GUÍA DE QUÍMICA SEGUNDA PRUEBA, COMPUESTOS TERNARIOS

Compuestos formados por tres elementos químicos diferentes. Ejemplo de éstos son los: hidróxidos

: ácidos : sales (neutras, ácidas y básicas) Los ácidos ternarios se forman por la combinación de anhídridos (óxidos ácidos) con moléculas de agua. Los hidróxidos se forman por la combinación de óxidos básicos con moléculas de agua. Las sales se obtienen al reemplazar el hidrógeno de un ácido ternario por átomos metálicos. HIDRÓXIDOS Reacción química: óxido básico + n H2O = hidróxido Ecuación química: MmOx + n H2O = M(OH)y Ejemplo: Reacción química: óxido de cobre (I) + n H2O = hidróxido Ecuación química: Cu2O + H2O = 2 CuOH Nomenclatura, común: cobre monohidroxo clásica: hidróxido cuproso Stock : hidróxido de cobre (I) Ejemplos:

Ecuación

Química Fórmula Química

Nomenclatura Común

Nomenclatura clásica

Nomenclatura Stock

CuO + H2O Cu(OH)

2 cobre dihidroxo hidróxido cúprico hidróxido de cobre (II)

FeO + H2O Fe(OH)

2 hierro dihidroxo Hidróxido ferroso hidróxido de hierro (II)

Fe2O

3 + 3 H

2O Fe(OH)

3 hierro trihidroxo Hidróxido férrico hidróxido de hierro (III)

MnO + H2O Mn(OH)

2 manganeso

dihidroxo

Hidróxido

hipomanganoso

hidróxido de manganeso

(II)

Mn2O

3 + 3 H

2O Mn(OH)

3 manganeso

trihidroxo

Hidróxido

manganoso

hidróxido de

manganeso (III)

Mn2O

5 + 5 H

2O Mn(OH)

5 manganeso

pentahidroxo

Hidróxido

mangánico

hidróxido de

manganeso (V)

Mn2O

7 + 7 H

2O Mn(OH)

7 manganeso

heptahidroxo

Hidróxido

permangánico

hidróxido de

manganeso (VII)

ÁCIDOS TERNARIO Reacción química: óxido ácido + n H2O = ácido ternario Ecuación química: NnOy + n H2O = HqNnOp Se nombran en la nomenclatura: común: anteponiendo el nombre de la función seguido del prefijo “oxo”, con el numeral que

indica los átomos de oxígeno, luego el metal subjetivado. clásica: anteponiendo el nombre de la función (ácido) seguido del nombre del anión

correspondiente junto al prefijo que indica el número de moléculas de agua combinada. Stock: anteponiendo “oxo”, con el numeral que indica los átomos de oxígeno, luego el nombre

del metal con la valencia entre paréntesis seguido de las palabras “de hidrógeno”. Según el número de moléculas de agua que se combinan con el óxido ácido el oxácido recibe el

nombre metaácido (1 molécula de agua), piroácido (2 moléculas de agua), ortoácido (3 molécula de agua).

Radicales; Se forma al separarse el catión del anión de una molécula. Compuesto = ion positivo + ion negativo Molécula = catión + anión Los radicales halógeno se nombran agregando el sufijo URO a la raíz, y los radicales poliatónico cambiando los sufijos OSO por ITO e ICO por ATO. TABLA DE RADICALES

Radicales

Catiónicos

Nombre Radicales

Aniónicos

Nombre

H+ Ion hidrógeno Cl

-1

, I-1

, H-1

Ion: Cloruro, Yoduro , Hidruro

Na+

Ion sodio

O-2

, S-2

, Se-2

Ion: Óxido, Sulfuro, Selinuro

Ag+ Ion plata N

-3

, C-4

ó C2

-2

Ion: nitruro, carbonuro

Al+3

Ion aluminio

OH-1

, CN-1

, Ion: Hidróxido, Cianuro

Fe+2

Ion hierro (II), Ion ferroso

IO-

, IO-3

Ion: Yodito, Yodato

Fe+3

Ion hierro (III), Ion férrico

SO3

-2

, SO4

-2

Ion: Sulfito, Sulfato

NH4+

Ion amonio

CO3

-2 , HCO

3 -1

Ion: Carbonato, Bicarbonato

Ca+2 Ion cálcio CrO

4

-2 , Cr

2O

7

-2

Ion: Cromato, Dicromato

Mn+2 Ion manganeso MnO2

-1, MnO

7

-1 Ion: Manganato, Permanganato

Cu+1 Ion cuproso PO

3

-3

, PO4

-3

Ion: Fosfito , Fosfato

Cu+2 Ion cúprico NO

2

-1 , NO

3

-1

Ion Nitrito, Ión Nitrato

As+3 Ion arsenoso AsO

2

-1

, AsO3

-1

Ion : Arsenito, Arsenato

As+5 Ion arsénico BrO

2

-1

, BrO3

-1

Ion: Bromito, Bromato

Piroácidos: Reacción química: óxido ácido + 2 H2O = oxácido Ecuación química: NnOx + 2 H2O = HgNnOj Ejemplo: Reacción química: óxido de cloro (I) + 2 H2O = oxácido Ecuación química: Cl2O + 2 H2O = H4Cl2O3 Nomenclatura, común: ácido trioxohipocloroso clásica: ácido pirohipocloroso Stock : trioxocloro (I) de hidrógeno

Ecuación

Química

Fórmula Nomenclatura

Común

Nomenclatura

Clásica

Nomenclatura Stock

Cl2O

3 + 2 H

2O

H

4Cl

2O

5 Ácido

pentoxocloroso

Ácido pirocloroso pentoxocloro (III) de

hidrógeno

Cl2O

5 + 2 H

2O

H

4Cl

2O

7 Ácido

heptoxoclórico

Ácido piroclórico heptoxocloro (V) de

hidrógeno

Cl2O

7 + 2 H

2O

H

4Cl

2O

9 Ácido

nonoxoperclórico

Ácido piroperclórico nonoxocloro (VII) de

hidrógeno

Ortoácidos; Reacción química: óxido ácido + 3 H2O = oxácido

Ecuación química: NnOx + 3 H2O = HgNnOj Ejemplo: Reacción química: óxido de cloro (I) + 3 H2O = oxácido Ecuación química: Cl2O + 3 H2O = 2 H3ClO2 Nomenclatura, común: ácido dioxohipocloroso clásica: ácido ortohipocloroso Stock : dioxocloro (I) de hidrógeno

Ecuación

Química

Fórmula Nomenclatura

Común

Nomenclatura

Clásica

Nomenclatura Stock

Cl2O

3 + 3 H

2O

H

3ClO

3 Ácido trioxocloroso Ácido ortocloroso trioxocloro (III) de

hidrógeno

Cl2O

5 + 3 H

2O

H

3ClO

4 Ácido tetroxoclórico Ácido ortoclórico tetroxocloro (V) de

hidrógeno

Cl2O

7 + 3 H

2O

H

3ClO

5 Ácido

pentoxoperclórico

Ácido ortoperclórico pentoxocloro (VII) de

hidrógeno

Metaácidos: Reacción química: óxido ácido + H2O = oxácido

Ecuación química: NnOx + H2O = HgNnOj Ejemplo: Reacción química: óxido de cloro (I) + H2O = oxácido Ecuación química: Cl2O + H2O = 2 HClO Nomenclatura, común: ácido monoxohipocloroso clásica: ácido metahipocloroso Stock : monoxocloro (I) de hidrógeno

Ecuación

Química

Fórmula Nomenclatura

Común

Nomenclatura

Clásica

Nomenclatura Stock

Cl2O

3 + H

2O

HClO

2 Ácido trioxocloroso Ácido metacloroso trioxocloro (III) de

hidrógeno

Cl2O

5 + H

2O

HClO

3 Ácido pentoxoclórico Ácido metaclórico pentoxocloro (V) de

hidrógeno

Cl2O

7 + H

2O

HClO

4 Ácido

heptoxoperclórico

Ácido metaperclórico heptoxocloro (VII) de

hidrógeno

SALES TERNARIAS (neutras) ú OXISALES Se forman por la combinación de un oxácido con un hidróxido, liberando moléculas de agua. Reacción química: oxácido + hidróxido = oxisal + n H2O Ecuación química: HgNnOj + M(OH)y = MmNnOj + n H2O Se nombran en la nomenclatura:

clásica: anteponiendo el nombre del anión seguida del nombre del catión subjetivado. Stock: anteponiendo el nombre del anión seguida del nombre del catión con su valencia entre

paréntesis. Ejemplo: Reacción química: oxácido + hidróxido = oxisal + n H2O Ecuación química: 2 HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2 H2O Nomenclatura, clásica: metanitrato cálcico Stock : nitrato de calcio COMPUESTOS POLIATÓMICOS Compuestos formados por más de tres elementos químicos, diferentes. Ejemplo de éstos son las: sales ácidas ú óxisales : sales básicas : compuestos polihidratados. En las Sales Ácidas ú Óxisales Los protones del ácido son parcialmente reemplazados por el catión (metal) del hidróxido. Sales básicas; Los grupos hidroxilos son parcialmente reemplazados por el anión del oxiácido. Los compuestos polihidratado son óxidos ácido que cristalizan con moléculas de agua. Ejemplo de sal ácida: Reacción química: oxácido + hidróxido = sal ácida + n H2O Ecuación química: H2SO4 + AgOH = AgHSO4 + H2O Nomenclatura, Clásica: sulfato ácido argéntico Stock : sulfato monohidro de plata Ejemplo de sal básica: Reacción química: oxácido + hidróxido = sal básica + n H2O Ecuación química: HNO3 + Al(OH)3 = Al(OH)2NO3 + H2O Nomenclatura, Clásica: nitrato dibásico alumínico Stock : nitrato dihidróxo de aluminio Ejemplo de sal hidratada: Reacción química: sal + H2O = sal hidratada • n H2O Ecuación química: CaSO4 + H2O = CaSO4 • 2H2O Nomenclatura, Común: yeso Stock : sulfato de calcio dihidratado

CÓMO NOMBRAR UN COMPUESTO TERNARIO. Ejemplo: ¿ yodito ó yodato ?

Determinar el nombre del compuesto, KIO: 1° Calcular la valencia del elemento central, en este caso I VK + VI + VO = 0

2° Reemplazar el valor de los estados de oxidación conocidos: VK = 1 VO = -2 1 + V I + (-2) = 0 VI = 1 3° Identificar el nombre del radical Como 1 es la menor de las menores valencias del yodo su catión, I+ recibe el nombre de hipoyodoso, que como radical IO- , cambia su nombre a hipoyodito. 4° Nombrar el compuesto KIO Luego el nombre del compuesto KIO es, hipoyodito de potasio

Determinar el nombre del compuesto, KIO3: 1° Calcular la valencia del elemento central, en este caso I VK + VI + ( 3 x VO) = 0 2° Reemplazar el valor de los estados de oxidación conocidos: VK = 1 VO = -2 1 + V I + ( 3 x -2) = 0 VI = 5 3° Identificar el nombre del radical Como 5 es la menor de las mayores valencias del yodo su catión, I+5 recibe el nombre de yódico, que como radical IO3

- , cambia su nombre a yodato. 4° Nombrar el compuesto KIO3 Luego el nombre del compuesto KIO es, hipoyodito de potasio EJERCICIOS; dar nombre a los siguientes compuestos. 1.- Na2SO3 1° 2° 3° 4°Luego el nombre del compuesto Na2SO3 es, sulfito de sodio 2.- C a2SO4 1° 2° 3° 4° Luego el nombre del compuesto Ca2SO4 es, sulfato de calcio

REACCIONES QUÍMICAS ESTEQUIOMÉTRICAS.

El dióxido de azufre puede ser preparado a partir de la combustión de azufre, según la reacción: S8 (s) + O2 (g) = SO2(g) cuya ecuación química es: S8 (s) + 8 O2 (g) = 8 SO2(g) La ecuación de una reacción química nos indica: 1° Los componentes de la reacción: REACTANTES: S8 (s) + 8 O2 (g) y PRODUCTOS: 8 SO2(g)

2° Los SÍMBOLOS ó las FÓRMULAS de las sustancias que participan en la reacción: ÁTOMOS: ó MOLÉCULAS: S8 (azufre) ,O2 (oxígeno); SO2 (anhídrido sulfuroso) 3° los estados de las sustancias que participan en la reacción: GAS, LÍQUIDO,SÓLIDO ó ACUOSO. Azufre: S(s), sólido O2(g), (Oxígeno) y SO2(g) , (anhídrido sulfuroso), gaseoso 4° Las cantidades de estas sustancias:

A nivel microscópico: N° de átomos: ó N° moléculas: 1 moléculas de azufre; S8 ,8 moléculas de oxígeno O2 y 8 moléculas de SO2

A nivel macroscópico:

N° de mol de átomos : ó N° de mol de moléculas: 1 mol de moléculas de azufre; S8 ,8 mol de moléculas de oxígeno O2 y 8 mol de moléculas de SO2 5° Las masa molares de estas sustancias. masa de átomos ; PESO ATÓMICO, PA (en uma ó g/mol); ó masa de moléculas; MASA MOLECULAR (uma): S8 = (8 x 32 uma) = 256 uma

: O2 = (2 x 16 uma) = 32 uma

: SO2 =[32 uma + 2x 16 uma]=64 uma

; MASA MOLAR, M; (g/mol): MS8 = (8 x 32 g/mol) = 256 g/mol

: M O2 = (2 x 16 g/mol) = 32 g/mol

: M SO2 =[32 + 2 x 16]g/mol= 64 g/mol

En general en las reacciones químicas se cumple la Ley de Lavoisier(1774); de conservación de las masas:

“En una reacción química la masa de los productos es la misma que la de los reactantes”.

Luego las masas molares de las sustancias reactantes es igual las masas molares de productos obtenidos. Ejemplo: M Sustancias reactantes = M sustancias productos

M S8 (s) + 8 M O2 (g) = 8 M SO2(g)

256 g/mol + 8 ( 32 g/mol) = 8 [ 64 ] g/mol

256 g/mol + 256 g/mol = 8 [ 32 + 32 ] g/mol

512 g/mol = 512 g/mol

Al cumplirse la ley podemos concluir, que: Desde el punto de vista microscópico: la ecuación se interpreta en átomos o moléculas, 1 moléculas de azufre; S8 reacciona con 8 moléculas de oxígeno; O2 1 moléculas de azufre; S8 al reaccionar con oxígeno origina 8 moléculas de SO2 8 moléculas de oxígeno; O2 al reaccionar con azufre originan 8 moléculas de SO2

Desde el punto de vista macroscópico: la ecuación se interpreta en moles, 1 mol de moléculas de azufre; S8 reacciona con 8 mol de moléculas de oxígeno; O2 1 mol moléculas de azufre; S8 al reaccionar con oxígeno originan 8 mol de moléculas de SO2 8 mol de moléculas de oxígeno; O2 al reaccionar con azufre originan 8 mol de moléculas de SO2

Desde el punto de vista de las masas: la ecuación se interpreta en masa molar, 1 masa molar de azufre; S8 (256 g/mol); reacciona con 8 masas molares de oxígeno; O2 (256 g/mol). 1 masa molar de azufre; S8 (256 g/mol); al reaccionar con oxígeno originan 8 masas molares de SO2

(512 g/mol ). 8 masas molares de oxígeno; O2 (256 g/mol); al reaccionar con azufre originan 8 masas molares de

SO2 (512 g/mol ). Ejemplo: Una de las maneras de eliminar el NO en las emisiones de humo es hacerle reaccionar con amoniaco; según la reacción: 4 NH3 (g) + 6 NO (g) = 5 N2 (g) + 6 H2O (l)

1. ¿Cuántas moléculas de NH3 reaccionan con 4,0 moles de NO?

Según la ecuación química: 4 mol NH3 = 6 mol NO Luego; N mol NH3 4,0 mol NO N =2,67 mol NH3

Como: # moléculas = N ∙ NA # moléculas = 2,67 mol NH3 x 6,02 ∙ 1023moléculas/mol Luego; # moléculas = 16,07 ∙ 1023 Resp.- Con 4,0 moles de NO reaccionan 16,07 ∙ 1023 moléculas de NH3.

2. ¿Cuántos moles de N2 producen 4,5 moles de NO?

Según la ecuación química: 5 mol N2 = 6 mol NO Luego; N mol N2 4,5 mol NO N =3,75 mol N2

Resp.- Con 4,5 moles de NO producen 3,75 mol N2

3. ¿Cuántos gramos de NO necesitan 0,72 mol de N2 para reaccionar completamente?

Según la ecuación química: 5 mol N2 = 6 mol NO Luego; 0,72 mol N2 N mol NO N = 0,864 mol NO Como: masa = N ∙ M masa NO = 0,864 mol NO x 30 g/mol = 25,92 g

MNO = [14 + 16] g/mol = 30 g/mol

Resp.- Para que se formen 0,72 moles de N2 se requieren 25,92 g de NO

4. Con 22,4 g de NO ¿cuántas moléculas de agua se producen? Como: NNO = m/ M = 22,4 g de NO/ 30 g/mol = 0,747 mol de NO

Según la ecuación química: 6 mol NO = 6 mol H2O Luego; 0,747 mol NO N mol H2O NH2O = 0,747 mol H2O Como: # moléculas = N ∙ NA # moléculas = 0,747 mol H2O x 6,02 ∙ 1023moléculas/mol # moléculas = 4,497 moléculas de H2O Resp.- Al reaccionar 22,4 gramos de NO se producen 4,497 ∙ 1023 moléculas de H2O.

5. ¿Qué volumen de NO medido en CN de P y T son necesarios cuando se producen 7,75 moles de N2?

Según la ecuación química: 6 mol NO = 5 mol N2 Luego; N mol NO 7,75 mol N2 NNO = 9,3 mol NO

Como 1mol de cualquier gas en CN (condiciones normales) de P y T ocupan un volumen de22,4 litros, la razón será: 1 mol NO = 22,4 L

9,3 mol NO V VNO = 208,32 L Resp.- Para producir 7,75 mol de N2 se requieren, en CN, 208,32 L de NO.

IGUALACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS. Método del tanteo: En este método, el alumno, debe igualar la ecuación que representa la reacción química escribiendo coeficientes delante de los símbolos o fórmulas descritos en la ecuación. Para facilitar la elección de los coeficientes se comienza por igualar los átomos o moles de átomos de los elementos metálicos, luego los elementos no-metálico, los hidrógenos y por último los oxígenos. Ejemplo: S8 (s) + O2 (g) = SO2(g) 1° en este caso se iguala el azufre (elemento, no metálico), colocando el coeficiente 8 delante de la

molécula de SO2 S8 (s) + O2 (g) = 8 SO2(g) 2° al ubicar el coeficiente debemos igualar el número de átomos de oxígeno, colocando el coeficiente 8 delante de la molécula de oxígeno. S8 (s) + 8 O2 (g) = 8 SO2(g) Método matemático: 1° En este método designa una letra a cada coeficiente; a S8 (s) + b O2 (g) c SO2(g) 2° luego, se escribe una ecuación para cada elemento químico: S: 8 a = c O: 2 b = 2 c 3° se elige una incógnita y se le asigna un valor (1, 2, 3, etc) a = 1 4° reemplazando el valor de “a”, en ecuaciones propuestas se calcula el valor de los otros coeficientes, 8 x 1 = c , luego c = 8 2 b = 2 x 8 , luego b = 8 El valor de los coeficientes es: a = 1, b = 8, c = 8. De esta forma terminamos la estequiometria de la reacción, pudiendo expresar la reacción química como una ecuación química, (reemplazando el símbolo por el sino =), luego la ecuación será: S8 (s) + 8 O2 (g) = 8 SO2(g) Ejemplo de ejercicios: 1.- determine para la combustión de 4,50 g de azufre ortorómbico, S8, a) los coeficientes estequiométricos, b) el número de moles de azufre que se combustionan, c) el número de moles de oxígeno que reaccionan, d) la masa de oxígeno correspondiente a estos moles, e) el número de moles de anhídrido sulfuroso que se forman,

f) la masa de anhídrido sulfuroso, g) el número de moléculas de SO2 formada.

Desarrollo del ejercicio:

a) Calculados anteriormente: Resp.- a = 1, b = 8, c = 8.

b) Número de moles = N = m/ M

ms = 4,50 g Ms = PAs = 32 g/mol Luego, Ns = m/ M = 4,50 g/ 32 g/mol = 0,1406 mol de azufre. Resp.- se combustionan 0,1406 mol de azufre.

c) Como por cada mol de azufre reaccionan 8 moles de oxígeno ; 1 mol S . = 8 mol de O2 0,1406 mol de S NO2 Luego, NO2 = NS x 8 NO2 / 1NS NO2 = 0,1406 mol de S x 8 mol de O2 / 1 mol de S NO2 = 1,1248 mol (de O2) Resp.- por cada 0,1406 mol de azufre reaccionan 1,1248 mol de O2.

d) Como N = m/M, luego la masa de oxígeno la podemos calcular de la fórmula; m = N x M luego, mO2 = NO2 x MO2 = 1,1248 mol de O2 x 32 g/mol = 35,99 g Resp.- la masa de oxígeno correspondiente a 1,1248 mol de O2 es 35,99 g,

e) Como por cada mol de azufre reaccionan 8 moles de anhídrido sulfuroso, SO2; Luego, NsO2 = NS x 8 NsO2 / 1NS NsO2 = 0,1406 mol de S x 8 mol de O2 / 1 mol de S NsO2 = 1,1248 mol (de SO2) Resp.- el número de moles de anhídrido sulfuroso formados son 1,1248

f) Como N = m/M, luego la masa de SO2 la podemos calcular de la fórmula; m = N x M luego, msO2 = NsO2 x MsO2 = 1,1248 mol de SO2 x 64 g/mol = 71,99 g Resp.- la masa de anhídrido sulfuroso correspondiente a 1,1248 mol de SO2 es de 71,99 g

g) Como 1 mol posee NA (6,02 x 1023 moléculas) Podemos establecer que: 1 mol de SO2 = 6,02 x 1023 moléculas 1,1248 mol de SO2 X X = 6,771 x 1023 moléculas SO2 Resp.- el número de moléculas de SO2 formada es de 6,771 x 1023 moléculas SO2

REACTIVO LIMITANTE Es el reactivo que se consume completamente en una reacción donde los reactantes no participan inicialmente en cantidades estequiométricas exactas, es decir, en cantidades equivalentes. Al reactivo que no se consume completamente se le llama reactivo en exceso. Cálculo del reactivo limitante. a) Teniendo en cuenta el número de moles que reaccionan:

Se determina el reactivo limitante eligiendo el menor coeficiente que resulta de dividir los moles dados de reactivos entre sus respectivos coeficientes estequiométricos. Ejemplo: Al reaccionar 12 moles de N2 con 12 moles de H2 para formar amoniaco, ¿cuál es el reactivo limitante?. 1° escribir la ecuación química; N2 + 3 H2 = 2 NH3

2° determinar los coeficientes estequiométricos 1 para Nitrógeno ; 3 para Hidrógeno y 2 para amoníaco

3° dividir el número de moles de cada sustancia por sus respectivos coeficientes; N2 = 12 moles = 12 H2 = 12 moles = 4

1 3 4° El reactante que posee el cuociente menor es el reactivo limitante; Como 4 es valor menor, H2 es el reactivo limitante 5° El reactivo en exceso es el nitrógeno a) Teniendo en cuenta el número de masas que reaccionan: Se determina el reactivo limitante relacionando las masas molares que reaccionan con sus respectivos coeficientes estequiométricos. Ejemplo: Al reaccionar 12 g de N2 con 12 g de H2 para formar amoniaco, ¿cuál es el reactivo limitante?. 1° determinar la masas molares que reaccionan, 1 masa molar de nitrógeno = 2 x MN = 2 x 14,00 g/mol = 28,00 g/mol 3 masas molar de hidrógeno = 3 x MH = 3 x (2 x 1,008 g/mol) = 6,048 g/mol 2° elegir la masa que reacciona de uno de los reactantes y relacionarla con la del otro según la estequiometria de la reacción, 1 MN = 3 MH luego = mH = 1 mN x 3 MH = 12 g x 6,048 g/mol = 2,592 g 1 mN 3 mH 1 MN 28,00 g/mol La masa de hidrógeno reacciona totalmente, luego el hidrógeno es el reactivo limitante. En esta reacción del reactivo en exceso, el nitrógeno, sobran 9,408 g. RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN El rendimiento ( R) de una reacción es la relación que existe entre la cantidad de un producto, obtenido experimentalmente, y la cantidad teórica obtenida estequiométricamente.

R = masa real masa teórica El rendimiento se expresa en porcentaje de rendimiento ( %R ), se determina según la expresión;

%R = R x 100

Luego, el porcentaje de rendimiento se determina por; %R = masa real x 100

masa teórica

Ejemplo: calcular el porcentaje de rendimiento cuando reaccionan 94 g de BeF2 con Mg para obtener Be. Sabiendo que en la práctica se obtienen 15 g de Be.

1° escribir la ecuación química de la reacción; BeF2 + Mg = Be + MgF2 2° Determinar las masas molares o estequiométricas que reaccionan: MBeF2 = [ PABe + 2 x PAF] = [ 9 + 2 x 19] g/mol = 47 g/mol MBe = 9 g/mol 3° calcular la masa experimental de “Be” que reacciona con la masa de BeF2, haciendo el razonamiento; MBeF2 = MBe mBeF2 mBe mBe = ( mBeF2 x MBe) / MBeF2 4° reemplazar los valores y calcular la masa real; mBe = ( 94 g x 9 g/mol ) / 47 g/mol mBe = 18 g 5° calcular % R; considerando que teóricamente se deberían obtener 18 g % R = 15 g x 100 = 83.3 % 18 g Resp.- el rendimiento de la reacción es de un 83,3 %. Ejercicios: 1.- Determine las fórmulas de reactantes y productos de las siguientes reacciones químicas: a) El ácido fosfórico reacciona con el Mg metálico, para formar fosfato magnésico con liberación de hidrógeno. b) El hidróxido de aluminio (sólido) reacciona con anhídrido carbónico precipitando el carbonato de aluminio correspondiente y agua. 2.- Iguale las ecuaciones (determinar los coeficientes estequiométricos) 3.- Calcule el reactivo limitante, la masa del reactivo en exceso y el porcentaje de rendimiento, sí en: a) reaccionan 5,00 g de Mg y se obtuvieron experimentalmente 6,001 g de fosfato magnésico. b) reaccionan 24,00 g de El hidróxido de aluminio y se obtuvieron experimentalmente 30 g de Al2(CO3)3

ESTEQUIOMÉTRICAS DE REACCIONES QUÍMICAS QUE INVOLUCRAN COMPUESTOS GASEOSOS: Las condiciones de la cantidad (número de mol de sustancia) de un gas, se pueden evaluar por tres variable fundamentales el volumen, la presión y la temperatura; estás están relacionadas por la “ley de gases ideales” (para cantidades menores de sustancias), que resume las leyes de Boyle- Mariotte (estudio en un proceso isotérmico V α 1/P ), Gay-Lussac (estudio en un proceso isocórico P α T) y Charless (estudio en un proceso isobárico V α T), del comportamiento de los gases. Ley de Boyle - Mariotte: V∙P = R ó Vi • Pi = Vf •Pf (a T=cte.), proceso isotérmico Ley Gay-Lussac: P/T = R ó Pi / Ti = Pf /Tf (a V=cte.), proceso isocórico Ley de Charles: V/T = R ó Vi / Ti = Vf / Tf (a P=cte.), proceso isobárico.

La ley de gases ideales expresa que el volumen ocupado por una cantidad de sustancia (N) y la presión varían directamente proporcional con la temperatura expresada en grados absolutos (°K, escala de temperatura Kelvin); PV α T (para 1mol de sustancia).

PV α T La constante de proporcionalidad fue determinada por Ridberg y posee un valor de 0,082 (L ∙ atm/mol ∙ °K ) y se identifica por la letra “R”, luego

PV = R T Como PV = R T es la ecuación que determina el comportamiento de 1 mol de un gas ideal, para más de 1 mol, es decir η mole es;

PV = ηRT (1) Donde se representa, la variable : presión por P [se puede medir en mmHg; milímetros de mercurio, atm; (1 atmósfera = 760 mmHg), bar, pascal, etc.] : volumen por V [se puede medir en L (1 litro = 1 dm3) , mL (milílitro), m3(metro cúbico), cm3 (1 centímetro cúbico = 1 milílitro), dm3, etc. : temperatura por T [ en °K (1 grado Kelvin = 273 °C), °C (grados celsius ó escala centígrada), °F (escala Farenhait), etc.] : cantidad de sustancia (mol) por η [1mol = 6,02 x1023 partículas] Ejemplo de cálculo, aplicando de la ley de Boyle: - La presión que se ejerce sobre 25 litros de un gas aumenta de 15 atm a 85 atm. Calcular el nuevo volumen si la temperatura permanece constante. Vi = 25 L Ley de Boyle: Vi • Pi = Vf •Pf Pi = 15 atm 25 L • 15 atm = Vf • 85 atm Pf = 85 atm 4,41 L = Vf Vf = Resp.- Al aumentar la presión el volumen disminuye de 25 L a 4,41 L. Ejemplo de cálculo, aplicando de la ley de Charless: - El volumen inicial de un balón es de 3,00 L a 25 °C y 760 mmHg. ¿ cuál es el volumen si la temperatura se aumenta a 100 °C sin cambio de presión? Vi = 3,0 L Ti = 25 °C + 273 = 298 °K Ley de Charless: Vi / Ti = Vf /Tf Pi = 760 mmHg 3,0 L = Vf Tf = 100 °C + 273 = 373 °K 298 °K 373 °K Vf = 3,8 L Vf = Resp.- Al aumentar la presión el volumen disminuye de 25 L a 4,41 L. Ejemplo de cálculo, aplicando de la ley de Charless - Gay-Lussac: - El aire de un neumático de automóvil se halla a una presión de 1 atm, siendo la temperatura de 20 °C. Suponiendo que no hay variación en el volumen del neumático, ¿cuál será la presión si la temperatura aumenta a 40 °C? Pi = 1 atm Ti = 20 °C + 273 = 293 °K Ley de Charless - Gay-Lussac: Pi / Ti = Pf /Tf Pf = 1 atm = Pf Tf = 40 °C + 273 = 313 °K 293 °K 313 °K Pf = 1,07 atm Resp.- Al aumentar la temperatura aumenta la presión de 1 a 1,07 atm. Ejemplo de cálculo, aplicando de la ley de Gases Ideales: Si se tiene en un balón nitrógeno gaseoso a 1520 mmHg de presión y 0 °C que ocupa un volumen de 33,6 litros,

a) ¿cuántos moles ocupan este volumen? b) ¿a qué masa de nitrógeno corresponden estos moles? c) ¿cuántas moléculas de nitrógeno contiene el balón? d) ¿Cuántos átomos de nitrógeno contiene el sistema? Datos: P = 1520 mmHg/ 760 atm/mmHg = 2 atm T = 0 °C + 273 °K = 273 °K V = 33,6 L R = 0,082 L atm/ mol °K η = a) ¿cuántos moles ocupan este volumen? Ley de Gases Ideales: P V = η R T Luego; η = PV / RT η = 2 atm 33,6 L 0,82 Latm/mol °K 273 °K η = 3,00 mol de N2 Resp.- el balón contiene 3,00 mol de N2 b) ¿a qué masa de nitrógeno corresponden estos moles? masa = N x M M = 2 x 14 g/mol = 28 g/mol mN2 = 3,00 mol x 28 g/mol mN2 = 84 g c) ¿cuántas moléculas de nitrógeno contiene el balón? N° de moléculas = N x NA = 3,00 mol x 6,02 ∙ 1023 moléculas/mol = 18,06 ∙ 1023 moléculas de N2 Resp.- el balón contiene 18,06 ∙ 1023 moléculas de N2 d) ¿Cuántos átomos de nitrógeno contiene el sistema? Como una molécula de nitrógeno (N2) está formada por dos átomos de nitrógeno; el número de átomos es el doble del número de moléculas.

N° de átomos de N2 = 2 ( N° de moléculas) = 2 (18,06 ∙ 1023 moléculas de N2) = 36,12 ∙ 1023 átomos de N2

Ejemplo de cálculo de la masa molar ¿Cuál es la masa molar y el peso atómico del gas de cloro, sí 65,65 g son recogido en condiciones normales? Condiciones normales, CN; presión 1 atm, temperatura 25 °C ( 295 °K), volumen 22,4 litros. Ley de gases ideales: PV = nRT como n = m/M Reeplazando PV = (m/M) RT Luego MCl2 = m R T / P V

MCl2 = 65,65 g x 0,082 L atm/mol °K x 295 °K 1 atm x 22,4 L MCl2 = 70,90 g/mol Luego el peso atómico del cloro es la masa molar dividida por 2; Peso atómico = M / 2 = 70,90 g/mol = 35,45 g/mol Ejercicio: calcule la densidad del gas cloro en condiciones normales.