se hace necesario mezclarla con materiales inertes para atenuar su potencia
(dinamita). Se requieren 500 g de nitroglicerina a fin de producir la dinamita necesaria
para la voladura de un puente. Cuántos gramos de glicerina y cuántos gramos de ácido
nítrico se requieren, sabiendo que el ácido se usará en un 35% en exceso y que la
reacción tiene un rendimiento de 90%?
C3H8O3 + HNO3
C3H5(NO3)3 + H2O
Masa molar (M) en g / mol = HNO3= 63
R: 225,2 g Gli.- 624,5 g Ac.
21
RELACIONES
MOLARES
MASA
(m)
P.V.T DE
CUALQUIER
GAS
LEY DE LOS GASES
IDEALES
MASA MOLAR
(M)
PV = nRT
DENSIDAD
(
)
LEY COMBINADA DE
LOS GASES
V1P 1T 2 = V2 P 2T1
MOL
VOLUMEN
DE
SOLIDOS Y
LIQUIDOS
CONSTANTE DE
AVOGADRO (N)
6,02 x 1023partículas / mol
VOLUMEN MOLAR
DE UN GAS EN
C.N.T.P. ( 22,4 L / mol )
VOLUMEN DE
UN GAS EN
C.N.T.P.
NUMERO DE
PARTICULAS
C.N.T.P. = P = 1 atm.
T = 0° C
22
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BIBLIOGRAFIA
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