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OCTAVA PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM TEMA: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Es el conjunto de unidades planteadas con la finalidad de expresar la masa de las sustancias y su relación con el número de partículas contenidas en ella (átomos, iones, moléculas, etc.). Se define como la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo de Carbono – 12, el cual es denominado átomo patrón, ya que es el átomo muy estable y el más abundante de los isótopos del carbono.

Equivalencia:

24 271uma 1,66 x 10 g 1,66 x 10 Kg− −= =

Sabemos que un elemento químico es una mezcla de isótopos, la masa atómica promedio de los elementos se calcula como un promedio ponderado de las masas de los isótopos (Masa isotópicas) y de sus correspondientes abundancias reactivas. Según el espectrómetro de masas:

( ) ( )( ) ( )( )34,969 75,77 36,996 24,23M.A. C

100

+=l

( )M.A. C 35,453 uma=l

Significa: 1 átomo de Cloro (Cl ) tiene una masa en promedio 35,453 uma. NOTA: � La masa atómica se encuentra en la tabla

periódica y generalmente en un problema es dato.

� A continuación presentamos algunas masas atómicas aproximadas de los elementos más importantes:

Se define como la masa relativa de las moléculas de una sustancia. Se puede determinar sumando las masas atómicas relativas de los átomos que constituyen la molécula

Ejemplos:

( ) ( )

2H OM 1 16 2 1 18∴ = + =

( )M M.A. E= ∑

Algunos ejemplos:

( ) ( )2H SM 2 1 1 32 34= + =

( ) ( ) ( )3HNOM 1 1 1 14 3 16 63= + + =

( )2N

M 2 14 28= =

( ) ( ) ( )6 12 6C H OM 6 12 12 1 6 16 180= + + =

( ) ( ) ( )3CaCOMF 1 40 1 12 3 16 100= + + =

( ) ( ) ( )2 4 3Fe (SO )MF 2 56 3 32 12 16 400= + + =

En el sistema S.I. el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas y otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de Carbono -12. El valor aceptado en la actualidad es:

Isótopo A Masa isotópica (uma)

% Abundancia

3517Cl 35 34, 969 75, 77 %

3717Cl 37 36, 996 24,23 %

Elemento M.A Elemento M.A Si P S Cl

28 31 32 35,5

H Li C N

1 7 12 14 Unidad de Masa Atómica (uma)

Nota: Para compuestos iónicos se emplea la masa o peso formula (P.F). Los compuestos iónicos no forman moléculas, se representan por su unidad fórmula.

Masa Atómica Promedio de un Elemento

Masa o Peso Molecular ( )

Concepto de Mol

“Año de la Promoción de la Industria Responsable y d el Compromiso Climático ”

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23*1mol 6,022045 10 particulas=

Este número se denomina número de Avogadro, en honor del científico italiano Amadeo Avogadro. Por lo general, el número de Avogadro se redondea a 6.022. 1023

Ejemplo: � 1 mol de átomos Fe < > 6,022 x 1023 átomos de Fe � 1 mol de molécula de H2O < > 6,022 x 1023

moléculas de H2O � 1 mol de electrones < > 6,022 x 1023 electrones

En forma práctica:

NA: Número de Avogadro

Es aquella cantidad de un elemento, que contiene exactamente 1 mol de átomos y su masa equivale numéricamente a su masa atómica, expresado en gramos

Ejemplos: � 1 at-g (C) = 12g � 1 at-g (Na) = 23g � 2 at-g (Fe) = 112 g � 3 at-g (S) = 96 g

Es aquella cantidad de una sustancia covalente, que contiene exactamente 1 mol de moléculas y su masa equivale numéricamente a su masa molecular expresado en gramos.

Ejemplos:

Número de molécula gramo de una sustancia

A

Masa(Sust) #moléculas(Sust)#mol g n

NM(Sust)− = = =

Toda fórmula química nos brinda información tanto en forma cualitativa como cuantitativa 1. Información Cualitativa: Nos da a conocer los

elementos que constituyen dicho compuesto y sus características importantes.

Ejemplo:

� Elementos: H, S y O � Compuesto ternario � Es un ácido, tiene la propiedad de liberar H+

2. Información Cuantitativa: Nos da a conocer la

cantidad de átomos de los elementos que constituyen un compuesto, esta información puede ser en forma de: #atg – g, mol – g, masa y composición centesimal.

A. Para una molécula: Ejemplo:

3 4

3 átomos "H "1 molecula

1 átomo "P "de H PO

4 átomos "O "

Atomicidad 8 átomos

−−−−−−−−−−−−−

=

�

�

�

B. Para una mol de moléculas

( )M 98

2 4

TOTAL

2 at g (H) 2g

1mol g H SO 1at g (S) 32g

4 at g (O) 64g

m 98 g

=

−−−−−−−−−−−−−

− =− − = − =

=

�

�

�

ESTEQUIOMETRÍA CONCEPTO Es aquella parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas (masa, volumen, moles) de los componentes puros de una reacción química. Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser ponderales y / o volumétricas.

Relaciona la masa de una sustancia con la masa de otras sustancias.

1 mol de sustancia = 6 x 1023 partículas = 1 NA partícula

Átomo gramo (at-g)

Molécula gramo (mol-g)

Interpretación de una Fórmula Química

Leyes Ponderales


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1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Fue planteada por el químico Francés Antoine Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de la química moderna; nos indica que en toda reacción química completa y balanceada la masa total de las sustancias reactantes es igual a la masa total de las sustancias de los productos. Ejemplo:

48476 40.A.P

Ca2

= +

48476 32M

)g(2O1

=→

48476 56M

CaO2

=

Relación Molar

2 mol – g 1 mol–g 2mol–g

Relación en Masa

80g 32g 112g

∑Masa (Reactantes) =∑Masa (Productos) = 112g

2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS

Fue enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo proceso químico los reactantes y productos participan manteniendo sus masas o sus moles en proporción fija, constante y definida; cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reacción Ejemplo: Quemado de carbón

48476 12.A.P

)g(C2

= +

48476 32M

)g(2O1

= →

48476 56M

)g(CO2

=

Reacción molar


Relación en Masa

24g 32g 56g

Por Proust

3g 4g 7g

Ejemplo 60g 80g 140g

Se observa que: NOTA: � Reacción Limitante (RL):

Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en menor proporción estequiométrica y al agotarse limita la cantidad máxima del producto(s) obtenido(s).

� Reactivo en Exceso (RE): Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en mayor proporción estequiométrica por lo tanto queda como sobrante al finalizar la reacción.

Regla práctica para evaluar el R.L. y R.E Para cada reactante se plantea la siguiente proporción.

químicaecuaciónladeobtenidaCantidad

reactivodedatoCantidad

� La menor relación es para el RL y todos los

cálculos se hacen con el

� La mayor relación es para el R.E.

Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay – Lussac (1778 – 1850), quién investigando las reacciones de los gases determino: “A las mismas condiciones de presión y temperatura existe una relación constante y definida entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una versión química; cualquier exceso deja de combinarse”. Estas relaciones solo serán aplicables a sustancias gaseosas. Ejemplo: Síntesis del amoniaco

1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Reacción molar


Relación volumétrica

1vol 3vol 2vol

Por Gay Lussac

1L 5L

30cm3

3L 15L

90 cm3

2L 10L

60 cm3

Relación de volúmenes:

Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los

Leyes Volumétricas

Porcentaje de Pureza de una muestra Química


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cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la muestra química.

Cantidad de sus tancia pura% Pureza x 100

Cantidad de muestra impura=

Es la comparación porcentual entre la cantidad real o práctica teórica obtenida de un producto determinado

La cantidad real o rendimiento real se conoce experimentalmente y es menor que la cantidad teórica que se halla en base a la ecuación química, o sea por estequiometría; el rendimiento teórico es la máxima cantidad obtenida de un cierto producto cuando el 100% del reactivo limitante se ha transformado

SEMANA N°8: CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

1. En el Sistema Internacional, la cantidad de sustancia es una magnitud básica y su unidad es el MOL . Al respecto de sus equivalencias, marque la alternativa INCORRECTA . I. Un mol de Cu contiene 6,02x1023 moléculas de

Cu. II. En 1 mol de hidrógeno gaseoso hay 2 moles de

átomos de H. III. 1,2x1024 moléculas de NH3 ocupan un

volumen de 44,8L a CN. DATO: 1 mol = 6,02x1023

A) VFV B) FVF C) VVV D) FFV E) FVV

2. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 18 ng de

agua?

A) 1,20x1023 B) 6,02x1023 C) 1,20x1015 D) 1,80x1015 E) 2,40x1014

3. Complete los espacios en blanco: I. Dos moles de NO2 pesan _______ gramos y

contienen 3,6 x1024 átomos.

II. En 127g de FeCl2 hay 1U.F. de FeCl2 y ________ iones cloruro.

Pesos atómicos: N = 14 O = 16 Fe = 56 Cl = 35,5

A) 92 – 1,8x1024 B) 46 – 1,2x1024 C) 92 – 6,02x1023 D) 46 – 2,4x1024 E) 92 – 1,2x1024

4. La fórmula del yeso es: CaSO4.2H2O. Al respecto, complete los espacios en blanco: I. El porcentaje en peso de la sal anhidra es __% II. En 344g de yeso hay ____g de agua

Pesos atómicos: Ca =40; S=32; O=16; H=1 A) 79 - 72 B) 72 – 79 C) 79 - 21

D) 21 - 79 E) 79 - 79

5. Señale el mineral que contiene mayor porcentaje de cobre. P.A (Cu=63,5; Si=28; O=16; S=32; Fe=56)

A) Crisocola: CuSiO3 B) Calcosina: Cu2S C) Covelita: CuS D) Calcopirita: CuFeS2 E) Cuprita Cu2O

6. El etilenglicol, un anticongelante tiene un peso molecular de 62g/mol. Si su composición contiene 38,7% de C; 9,7% de H y 51,6% de O, indique la alternativa que contiene la fórmula molecular del anticongelante.

Pesos atómicos: C = 12; O = 16; H = 1 A) C2H22O1 B) C2H5O2 C) C2H6O2 D) C3H10O E) CH2O3

7. Una barra de magnesio puro reacciona estequiométricamente con 146g de cloruro de hidrógeno contenido en ácido clorhídrico generando la respectiva sal haloidea e hidrógeno gaseoso. Al respecto marque la secuencia de verdadero (V) o falso (F) para las siguientes proposiciones:

I. El peso de magnesio que reaccionó fue de 24g. II. Se formó 190g de cloruro de magnesio. III. Se liberó 44,8 L de H2(g) medidos a CN.

Datos: P.A (Mg = 24); PF (HCl = 36,5)

A) VFV B) FVV C) VVV D) FFV E) FVF

8. El hidróxido de sodio (NaOH) o soda caústica es utilizado en la industria para fabricar jabones, papel, limpiadores, entre otros. Una forma de

Eficiencia o Porcentaje de Rendimiento de una Reacción Química

(%R)


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obtenerlo es combinando hidróxido de calcio [Ca(OH)2] o cal apagada y carbonato de sodio (Na2CO3) o sosa a través de una reacción de metátesis. Al respecto complete los espacios en blanco.

I. Por 2 mol de cada reactante que se combinan

estequiométricamente se generan ___ mol de producto.

II. Se requiere ______ kg de cal apagada de 74%

de pureza para producir 80kg de soda cáustica.

Pesos Fórmula: NaOH = 40; Ca(OH)2 = 74

A) 6 - 100 B) 3 - 80 C) 6 - 80

D) 3 - 100 E) 6 – 74

9. ¿Cuantos kg de antracita (C) de 90% de pureza se requiere para que al combinarse con suficiente oxígeno del aire genere 224 L de anhidrído carbónico medidos a CN?

Pesos Fórmula: CO2 = 44 P.A (C = 12; O = 16)

A) 13,33 B) 26,66 C) 1,33

D) 0,13 E) 2,66

10. Bajo ciertas condiciones se obtuvo vapor de agua a partir de 8 gramos de hidrógeno y 32 gramos de oxígeno. Indique el reactivo limitante y determine el volumen en litros del reactivo en exceso, medido a CN, al finalizar la reacción.

A) O2 y 44,8 B) H2 y 22,4 C) H2 y 44,8 D) H2 y 89,6 E) O2 y 98,6

11. Para obtener la sosa Solvay o natrón (Na2CO3), se emplea 100g de carbonato de calcio con 12g de carbono y suficiente cantidad de sulfato de sodio, según la ecuación:

Na2SO4 + CaCO3 + C → Na2CO3 + CaS + CO2

¿Cuál fue el rendimiento de la reacción si se obtuvo 45g de sosa?

P.A (C = 12) PF (CaCO3 = 100; Na2CO3 = 106)

A) 80 B) 78 C) 75 D) 83 E) 85

12. Considerando los datos de la pregunta anterior, ¿cuántos gramos de una muestra de sulfato de sodio de 50% de pureza se emplearon en la reacción? P.F. Na2SO4 = 142

A) 71,0 B) 142,0 C) 72,5 D) 143,0 E) 163,3

13. El proceso Leblanc para obtener la sosa (Na2CO3) implica las siguientes reacciones químicas:

I. Reacción de sal común con ácido sulfúrico:

NaCl+ H2SO4 → Na2SO4 + HCl II. Reacción de calcinación de Na2SO4 con caliza

y carbón: Na2SO4 + CaCO3 + C → Na2CO3 + CaS + CO2

Al respecto indica la secuencia de verdad (V) o falsedad (F).

a) En (I) se requiere 58,5g de la sal haloidea para formar 1 mol de la sal oxisal.

b) En (II) se requiere 100g de caliza conteniendo 80% de CaCO3 para generar 35,84L de CO2 medidos a CN.

c) Para obtener 106TM de sosa Solvay o natrón se requiere 58,5TM de cloruro de sodio.

A) VFV B) FVV C) VVV

D) FFV E) FVF

14. La reacción química global de la respiración es la siguiente:

C6 H12 O6 + O2 → CO2 + H2O + 686 Kcal/mol

Si en un determinado proceso se oxida 90g de glucosa con 89,6L de oxígeno del aire medido a CN. Al respecto complete los espacios en blanco. I. La masa en gramos del reactivo en exceso que

queda luego de la reacción es ____________. II. Los gramos de agua generado es __________

considerando el 70% de eficiencia del proceso. Datos: Pesos Atómicos: C = 12; H= 1; O = 16

A) 32 g de glucosa – 54,0g B) 45 g de oxígeno – 36,0g C) 32 g de oxígeno – 37,8g D) 32 g de oxígeno – 54,0g E) 45 g de glucosa – 37,8g

15. A partir de 0,303g de KClO3 se ha obtenido 0,1g de O2. Calcular el porcentaje de rendimiento de la reacción:

2 KClO3 →2 KCl + 3 O2

P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 ) A) 84,2% B) 64,0% C) 94,0% D) 74,2% E) 32,0%


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PRÁCTICA DOMICILIARIA

1. Con relación al concepto de mol, marque la

secuencia de verdadero (V) o falso (F), según corresponda. Una mol gramo de metano I. Metano (CH4) tiene una masa de 16g y

contiene el número de Avogadro de moléculas de metano.

II. Cloruro de magnesio tiene una masa de 95g y contiene el número de Avogadro de moléculas de MgCl2.

III. Átomos de nitrógeno tiene una masa de 28g y contiene 6,02 x 1023 átomos.

A) VVV B) FVV C) VVF D) VFF E) VFV

2. ¿Cuál es el número de iones que hay en 0,1mg de

MgCl2?

A) 1,9x10-18 B) 1,9x1020 C) 1,9x1018 D) 2,0x10-20 E) N.A

3. ¿Cuántos átomos- gramos o moles de átomos hay en 112g de nitrógeno molecular?

A) 4 B) 5 C) 3 D) 6 E) 8

4. Los pesos fórmulas de los compuestos Zn3(PO4)2

(fosfato de Zinc) y (NH4)2SO4 (sulfato de amonio), respectivamente son:

A) 132 y 386,2 B) 386,2 y 128 C) 370,2 y 128

D) 386,2 y 132 E) 370,2 y 132

5. ¿Cuántos gramos y átomos de oxígeno hay, respectivamente, en 386,2g de Zn3(PO4)2?

A) 128 y 4,8x1024 B) 128 y 4,8x10-24 C) 4,8x1024 y 128 D) 128 y 2,4x1024 E) 128 y 2,4x10-24

6. Determine respectivamente el porcentaje en peso de cada elemento en el Al(OH)3

A) 3,85; 61,64; 34,61 B) 43,61; 3,85; 61,57 C) 34,61; 61,54; 3,85 D) 34,61; 60,54; 3,85 E) 34,61; 61,54; 4,85

7. Determine la fórmula empírica para un compuesto

que contiene 26,6% de K, 35,4% de Cr y 38% de oxígeno. A) KCrO4 B) K2Cr2O7 C) KCr2O7 D) K2CrO7 E) K2Cr2O4

8. En la reacción: Al + HCl → AlCl3 + H2 , si

reaccionaran 54g de aluminio con suficiente cantidad de ácido clorhídrico, ¿cuántos gramos de hidrógeno y moles de cloruro de aluminio (III) se producirán, respectivamente?

A) 3 y 2 B) 2 y 6 C) 3 y 1 D) 6 y 4 E) 6 y 2

9. ¿Cuántos gramos de SO2 se formarán a partir de

96g de azufre y 64g de oxígeno?

A) 96 B) 128 C) 64 D) 32 E) 138

10. Calcule los gramos de agua y el porcentaje en

peso del agua, respectivamente, en 24,95g de sulfato de cobre pentahidratado. A) 18 y 36,07 B) 9 y 36,07 C) 90 y 36,70 D) 9 y 46,70 E) 18 y 46,07

11. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen en la combustión completa de 80g de propano (C3H8)?

A) 220 B) 44 C) 240 D) 180 E) 260

12. El succinato de dibutilo es un repelente de

insectos utilizado en las casas contra hormigas y cucarachas. Su composición es 62,58% de C, 9,63% de H y 27,79% de O. Su masa molecular determinada experimentalmente es 230. ¿Cuáles


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son las fórmulas empírica y molecular respectivamente del succinato de dibutilo? A) C6H11O2 ; C12H22O2 B) C6H11O ; C12H22O2 C) C12H22O4 ; C6H11O2 D) C3H6O ; C6H12O2 E) C6H11O2 ; C12H22O4

13. El ciclohexanol (C6H11OH) calentado con ácido

sulfúrico o fosfórico se transforma en ciclohexeno (C6H10). Si el rendimiento de esta reacción es de 83%, ¿qué masa de ciclohexanol debe utilizarse para obtener 25g de ciclohexeno?

A) 56,58 B) 46,58 C) 38,56 D) 36,58 E) 58,36

14. Determine el número de átomos de azufre en una

muestra de 960g de azufre.

A) 1,8x1020 B) 1,6x1026 C) 1,8x1025 D) 6,0x1023 E) 1,6x10224

15. En 1,314g de CaCl2.6H2O. ¿Cuántas mili mol-g

de agua contiene?

A) 3,6 B) 36 C) 360 D) 72 E) 7,2

16. ¿Qué cantidad, en gramos, de óxido de aluminio

se puede preparar a partir de 24,9g de aluminio que reacciona con suficiente oxígeno?

A) 40 B) 57 C) 32 D) 36 E) 47

17. El tricloruro de fósforo, PCl3, es utilizado en la

fabricación de pesticidas, aditivos para gasolina y otros productos. Se obtiene por la combinación directa del fósforo y el cloro, según:

P4 + Cl2 → PCl3 ¿Qué masa de PCl3 se forma en la reacción de 125g de P4 y 323g de Cl2?

A) 247 B) 347 C) 208 D) 417 E) 317

18. En la descomposición por calentamiento de 2,45g

de KClO3, ¿qué volumen de oxígeno en mL, a C.N se obtendrá?

KClO3 → KCl + O2

A) 6,72x10-1 B) 6,72x102

C) 6,72x10-2 D) 6,72x103 E) 6,72x10-3

19. Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO3) , se

requieren para producir 8,75g de monóxido de dinitrógeno (N2O) según la ecuación: 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O

A) 125,28 B) 118,28 C) 130.18 D) 120,28 E) 135,28

20. Calcule la masa de CaC2 al 90% de pureza que reacciona con suficiente cantidad de H20, sabiendo que se obtiene Ca(OH)2 y 5L de C2H2(g) medidos a 127ºC y 312 torr, considerar un rendimiento del 80%.

A) 6,18g B) 5,75g C) 6,72g D) 5,56g E) 6,56g

Datos: Pesos atómicos

Mg = 24 Cl = 35,5 N = 14 Zn = 65,4 P = 31 O = 16 S = 32 H = 1 Al = 27 K = 39 Cr = 52 Ca = 40 Cu = 63,5 C = 12

Profesor: Antonio Huamán Navarrete Lima, Marzo del 2014

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