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ÁREA CIENCIAS NATURALES Y DEL MEDIOAMBIENTE

GUÍA 2 EJERCICIOS: GRADO DECIMOÁREA: Ciencias NaturalesASIGNATURA: QuímicaAÑO: 2.013

Docente

EDGAR ALBERTO SÁNCHEZ MOTTAINGENIERO FORESTALESP. INFANCIA CULTURA Y DESARROLLO

Tiempo destinado 4 horas de clases.Fecha: Febrero de 2013

ACTIVIDAD:La Tabla Periódica. Estequiometria.

ESTEQUIOMETRIA

LOGROS

Formular alternativas de solución a problemasquímicos y biológicos que ocurren en lanaturaleza.

INDICADORES DE DESEMPEÑO

Interpreta el significado de una ecuación química. Realiza cálculos estequiométricos con la

ecuación química balanceada. Determina las relaciones numéricas de peso, mol

y volumen de las sustancias consumidas y

producidas en una reacción química. Utiliza en la solución de problemas

estequiométricos el método directo y método delfactor o razón molar.

Nombra y establece las fórmulas químicas de loscompuestos inorgánicos.

Escribe las ecuaciones para obtener loscompuestos inorgánicos.

Clasifica las ecuaciones químicas según el tipode transformación y de acuerdo al intercambio decalor .

NOMENCLATURAÓxidosLos óxidos son compuestos binarios formados por lacombinación del oxígeno con un elemento químico.FormulaciónEl oxígeno actúa con su número de oxidación (-2),mientras el otro elemento actúa con un número deoxidación positivo.La fórmula se obtiene al intercambiar las valencias dedichos elementos.

X2On

Donde:• X, es cualquier elemento químico• n, es la valencia de dicho compuesto químico

Ejemplos:• Fe2O3 Oxido con Hierro de valencia 3• FeO Oxido con Hierro de valencia 2

Ahora considerando el FeO, si es Hierro con valencia

2 el compuesto sería Fe2O2, pero los compuestossiempre hay que simplificarlos, así que se queda enFeO.

Tipos de óxidosAtendiendo al comportamiento químico hay tres tiposde óxidos: óxidos básicos, ácidos y óxidos anfóteros,aunque no muy comunes en la naturaleza.

• Los óxidos básicos se forman con un metal más oxígeno, los óxidos de elementos menoselectronegativos tienden a ser básicos. Se lesllaman también anhídridos básicos; ya que

al agregar agua, pueden formar hidróxidos básicos. Por ejemplo:Na2O+H2O→2Na(OH)

• Los óxidos ácidos son los formados con un nometal + oxígeno, los óxidos de elementos máselectronegativos tienden a ser ácidos. Se lesllaman también anhídridos ácidos(nomenclatura en desuso); ya que al agregar agua, forman oxácidos. Por ejemplo:CO2+H2O→H2CO3

• Los óxidos anfotéricos se forman cuandoparticipa en el compuesto un elemento

anfótero. Los anfóteros son óxidos quepueden actuar como ácido o base según conlo que se les haga reaccionar. Suelectronegatividad tiende a ser neutra yestable, tiene punto de fusión bajo y tienendiversos usos. Un ejemplo es óxido dealuminio.

HIDRÓXIDOSHidróxidos o bases son los compuestos ternarios queestán formadas por un metal (M) y el grupo hidróxido(OH).La valencia con que actúa el grupo hidróxido es -1

La valencia con que actúa el metal es n= +1, +2,+3, ...• FÓRMULA GENERALLa fórmula general de los hidróxidos o bases es:

Al escribir la fórmula de los hidróxidos hay que seguirlas siguientes reglas:1.- Escribir, en primer lugar, el símbolo del metal, y a

continuación el del grupo hidróxido entreparéntesis.

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2.- Colocar como subíndice del símbolo del metal lavalencia del grupo hidróxido, que, como es -1 nose pone, y como subíndice del símbolo del grupohidróxido la valencia del metal. Es decir, seintercambian las valencias.

3.- Si la valencia del metal es +1, se suprime elparéntesis en que estaba encerrado el grupohidróxido y no se coloca ningún subíndice.

• NOMENCLATURAVeamos cómo se nombran estos compuestos.SISTEMÁTICACon la palabra hidróxido, la preposición "de" y elnombre del metal. La palabra hidróxido lleva losprefijos numerales mono, di , tri , tetra,... según elnúmero de grupos hidróxido que posea la molécula.

Ejemplos: Al(OH)3 Trihidróxido de aluminioNaOH Mono hidróxido de sodio

STOCKCon la palabra hidróxido, la preposición "de" y el

nombre del metal, poniendo entre paréntesis suvalencia expresada en números romanos. Si el metalactúa con una sola valencia ésta no se indica.

Ejemplos: Cr(OH)3 Hidróxido de cromo (III)Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

TRADICIONAL- Si el metal actúa con una sola valencia, se nombrancon la palabra hidróxido, la preposición "de" y elnombre del metal. También se puede nombrar con lapalabra hidróxido y la raíz del nombre del metal conel sufijo ICO.

Ejemplos: KOH Hidróxido de potasioHidróxido potásico

- Si el metal actúa con dos valencias, la raíz delnombre del metal lleva el sufijo OSO si actúa con lavalencia menor y el sufijo ICO si actúa con el mayor.

Ejemplos: Fe(OH)2 Hidróxido ferrosoCu(OH)2 Hidróxido cúprico

ÁcidoUn ácido es considerado tradicionalmente comocualquier compuesto químico que, cuando sedisuelve en agua, produce una solución con unaactividad de catión hidronio mayor que el agua pura,esto es, un pH menor que 7.Propiedades de los ácidos

• Tienen sabor agrio como en el caso del ácidocítrico en la naranja y el limón.

• Cambian el color del papel tornasol azul arosa, el anaranjado de metilo de anaranjado arojo y deja incolora a la fenolftaleína.

• Son corrosivos.• Producen quemaduras de la piel.• Son buenos conductores de electricidad en

disoluciones acuosas.• Reaccionan con metales activos formando

una sal e hidrógeno.a. Reaccionan con bases para formar una sal

más agua.• Reaccionan con óxidos metálicos para formar 

una sal más agua.NomenclaturaEn el sistema de nomenclatura clásico, los ácidosson nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijoiónico es eliminado y es reemplazado con un nuevosufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tablasiguiente.

PrefijoAnión SufijoAnión PrefijoÁcido SufijoÁcido Ejemplo

per ato per  ácidoico

ácidoperclórico (HClO4)

atoácidoico

ácido clórico (HClO3)

itoácidooso

ácido cloroso (HClO2)

hipo ito hipo ácidooso

ácido

hipocloroso (HClO)

uro hidroácidoico

ácidoclorhídrico (HCl)

Sal (química)La sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados aaniones (iones con carga negativa). Son el productotípico de una reacción química entre una base y unácido, la base proporciona el catión y el ácido elanión.La combinación química entre un ácido y unhidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido)origina una sal más agua, lo que se denominaneutralización.

ClasificacionesLas sales se pueden clasificar en los siguientesgrupos:1

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• Sal haloidea, hidrácida o binaria neutra: soncompuestos binarios formados por un metal yun no-metal, sin ningún otro elemento. Elanión siempre va a tener la terminación -uro.Ejemplos: cloruro de sodio, NaCl; cloruro dehierro (III), FeCl3; sulfuro de hierro (II), FeS.

• Sal de oxácido: procede de sustituir loshidrógenos de un oxácido por cationes 

metálicos.o Sal oxácida, oxiácida o ternaria neutra:

se sustituyen todos los hidrógenos.Ejemplo: hipoclorito de sodio, NaClO.

o Sal ácida: se sustituyen parte de loshidrógenos. Ejemplo:hidrogenocarbonato de sodio obicarbonato de sodio, NaHCO3.

o Sal básica o hidroxisal: contieneniones hidróxido (OH-), además deotros aniones. Se pueden clasificar como sales o hidróxidos. Ejemplo:hidroxicarbonato de hierro (III),Fe(OH)CO3.

o Sal doble: se sustituyen los hidrógenospor dos o más cationes. Ejemplo:carbonato doble de potasio y litio,KLiCO3.

ACTIVIDAD:• Qué es un óxido? Explique las clases de

óxidos y escriba 5 ejemplos de cada uno.• Elabore las fórmulas químicas de todos los

óxidos que forman los siguientes elementos ynómbrelos utilizando las tres nomenclaturas:Carbono; Azufre, Cloro, Sodio, Hierro, Oro,potasio, calcio, y nitrógeno.

• A qué se le llaman hidróxidos? Cuáles sonsus características?

• Elabore todas las fórmulas químicas de loshidróxidos que pueden formar algunos de lossiguientes elementos: Azufre, sodio,litioplomo, flúor, cobalto carbono, mercurio, ymagnesio.

• Qué es un ácido? Explique sus clases.• Escriba el nombre de los siguientes ácidos y

clasifíquelos: H Cl; H2SO4; H N O3; H Br; H

I;H2S; H Cl O; H ClO2; H C l O3; H Cl O4; H3 PO 4¿Qué es una sal? Explique las clases. Escriba5 ejemplos de cada una.

ESTEQUIOMETRIA: Se deriva del griego Stoikeionque significa elemento. La estequiometría es la partede la química que se encarga de hacer los cálculosmatemáticos para hallar las masas de sustancias que

se deben utilizar en una reacción para obtenedeterminada cantidad de productos a partir de unaecuación química balanceada. Una ecuación esestequiométrica cuando:

a. Cumple con la ley de la conservación de lamateria, es decir, cuando la masa de losreactivos es igual a la masa de los productos;de la misma manera cuando las cargas

eléctricas en ambos lados de la ecuación soniguales.

b. Cuando se puede demostrar en el laboratoriola conversión de reactivos en productos.

De una ecuación química balanceada y lainterpretación correcta de la misma, se puedeobtener:

a. Cantidad de productos, preparados a partir decierta cantidad de reactivos.

b. El reactivo límite, el cual determina que tantoproducto se puede obtener de una ecuaciónquímica, cuando se dispone de una cantidad

limitada de uno de los reactivos.c. Los porcentajes de producción.d. La pureza del compuesto.

Unidades químicas de peso para:A. Elementos son: el peso atómico y el átomo –

gramo (at-g)1. El peso atómico (A): Es la masa de cada

elemento químico expresado en gramos, su valor seencuentra en la tabla periódica. Ej. El peso

atómico del Cu es 63,54 g y el del S es 32,06 g.2. Átomo-gramo (at-g): Es la masa atómica de

elemento expresada en gramos y en el hay un mol de

átomos, o sea, 6,02x1023 átomos del elemento(número de Avogadro).

1 at – g = 1 molNota: 1 at – g = 1 mol = 6,02x1023 átomos = masaatómica de un elemento expresada en gramos. Ej.

Elemento 1átomo

 –gramo

Pesoatómico

Número deAvogadro (NA)

1 mol deC

1 at - gde C

12gramos

6,02x1023 átomos

1 mol deAl

1 at - gde Al

26,98gramos

6,02x1023 átomos

1 mol deNa

1 at - gde Na

28,989 6,02x1023átomos

Ejemplos:Calcular: a. número de moles b. at-g c. númerode átomos en 5,0 gramos de Cu.a. n = g del elemento ∕ peso atómico = 5,0 g de Cu

 ∕ 63,54 g/mol = 0,079 mol de Cu

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b. at-g = g del elemento ∕ peso atómico = 5,0 g deCu ∕ 63,54 g/at-g = 0,079 átomos-gramos

c. número de átomos = at-g x NA = 0,079 at-g x6,02x1023 átomos/at-g = 4,7x1023 átomos

Método directoa. ¿moles?

1 mol Cu -- 63,54 g X= 1 mol Cu x 5,0 gde Cu  ∕  63,54 g de Cu X= 0,079 mol de Cu

X -- 5,0 g

b. ¿at-g?1 at-g Cu -- 63,54 g X= 1 at-g Cu x 5,0

g Cu  ∕  63,54 g Cu X= 0,079 at-g de CuX -- 5,0 g

c. ¿átomos?63,54g Cu -- 6,02x1023 átomos X= 6,02X1023

átomos x 5,0 g Cu  ∕  63,54 g Cu X= 4,7x1023

átomos Cu

5,0 g Cu -- X

Ejercicios

I. a. ¿Cuántos átomos hay en 0,400 at-g de F? b.¿Cuántas moles de F? c. ¿Cuántos gramos de F?a. Número de átomos = at-g F x 6,02x1023 átomos

 ∕ at-g X= 0,400 at-g x 6,02x1023 átomos ∕ at-g

de FX= 2,41x1023 átomos de F

b. Número de moles = at-g = 0,400 moles

c. Gramos de F X= at-g F x peso atómico 1 at-g FX= 0,400 at-g F x 18,99 g ∕ at-g X= 7,6x1023 átomos F

II. El peso atómico del plomo es 207,2 g. ¿Cuál seráel peso en gramos de un átomo de plomo? (métododirecto).

6,02x1023 átomos Pb -- 207,2 g

X= 207,2 g x 1 at Pb ∕ 6,02x1023 átomos Pb1 átomo Pb -- X

X= 3,44x10-22 g ∕ átomo

Peso de un átomo de Pb = Peso atómico delelemento ∕ NA (# Avogadro átomos ∕ mol)Peso de un átomo de Pb = 207,2 g ∕ mol ∕ 6,02x1023

átomos ∕ molPeso de un átomo de Pb = 3,44x10-22 g ∕ átomo

ACTIVIDAD

1. Hallar el número de moles, átomos y gramospresentes en:

a. 10 at-g Fe b. 3,5 at-g Zn c. 7 g Cad. 8,5 g S

2. Hallar el Número de moles, átomos, at-g presentes

en:a. 20 g C b. 8,4 g Al c. 3,5 g Si d

5,3 g Ni

3. Cuál es el peso en gramos de un átomo de:a. Cu b. Fe c. Au d. Ag e

Hg

B. Unidades químicas de peso para:Compuestos son: El peso molecular y la molécula-

gramo ó mol.

  1. El peso molecular (PM ó M): Es la sumatotal de los pesos atómicos de los elementos queforman parte de la molécula. Ej. Hallar el pesomolecular de:

a. H2SO4 b. Al2(SO4)2.

a. H2SO4

b. Al2(SO4)3

H = 1 g x 2 = 2 gAl = 26,981 g x 2 = 53,962 g

S = 32 g x 1 = 32 gS = 32,064 g x 3 = 96,192 g

O = 16 g x 4 = 64 gO = 15,999 g x 12 = 191,988 g

98 g ∕ mo342,142 g ∕ mol

ACTIVIDADHallar el peso molecular de los siguientescompuestos:a. HNO3 b. Ca(OH)2 c. NaHCO3 dC12H22O11 e. K2Cr 2O7 f. Ba(ClO3)2

g. CaO h. CaH2 i. H2O2

  2. Molécula- gramo ó mol: También se denominamol ó mol-gramo de un compuesto y es la cantidadde

Compuesto cuyo peso en gramos es iguaal peso molecular y contiene el número de Avogadrode

Moléculas (NA) así:1 mol = peso molecular (g ∕ mol) contiene 6,02x102

moléculas

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1 mol de H2O = 18 g --- contiene 6,02x1023

moléculas1 mol de H3PO4 = 98 g --- contiene 6,02x1023

moléculas1 mol de C6H12O6 = 180 g --- contiene6,02x1023 moléculas

ACTIVIDADHallar el número de moles y moléculas presentes en20 gramos de H2SO4

I. Método directo a. Número de moles

PM H2SO4 = 98 g ∕ mol

1 mol de H2SO4 -- 98 gramos X= 20 gH2SO4 x 1 mol de H2SO4 ∕ 98 g

X -- 20 gramos  X= 0,20moles de H2SO4

b. Número de moléculas1 mol de H2SO4 -- 6,02x1023 moléculas X=0,20 moles H2SO4 x 6,02x1023 moléculas ∕ 1molH2SO4 0,20 moles H2SO4 -- X X=1,2x1023 moléculas de H2SO4 

II. Método simplificadoa. Número de moles = gramos del compuesto ∕ 

PMNúmero de moles de H2SO4 = 20 gramos ∕ 98

gramos ∕ mol

Número de moles de H2SO4 = 0,20 moles deH2SO4

 b. Número de moléculas = moles de H2SO4 x NA

moléculas ∕ molNúmero de moléculas = 0,20 moles x 6,02x1023

moléculas ∕ molNúmero de moléculas = 1,2x1023 moléculas de

H2SO4

Determine el número de moles y moléculaspresentes en los siguientes compuestos:a. 35 g de C12H22O11 b. 48 g de CaO c.

70 g de Ca3(PO4)2 d. 100 g de CO2 e. 50 g de HClO4 f. 85 g de FeSO4

EJERCICIOS

a. ¿Cuántos gramos de CO2 hay en 0,5 molesde CO2?

b. ¿Cuántas moles de C y O hay en 0,5 molesde CO2?

c. ¿Cuántos gramos de C y O hay en 0,5 molesde CO2?

d. ¿Cuántas moléculas de CO2 hay en 0,5 molesde CO2?

e. ¿Cuántos átomos de C y O hay en 0,5 molesde CO2?

Método simplificadoPM CO2 = 12,01 g + 32 g de O = 44,01 g ∕ moln = 0,5 moles de CO2

a. gramos de CO2 = moles de CO2 x PM CO2

gramos de CO2 = 0,5 moles CO2 x 44,01 g ∕ molgramos de CO2 = 22,05 g CO2

b. moles de C y O = 1 mol de CO2 contiene 1 mol deC y 2 moles de O; entonces en 0,5 moles de CO2 hay

0,5 moles de C y 1 mol de O

c. gramos de C y O → gramos de C = moles de C xpeso atómico del C

gramos de C = 0,5 moles x12,01 g ∕ mol

gramos de C = 6,0 gramosde C 

gramos de O = moles de O xpeso atómico del O

gramos de O = 1 mol x 16 g ∕mol

gramos de O = 16 gramos de

O

d. moléculas de CO2 = moles de CO2 x NA moléculas ∕ mol

moléculas de CO2 = 0,5 moles CO2 x 6,02x102

moléculas ∕ molmoléculas de CO2 = 3,01x1023 moléculas

e. átomos de C y O → átomos de C = moles de C xNA átomos ∕ mol

átomos de C = 0,5 moles deC x 6,02x1023 átomos ∕ mol

átomos de C = 3,01x102

átomos de C 

átomos de O = moles de O xNA átomos ∕ mol

átomos de O = 1 mol de O x6,02x1023 átomos ∕ mol

átomos de O = 6,02x10 2

átomos de O

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ACTIVIDADTrabajo individual: Realizar el trabajo anterior utilizando el método directo en cada caso.

Cálculos estequiométricos: Son aquellos que serealizan teniendo como base las sustancias queparticipan en una reacción química.Cada reacción química debe cumplir con las tres

leyes ponderales, las cuales determinan losaspectos cuantitativos (cantidad) de las sustanciasque intervienen en las reacciones químicas. Estasleyes son:

1. “Ley de la conservación de la materia” deLorenzo A. Lavoisier (francés) y dice: “La materia nose crea ni se destruye solo se transforma”, también,puede formularse de la siguiente manera “En todareacción química la masa total de las sustanciasreaccionantes, es igual a la masa total de losproductos de la reacción”. Ej.

a. H2 + O2 → H2O No cumple la ley,no esta balanceada

b. 2H2 + O2 → 2H20 Cumple la ley,esta balanceada

4 g + 32 g → 2 (18 g)36 g → 36 g

 reactivos productos

2. “Ley de las proporciones definidas ócomposición constante” de J. Proust (francés) ydice: “Las proporciones en las que se encuentran los

distintos elementos que forman un compuesto sonconstantes e independientes del proceso seguidopara su formación”. También, se puede formular de lasiguiente manera “Cualquier compuesto químico purotiene una composición constante en masa”. Ej. compuesto nombre Composición

porcentualH2O agua 88,88% H y 11,20% de

ONaCl Cloruro de

sodio39,3% de Na y 60,7%de Cl

CH4 metano 75% de C y 25% de H4

3. “Ley de las proporciones múltiples” de J. Dalton(inglés) y dice: “Las cantidades de un mismoelemento que se combinan con una cantidad fija deotro para formar varios compuestos, están en unarelación de números enteros y sencillos”. Ej.El carbono al reaccionar con el oxígeno forma lossiguientes compuestos:

Relación de las masas de Oque se combinan con 12 g deC

CO 12 g C y16 g O

1 : 1

CO2 12 g C y32 g O

1 : 2

CO3 12 g C y48 g O

 1 : 3

Para realizar los cálculos estequiométricos, la basees la ecuación química balanceada, ya que loscoeficientes que afectan a cada termino nos dicen lascantidades relativas de reactivos y productos queintervienen, las relaciones que se manejan en losdiferentes problemas son: relación entre molesrelación entre moles gramos, relación en gramosExisten varios métodos para dar solución a este tipode problemas como son: el método directo y emétodo del factor molar ó razón molar.

Método del factor o razón molar: Utiliza factores deconversión para relacionar las moles de los reactivosentre sí, las moles de los reactivos con las moles deun producto y las moles de los productos entre síusando los coeficientes de la ecuación. Ej. En unaecuación balanceada como la combustión completadel metano.

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Se pueden relacionar:a. Moles de los reactivos entre sí.b. Las moles de los reactivos con las moles de

un producto.c. Las moles de los productos entre sí.

1 mol de CH4 = 2 moles de O2

1 mol de CO2 = 2 moles de H2O1 mol de CH4 = 1 mol de CO2

2 moles de O2 = 2 moles de H2O

A partir de estas igualdades se pueden expresar lossiguientes factores de conversión:

1 mol de CO2 ∕ 2 moles de H2O ; 1 mol de CH4 ∕ 1mol de CO2 ; 2 moles de O2 ∕ 2 moles de H2O ósus recíprocos, depende de lo que solicite eproblema, estos factores de conversión se llamanrazones molares para los reactivos entre si, para losproductos entre sí ó para los reactivos y productos.

Nota: Estas relaciones ó factores de conversión seaplican para una ecuación en particular. Ej.

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Escriba la razón molar del KClO3 a Oxígeno en lasiguiente ecuación: 2 KClO3 ∆ 2KCl + 3O2 

Ecuación balanceada donde los coeficientes de laecuación dan Igualdad entre las moles de estas dossustancias, entonces, la razón molar es: 2 moles de

KClO3 ∕ 3 moles de O2

ACTIVIDAD

Escriba la razón molar entre: a. El Cl2 y el H2 b.Entre el Zn y el HCl en las siguientes ecuaciones:a- H2 + Cl2 → 2HCl b- Zn+ HCl → ZnCl2 + H2 ↑

1. Relación entre moles: Se utiliza cuandose desea conocer la cantidad de reactivosnecesarios para reaccionar con otra

cantidad conocida también como reactivo.Ej. La descomposición del HCl por el Alse representa en la siguiente ecuaciónbalanceada:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 a- ¿Cuántas moles de Hidrógeno se producen a

partir de 2 moles de HCl?

I. Método de razón molar: La razón molar del H2 alHCl es 6 moles de HCl ∕ 3 moles de H2. Entonces:

 Entonces: 2 moles de HCl x 3 moles de H2 ∕ 6 molesde HCl = 1 mol de H2

b. Razón molar del Al al HCl es 2 at-g Al ∕ 6 moles deHCl at-g = molEntonces:

Entonces: 2 moles de HCl x 2 at-g Al ∕ 6 moles deHCl = 0,66 at-g Al

II. Método directoa. 6 moles de HCl → 3 moles H2  X= 3

moles de H2 x 2 moles de HCl ∕ 6 moles HCl2 moles de HCl → X X= 1

mol H2

b. 2 at-g Al -- 6 mol HCl X= 2 at-g Al x 2 mol HCl ∕ 6 mol HCl

X -- 2 moles HCl X= 0,66at-g Al

EJERCICIOSegún la ecuación H2 + O2 → H2Odeterminar:

Las moles de H2 que se requieren para reaccionacon 2 moles de O2.

2. Relación entre gramos a moles: Se empleacuando se desea conocer la cantidad de reactivonecesario para producir una cantidad determinada deproducto. Ej.Cuántos gramos de KClO3 se necesitan para produci9 moles de oxígeno (O2) según la ecuación: KClO3 ∆ KCl + O2

Balanceo 2 KClO3 ∆  2 KCl + 3 O2

La razón molar del KClO3 al O2 es: 2 moles KClO3 ∕3 moles O2

Entonces:9 moles de O2 x 2 moles KClO3 ∕ 3 moles de O2 x122,6 g KClO3 ∕ 1 mol KClO3 = 736 g de KClO3

Método directoNota: Encima de las fórmulas coloca los datos deProblema y debajo de las fórmulas el valor engramos según el coeficiente respectivo.

2 KClO3 → 2KCl + 3 O2

2 moles de KClO3 -- 3 moles O2

X -- 9 moles O2

X= 6 moles de KClO3

1 mol de KClO3 -- 122,55 g X= 122,55 gKClO3 x 6 moles de KClO3 ∕ 1 mol de KClO3

6 moles de KClO3 -- X

EJERCICIODada la ecuación:

Al + HCl → AlCl 3 +H2 determinar 

a. ¿Cuántos gramos de AlCl3, se producen apartir de 0,5 moles de HCl?

b. ¿Cuántos gramos de Al se requieren paraproducir 0,4 moles de H2?

Cantidad y unidades dadas x factor de

Cantidad y unidades dadas x

factor de conversión =

Cantidad y unidades dadas x factor de conversión = cantidad y unid

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6Nota: Resolver el ejercicio por los dos métodosanteriores.

3. Relación gramos a gramos: Se utiliza cuando sedesea conocer la cantidad de producto formado apartir de una cantidad determinada de reactivo. Ej.

¿Cuántos gramos de carbonato de calcio (CaCO3) seforman a partir de 37 gramos de hidróxido de calcio(Ca(OH)2)? Según la ecuación:

Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 + 2H2O

a. Método directoPM Ca(OH)2 = 74 g ∕ mol PM

CaCO3 = 100 g ∕ mol

74 g Ca(OH)2 → 100 g CaCO3  X= 37g Ca(OH)2 x 100 g CaCO3 ∕ 74 g Ca(OH)2 

37 g Ca(OH)2 → X X=50 g CaCO3

b. Método del factor o razón molar 1 mol CaCO3 ∕ 1 mol Ca(OH)2 

37 g Ca(OH)2 x 1 mol Ca(OH)2 ∕ 74 g Ca(OH)2 x 1mol CaCO3 ∕ mol Ca(OH)2 x 100 g CaCO3 ∕ 1 mol

CaCO3 

X= 50 g CaCO3

ACTIVIDADTrabajo individual: Solucionar los siguientesproblemas por los dos métodos

 a. El yoduro de potasio se puede obtener a partir 

de sus elementos, por la siguiente reacción:K + I2 → KI

¿Cuántos gramos de yoduro de potasio (KI) sepueden obtener a partir de 100 g de K?

b. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (H2SO4)se necesitan para que al reaccionar con unexceso de zinc (Zn) produzca 200 g de sulfatode zinc (ZnSO4)?

c. El óxido de hierro (III) reacciona con elhidrógeno para dar hierro metálico y agua.

¿Cuántos gramos de hierro se producen apartir de 400 g de Fe2O3? Según la ecuación:

Fe2O3 + H2 → 2Fe + H2O

Conversión de moles a moléculasHallar el número de moles y moléculas

presentes en 20 gramos de NaOH… PM NaOH =40 g ∕ mol

Método directo1 mol NaOH ─ 40 gramos X=1 mol NaOH x 20 g ∕ 40 g

X ─ 20 gramos X=20 moles ∕ 40 X= 0,5 moles deNaOH

1 mol NaOH ─ 6,02X1023 moléculas X=6,02X1023 moléculas x 0,5 moles NaOH ∕ 1 moNaOH0,5 moles NaOH ─ X X=3,01X1023 moléculas

Hallar el número de moléculas presentes en 2moles de NaOH.1 mol de NaOH ─ 6,02X1023 moléculasX= 6,02X1023 moléculas x 2 moles de NaOH ∕ 1mol NaOH2 moles de NaOH ─ XX= 12,04x1023 moléculas

EJERCICIOS1. Dada la ecuación:

Zn + HCl → ZnCl2 +H2

Determinea. moles de H2 que se forman al reaccionar 3

moles de HCl con el Zn.b. moles de zinc que reaccionan con 3 moles

de ácido clorhídricoc. moles de HCl que se

requieren para producir 0,5moles de H2

2. Dada la ecuación: NaOH +

H2SO4 → Na2SO4 +H2ODetermine

a. moles de ácidossulfúricos necesarios paraproducir 156 gramos de sulfato de sodio, Na2SO4

b. moles de agua que se producen a partir de33,8 gramos de H2SO4.

c. gramos de hidróxido de sodio, NaOH, quereaccionan con dos moles de ácido sulfúrico.

Cantidad y unidades dadas x

factor de conversión =

cantidad y unidades solicitadas

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3. Dada la ecuación: Cu2S + O2 → Cu+ SO2

Determinea. gramos de Cu2S que se requieren para

producir 3 moles de SO2

b. gramos de Oxígeno que reaccionan conesas moles de Cu2S

c. gramos de cobre que se producen a partir de3 moles de Cu2S

4. Dada la ecuación: CaO + HCl →CaCl2 + H2ODetermine 

a. gramos de HCl que se requieren parareaccionar con 500 gramos de CaO

b. gramos de CaCl2 que se producen a partir de 80 gramos de HCl

c. gramos de HCl que se requieren paraproducir 320 gramos de CaCl2

REACTIVO LÍMITECuando dos o más sustancias que reaccionan enuna proporción diferente a la estequiométrica,necesariamente alguna de ellas está en exceso.El reactivo límite es para este caso la sustanciaque se consume totalmente, esto quiere decir quees la sustancia que está en menor proporción yque forma la menor cantidad de producto. Loscálculos estequiométricos siempre se hacen conbase al reactivo límite, ya que de este depende lacantidad de productos formados al igual que la de

otros reactivos consumidos.Para establecer el reactivo límite se debe trabajar con moles y cuando el ejercicio de solamente unreactivo, se supone que el otro esta en exceso.Ej.

1. ¿Cuántas moles de HCl pueden obtenerse apartir de 4 moles de H2 y 3 moles de Cl2, según laecuación:

H2 + Cl2 → HCl

1 mol H2 ─ 2 moles HCl X= 4

moles H2 x 2 moles HCl ∕ 1 mol H2  X= 8moles HCl4 moles H2 ─ X

1 mol Cl2 ─ 2 moles HCl X= 3moles Cl2 x 2 moles HCl X= 6moles HCl3 moles Cl2 ─ X

Las 3 moles de cloro limitan la reacción, ya queproducen la menor cantidad de HCl, por lo tantoel cloro es el reactivo límite.Otra forma de comprobarlo es observando que larelación del H2 con el Cl2 es 1 : 1 (1 a 1)Entonces:3H2 + 3Cl2 → 6HCl. Las 3 moles decloro se consumen completamente al reacciona

con 3 moles de hidrógeno para producir 6 molesde ácido clorhídrico.

2. Calcule los gramos de fosfato de calcio que seforman al hacer reaccionar 100 gramos de CaCOY 70 gramos de H3PO4, según la ecuación: (1 moCaCO3 = 100,1 g) (1 mol H3PO4 = 98 g) (1mol Ca3(PO4)2 = 310 g).

CaCO 3 + H3PO4 →Ca3(PO4)2 + CO2 + H2O

100 g CaCO3 x 1 mol CaCO3  ∕ 100,1 g CaCO3

= 1 mol CaCO3

70 g H3PO4 x 1 mol H3PO4 ∕ 98 g H3PO4 =0,714 moles H3PO4

Para establecer el reactivo límite, se calcula enúmero de moles de producto formados a partide las moles de cada uno de los reactivos.3 moles CaCO3 ─ 1 mol Ca3(PO4)2  X=1 mol CaCO3 x 1 mol Ca3(PO4)2 ∕ 3 moles CaCO3

1 mol CaCO3 ─ X X=0,334 moles Ca3(PO4)2 

82 moles H3PO4 ─ 1 mol Ca3(PO4)2  X=0,714 moles H3PO4 x 1 mol Ca3(PO4)2 ∕ 2 molesH3PO4

0,714 moles H3PO4 ─ XX= 0,356 moles Ca3(PO4)2 

Puesto que el reactivo límite es aquel que formael menor número de moles de producto, en éstecaso el reactivo límite es el carbonato de calcio(CaCO3).Por consiguiente, la cantidad en gramos de

fosfato de calcio que se pueden obtener es:1 mol Ca3(PO4)2 ─ 310 g Ca3(PO4)2

X=0,334 moles Ca3(PO4)2 x 310 g Ca3(PO4)2 ∕ 1mol Ca3(PO4)2 0,334 moles Ca3(PO4)2 ─ X X=0,356 g Ca3(PO4)2 

3. Calcule el número de gramos de ácidofosfórico (H3PO4) que sobran en la reacción deejercicio anterior.

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2 moles H3PO4 ─ 3 moles CaCO3  X= 2moles H3PO4 x 1 mol CaCO3 ∕ 3 moles CaCO3

X ─ 1 mol CaCO3  X=0,667 moles H3PO4

Este es el número de moles de ácido fosfórico(H3PO4) que reaccionó con 1 mol de carbonato decalcio (CaCO3). El exceso de moles será igual a:

0,714 ─ 0,667 = 0,047 moles H3PO4

Finalmente los gramos de H3PO4 son:1 mol H3PO4 ─ 98 g H3PO4  X=0,047 moles H3PO4 x 98 g H3PO4 ∕ 1 mol H3PO4

0,047 moles H3PO4 ─ X X=4,606 g H3PO4

EJERCICIOS

1. Dada la siguiente ecuación: CH4 + 3Cl2 →CHCl3 + 3HCl

Establezca cuál es el reactivo límite para cada unode los siguientes casos:

a. 1,5 moles de Cl2 y 1,5 moles de CH4

b. 2 moles de Cl2 y 3 moles de CH4

c. 0,5 moles de Cl2 y 0,2 moles de CH4

d. 0,2 moles de Cl2 y 0,3 moles de CH4

2. Dada la siguiente ecuación: CaH2 + 2H2O→ Ca(OH)2 + 2H2

Establezca cuál es el reactivo límite para cada unode los siguientes casos:

a. 10 gramos de CaH2

b. 0,1 gramos de CaH2 Y 0,5 gramos de H2Oc. 500 gramos de CaH2

d. 200 gramos de CaH2 Y 500gramos de H2O

PUREZA DE REACTIVOS Y PRODUCTOS

A menudo los reactivos utilizados no soncompletamente puros y se trata más bien de unamezcla que contiene determinado porcentaje dereactivo que se va utilizar, como ocurre en ciertosprocesos industriales. Antes de hacer los cálculosestequiométricos, es necesario, calcular la cantidad

de reactivo puro presente.La relación entre sustancia pura (S.P.), sustanciaimpura (S.I.) y pureza o porcentaje en peso (%P), es:

 

Ejemplo:

1. En 120 gramos de H2SO4 al 80% de purezaexisten:

S.P. = 120 g x 80 ∕ 100 = 96 gramos de H2SO4

puro.

2. ¿Cuántos gramos de ácido fluorhídrico, HF, sepueden obtener a partir de 200 gramos de fluoruro decalcio,

CaF2, de 90% de pureza, según la reacción?CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF

S.P.= (S.I.)(%P) Sustancia Pura = 200 gx 90 ∕ 100 S.P. = 180 gramos de CaF2

puros

1 mol CaF2 ─ 78,076 g CaF2

X= 180 g CaF2 x 1 mol CaF2 ∕ 78,076 g CaF2 X ─ 180 g CaF2

X= 2,3, moles de CaF2

1 mol CaF2 ─ 2 moles HFX= 2,3 moles CaF2 x 2 moles HF ∕ 1 mol CaF2

2,3 moles CaF2 ─ XX= 4,6 moles HF

91 mol HF ─ 20 gramos HF X= 4,6moles HF x 20 gramos HF ∕ 1 mol HF4,6 moles HF ─ X X= 92gramos HF puros 

EJERCICIOS

1. ¿Qué cantidad de óxido de calcio, CaO, se obtienea partir de la calcinación de 200 gramos de carbonatode

Calcio, CaCO3, del 95% de pureza?, según laecuación: CaCO3 → CaO + CO2 

2. ¿Cuánto ácido nítrico, HNO3, del 90% de purezase podrá obtener a partir de 130 gramos deamoniaco puro,

NH3?, según la ecuación: NH3 + O2

→ H2O + HNO2 + HNO3

3. ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio, Na2SO4, seproducen a partir de 750 gramos de cloruro de sodio,

NaCl, del 88% de pureza?, según la ecuaciónNaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl

4. ¿Cuántos gramos de cloruro de plata, AgCl, de70% de pureza se obtiene con 80 gramos de nitratode plata,

(S.P.) = (S.I.)(%

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AgNO3`, del 75% de pureza?, según la ecuación:AgNO3 + NaCl → ÀgCl + NaNO3

5. ¿Cuántos gramos de yodo, I2, del 90% de purezase obtiene a partir de 120 gramos de ácido nitroso,HNO2,

del 95% de pureza?, según la ecuación:HNO3 + HI → NO2 + I2 + H2O

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN

En algunas ocasiones no todo el reactivo límite setransforma en producto debido a que existenreacciones incompletas. El rendimiento de unareacción también se ve afectado cuando los métodosde recuperación de los productos no son lossuficientemente efectivos. Esto trae comoconsecuencia que la cantidad de producto obtenidoresulte disminuido.El rendimiento (R) está relacionado con la cantidad

de sustancia obtenida o de sustancia que reacciona,en un caso real (CR) con la cantidad que se obtiene oreacciona cuando el rendimiento es del 100% (CT),como lo indica la ecuación:

 

R = Cantidad experimental ∕ cantidad teórica x 100R = rendimiento 

CT= cantidad teórica CR= cantidad realEJEMPLO1. ¿Cuál es el rendimiento de una reacción al hacer reaccionar 40 gramos de NaOH que producen 50gramos

de NaCl?, según la ecuación: NaOH +HCl → NaCl + H2O

1 mol NaOH pesa 40 gramos 1 molNaCl pesa 58,44 gramos

De acuerdo a la ecuación, 40 g de NaOH producen58,44 g de NaCl. Teóricamente deberían producirse58,44 g pero solo se producen 50 g Entonces, elporcentaje de rendimiento de esta reacción es:R = CR ∕ CT x 100 R = cantidad experimental ∕ cantidad teórica x 100

R = 50 g NaClexperimentales ∕ 58,44 g teóricos

R = 85,4%

2. Calcule el rendimiento teórico del AlCl 3, para lareacción de 3 moles de Al en la ecuación:

Al + Cl2 → AlCl3Cuando solo se da la cantidad de uno de los

reactivos, este es el reactivo límite, el otro en estecaso el cloro, se asume que está en excesoAdemás, debe saberse que el rendimiento debe

darse en gramos, cuyos factores de conversión son:

2 moles de AlCl3 lo que se quiere (teórico)2 moles de Al lo que se tiene (real)

1 mol de AlCl3 = 133,5 gramos

2 moles Al ─ 2 moles AlCl3  X= 3 molesAl x 2 moles AlCl3 ∕ 2 moles Al3 moles Al ─ X X= 3 molesAlCl3

1 mol AlCl3 ─ 133,5 gramos X= 3 molesAlCl3 x 133,5 gramos ∕ 1 mol AlCl3`3 moles AlCl3 ─ X X= 400,5 gAlCl3`

A partir de 3 moles de aluminio, Al, la máximacantidad de cloruro de aluminio, AlCl3, que se puedeobtener es 400,5 gramos. Este es el rendimientoteórico.

R = CR ∕ C T x 100