QUÍMICA

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3 QUÍMICA

Profesor: Sergio García Uriol.

I , II BIMESTRE

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TERCERAÑO

Tabla de contenido I BIMESTRE .................................................................................................................................... 3

Reacciones Químicas .............................................................................................................................. 3

BIMESTRE II ................................................................................................................................. 10

UNIDADES QUÍMICAS. .......................................................................................................................... 10

ESTEQUIOMETRÍA ................................................................................................................................ 15

SOLUCIONES O DISOLUCIONES ............................................................................................................. 22

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QUÍMICA I BIMESTRE Reacciones Químicas

Son transformaciones donde una o más sustancias iniciales llamadas reactantes experimentan choques efectivos entre sí, generando ruptura de enlaces químicos y produciéndose formación de nuevos enlaces químicos. En consecuencia, la formación de nuevas sustancias, denominadas productos, con

propiedades distintas al de los reactantes. Ecuación Química Es la representación simbólica de una reacción química, donde

para las sustancias reactantes y productos se indican sus respectivos símbolos o fórmulas, así como también el estado físico y alguna característica experimental de la reacción química.

Clasificación de las reacciones químicas 1. Por la forma como se originan los productos A) REACCIONES DE SÍNTESIS O ADICIÓN Son aquéllas donde, a partir de dos o más sustancias reactantes, se obtiene un solo producto. A + B + ..... → P

Ejemplos: N2 + 3H2 → 2NH3 2H2 + O2 → 2H2O 2Ca + O2 → 2CaO MgO + H2 O → Mg(OH)2 B) REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN Son aquéllas donde, a partir de una sola sustancia reactante, se obtienen dos o más productos. R → D + E + ..... Ejemplos: 2CuO(s) -> 2Cu(s) + O2(g) : Pirólisis 2H2O2(luz) -> 2H2O(g) + O2(g) : Fotólisis 2NaCl(C.E) -> 2Na(g)+ Cl2(g) : Electrólisis

C) REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO SIMPLE Es aquella donde un elemento de mayor reactividad desplaza a otro de menor reactividad de su compuesto.

Nota: – Los metales más reactivos son los alcalinos y alcalinotérreos. – Los no metales más reactivos son los halógenos. Ejemplos: Zn + H2 -> SO4 ZnSO4 Fe + 2HCl -> FeCl2+ H2 Ca + 2AgNO3 -> Ca(NO3)2 + 2Ag

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TERCERAÑOCl2 + 2NaBr -> 2NaCl + Br2 D) REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE O METÁTESIS Es aquélla donde se produce un intercambio atómico entre dos compuestos químicos según la afinidad química que poseen.

Ejemplos: BaCl2 +H2SO4 -> BaSO4 + 2HCl CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O HCl + NaOH NaCl + H2O 2. Reacciones químicas térmicas A) REACCIÓN EXOTÉRMICA Es aquélla que produce desprendimiento de energía. Ejemplos: C(s) + O2(g) -> CO2(g) + 94 kcal/mol C6H12O6(s) + 6O2(g) -> 6CO2 + 6H2O + 2801 kJ/mol N2+ 3H2 -> 2NH3 + 22 kcal/mol B) REACCIÓN ENDOTÉRMICA Es aquélla que absorbe energía para formar los productos. Ejemplos: CaCO3(s) + 177,8 KJ/mol -> CaO(s) + CO2(g) N2 (g) + O2 (g) + 8 kcal/mol -> 2NO(g) CO2(g) + 393,5 KJ/mol -> C(s) + O2(g) 3. Reacciones de combustión Son aquéllas que se producen por la interacción de un combustible (compuesto orgánico) con un comburente (oxígeno). Son reacciones exotérmicas; liberan energía en forma de luz y calor.

A) COMBUSTIÓN COMPLETA Se produce cuando hay exceso de oxígeno. Combustible + O2(g)→ CO2 + H2O + Calor Ejemplos: C3H8 + 5O2(g) → 3CO2 + 4H2O C2H5OH + 3O2(g) → 2CO2 + 3H2O B) COMBUSTIÓN INCOMPLETA Se produce cuando hay poco oxígeno. Combustible + O2(g) → CO + H2O Combustible + O2(g) → C + H2O Ejemplos: 2C3H8 + 7O2(g) → 6CO + 8H2O 2CH4 + 3O2(g) → 2CO + 4H2O Reacciones Redox Son aquellas reacciones donde se produce transferencia de electrones, la cual provoca cambio del estado de oxidación de algunos elementos que participan en la reacción. La terminología usada en las reacciones REDOX se resume en el siguiente cuadro.

Ejemplo:

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QUÍMICABalanceo de ecuaciones químicas Es el proceso que consiste en igualar el número de átomos de cada elemento químico en ambos lados de la ecuación química, cumpliendo la ley fundamental de las reacciones químicas que es la ley de conservación de la masa. 1. MÉTODO DE TANTEO Aplicable a ecuaciones pequeñas y/o sencillas. Secuencia de balanceo

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación química: H3PO4 + Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + H2O Balanceamos en Ca: H3PO4+ 3Ca(OH)2→ Ca3(PO4)2 + H2O Luego el P: 2H3PO4+ 3Ca(OH)2→ Ca3(PO4)2 + H2O Balanceamos el H: 2H3PO4 + 3Ca(OH)2→Ca3(PO4)2+ 6H2O Finalmente se verifica el O. 2. 3.- BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/ARITMÉTICO Se siguen los siguientes pasos: • Escribir antes de cada molécula una letra, siguiendo el orden alfabético. • Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción • A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el número de veces que

el elemento se encuentra en cada molécula identificada por letra. • Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en más de una molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula • Se cambia la flecha por un signo igual = • Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno • Los valores de las letras se obtienen por operaciones algebraicas Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación: CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2 Aplicamos la primera regla o paso: a CaC2 + b H2O → c Ca(OH)2 + d C2H2 Aplicamos el segundo paso: Ca C O H Continuamos con el tercer paso: Ca: (Ca está en "a" del primer miembro y en "c" en el segundo por lo tanto) a=c C: (C está 2 veces en "a" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2a = 2d O: (O está en "b" y 2 veces en "c" por lo tanto) b = 2c H: (H está 2 veces en "b", 2 en "c" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2b = 2c + 2d

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TERCERAÑOLe asignaremos un valor numérico conveniente a cualquiera de las variables literales. En este caso, asignemos el valor de "1" a C Resolvemos cada ecuación obtenida:

c = 1 luego, a = c a = 1 2a = 2d luego, 2 x (1) = 2d d = 2/2 = 1 b = 2c, luego b= 2 x (1); b = 2 2 b = 2 c + 2 d; 2b = 2 x (1) + 2 x (1); 2 b = 2 + 2; 2 b = 4; b = 4 / 2; b = 2 Se reemplaza cada letra por el valor obtenido: a=1; b=2; c=1; d=1 a CaC2 + b H2O → c Ca(OH)2 + d C2H2 1 CaC2 + 2 H2O → 1 Ca(OH)2 + 1 C2H2 Como el 1 se sobre entiende, la ecuación queda así: CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 Y la ecuación ya está balanceada. 3. MÉTODO REDOX Aplicable a reacciones del tipo REDOX. Consta de los siguientes pasos: a) Se determina el estado de oxidación de cada elemento. b) Separar las semirreacciones de oxidación y reducción. c) Se efectúa el balance atómico de cada semirreacción. d) Se efectúa el balance de cargas eléctricas en cada semirreacción, sumando o restando electrones.

e) Igualar los electrones ganados y perdidos, y sumar miembro a miembro las semirreacciones. f) Las reacciones obtenidas se reemplazan en la ecuación original, y el resto

se balancea por el método de tanteo. Ejemplos: Balancear la siguiente ecuación: Reducción: N+5 + 3e– → N+2 } · 2 Oxidación: S–2 – 2e– → S0 } · 3 Sumando las semirreacciones: 2N+5 + 3S–2 → 2N+2 + 3S0 Reemplazando en la ecuación original: 2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O Balancear las siguientes ecuaciones: A. MÉTODO DEL TANTEO 1. C2H2 + O2 → CO2 + H2O 2. ZnCO3 + HNO3→ Zn(NO3)2+ CO2+ H2O 3. BaS + H2O2→ BaSO4+ H2O 4. PbCO3+ HCl → PbCl2+ CO2+ H2O 5. H2S + H2SO3→ S + H2O B. MÉTODO REDOX 1. KMnO4+ H2SO4+ H2O2→ MnSO4+ O2+ H2O + K2SO4 2. KMnO4+ HCl → MnCl2+ Cl2+ H2O + KCl 3. Cu + HNO3→ Cu(NO3)2+ NO2+ H2O 4. CuSO4+ KI→ CuI2+ I2+ K2SO4

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QUÍMICA5. KI + H2O2+ H2SO4→ I2+ K2SO4+ H2O Problemas Problema 01. Respecto a las reacciones químicas señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Los reactantes necesariamente absorben energía para activarse. II. Los reactantes experimentan choques eficaces. III. Son necesarios dos o más sustancias reactantes. IV. Se cumple que la cantidad de sustancias reactantes es igual a la cantidad de sustancias productos. A) VVVV B) VFVF C) FVFV D) VVFF E) FFVV 02. Dos sustancias líquidas transparentes diferentes se mezclan en un erlenmeyer. Constituyen evidencia de que se ha producido una reacción química: I. La mezcla formada presenta una densidad promedio. II. La formación de un precipitado. III. El desprendimiento de un gas. IV. La liberación de calor. A) I, II, III , IV B) I, III C) I, IV D) II, III E) solo II 03. Señale la(s) proposicion(es) donde es evidente la ocurrencia de una reacción química: I. Respiración humana. II. Destilación del Pisco en un alambique

III. Al quemar un pedazo de madera. IV. Al encender un foco de 100 watts. A) I y III B) II y III C) III y IV D) I, II y III E) II, III y IV 04. Indique la relación incorrecta con respecto a las reacciones químicas: A) KClO3 KCl+O2 Descomposición B) H2+ O2 H2 : Adición C) H2SO4+ Mg(OH)2 MgSO4+H2O Metátesis D) Na + HCl -> Na Cl + H2: Sustitución simple E) C2H2 +O2 -> CO2 +H2O + calor: Endotérmica 05. Con respecto a las reacciones químicas, indique ¿cuál es la afirmación errónea? A) La reacción de descomposición por acción del calor se denomina pirolisis B) En una reacción de combustión completa se libera CO2 y agua y es endotérmica. C) Si es exotérmica libera energía D) Se originan debido a la ruptura y formación de enlaces químicos. E) La entalpía de una reacción química es positiva (∆H > 0), nos indica que es endotérmica 06. Con respecto a las reacciones químicas, balancear e indicar en cual de ellos es mayor la suma de sus coeficientes. a) C6H6 + O2-> CO2+ H2O b) Na + H2O ->NaOH + H2

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TERCERAÑOc) HNO3 ->O2+ NO + H2O d) KClO3 -> KCl + O2 e) Fe + HBr -> FeBr3+ H2 07. En la siguiente reacción química, luego de balancear por el método redox, señale la alternativa correcta: HN3+ O2 -> NO2+ H2O A) El coeficiente del NO2 es 15 B) Se han ganado un total de 4 electrones C) Es una reacción de desproporción. D) Los nitrógenos del HN3 se han oxidado perdiendo en total 52 electrones E) El hidrógeno desempeña el papel de agente reductor. 08. Señale una reacción que no es de simple desplazamiento: A) Zn + HCl ZnCl2 + H2 B) Mg+CuSO4(ac) -> MgSO4(ac)+Cu C) CH4 + Cl2 -> CH3Cl + HCl D) Na + H2O -> NaOH + H2 E) C + H2O -> CO2+ H2 09. Respecto a una reacción endotérmica señale la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: I. Los reactantes tienen que absorber energía para formar los productos. II. Los productos tienen más energía que los reactantes. III. La variación de entalpía es negativa. IV. Generalmente son reacciones de descomposición. A) VVVV B) VVVF C) VFVF D) VVFV E) FVFV 10. Señale la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes

proposiciones con relación a las reacciones Redox: I. Necesariamente ocurre la oxidación y la reducción. II. El agente oxidante es el que gana electrones. III. El agente reductor se oxida. IV. El agente oxidante suministra electrones al agente reductor. A) VVVV B) VVVF C) VFVF D) FVFV E) VVFF 11. Para la siguiente reacción, señale la proposición correcta: MnO2+ HCl MnCl2+ Cl2+ H2O A) Es una reacción de desproporción B) El MnO2 es el agente reductor C) El HCl es el reductor D) El H2O es la forma oxidada E) El MnCl2 es la forma oxidada 12. Luego de balancear por Redox, hallar la suma de los coeficientes del oxidante y reductor: S + HNO3 H2SO4+ NO2+ H2O A) 6 B) 7 C) 8 D) 5 E) 9 13. En la siguiente reacción química halle el número de electrones transferidos, al balancear por el método redox: HNO3+ I2 HIO3+ NO + H2O A) 25 B)10 C) 20 D)15 E)30 14. Balancear la siguiente reacción redox: FeCO3+H2O+O2 -> CO2+Fe(OH)3 Indicar la relación molar Q = (forma reducida / forma oxidada)

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QUÍMICAA) 4 B) 2 C) 1 D) 2,5 E) 3 15. Luego de balancear por Rédox, señale la suma de coeficientes de los compuestos del carbono: Cr2O3+Na2CO3+KClO3 -> Na2CrO4+CO2+KCl A) 2 B) 3 C) 4 D) 6 E) 8 16. Balancear la siguiente ecuación por Redox: KMnO4+FeSO4+H2SO4 -> K2SO4+ MnSO4+ Fe2(SO4)3+ H2O Determine: Q=(Coef.Ag.reductor/coef.Forma oxidada) A) 0,5 B) 1 C) 1,5 D) 2,0 E) 4,0 17. Respecto a los procesos redox, indique la verdad (V) o falsedad (F) de cada proposición, I. La sustancia que se reduce transfiere electrones al que se oxida II. En la reducción se pierde electrones para que aumente el estado de oxidación. III. Los ácidos: HCl, HMnO4 , HNO3 pueden utilizarse como agentes reductores. IV. La siguiente reacción es de desproporción:

4 H3PO3 -> 3H3PO4+ PH3 a) FFVV b) FFFV c) VFFV d) VVFV e) FVFV 18. Balancear: P2H4 -> PH3+ P4H2 Y dar como respuesta: El número de electrones transferidos. A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 6 19. En la siguiente reacción, luego de balancear: P4 + KOH + H2O -> KH2PO2+ PH3 Calcular:

E =∑"#$%.'$(")(*)$+∑ "#$%.,'#-.")#+

A) 7/4 B) 5/2 C) 11/4 D) 4/7 E) 5/11 20. Complete la siguiente reacción de combustión, que se lleva acabo con suficiente oxigeno: C8H18 + O2 -> ...... + ....... Balancear y dar como respuesta la suma de sus coeficientes mínimos enteros. A) 48 B) 50 C) 56 D) 61 E) 63

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TERCERAÑO II BIMESTRE UNIDADES QUÍMICAS.

MASA ATÓMICA: Como ya se indicó anteriormente, cada átomo de los distintos elementos, está definido por las partículas que contiene, la suma de la cantidad de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo, corresponde a la masa atómica. MASA MOLECULAR. Cuando se unen 2 o más elementos para formar un compuesto, la partícula más simple que se tiene es la molécula; por lo que la masa de la misma debe estar representada por la cantidad de todos los átomos que contiene, considerando este valor como masa o peso molecular (masa fórmula). Así por ejemplo, si tenemos una molécula de agua, esta por definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos, etc. Molécula de agua H2O Si las masas atómicas de los elementos son: H = 1; O = 16 PM H2O = (2 x 1) + 16 = 18 g Ejemplos: Elemento Unid. P.A. (uma) Elemento Unid. P.A. (uma) Na = 1 x 23 uma H 3 x 1 uma = 3 uma H = 1 x 1 uma P 1 x 31 uma = 31

uma O = 1 x 16 uma O 4 x 16 uma = 64

uma NaOH Peso molecular = 40 uma H3PO4 Peso molecular = 98 uma Los términos peso molecular, peso fórmula, masa molecular y masa molar, se usan indistintamente. En la vida diaria o en experiencias de laboratorio no se utilizan cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, normalmente gramos. Por lo anterior, es mucho más útil introducir un nuevo concepto, una unidad que siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio.

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QUÍMICA Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno. De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno. Para medir las sustancias, se estableció convencionalmente una cantidad de partículas representativas de cada elemento o compuesto, denominada mol. La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol. También se puede definir la “mol” como la cantidad de materia que tiene tantos átomos que pesen exactamente 12 gramos de C12. Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es... 6.0221367 x 1023 partículas de sustancia. El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce con el nombre de Número de Avogadro. También es conveniente señalar que cuando se trata de un gas, una mol de cualquier gas en C. N. T. P. ocupa un volumen igual a 22.4 litros, a ese valor se le denomina Volumen Molecular Gramo. Lo anterior se puede resumir de acuerdo a la siguiente expresión:

Además, si se trata de un mol de gas que se encuentra en C. N. P. T., ocupa un volumen de 22.4 litros

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TERCERAÑO

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Una mol de átomos, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos objetos.

Para determinar el número de moles (n) de una cantidad diferente de sustancia se puede considerar:

Ejemplo: Moles en 500 g de agua.

𝑛𝐻/𝑂 =500

18 𝑔𝑚𝑜𝑙

= 27.77

N partículas H O = n (6.022x1023 moléculas/moL

ACTIVIDAD Lee detenidamente las siguientes preguntas y subraya con un color distintivo aquella que corresponda a la respuesta correcta, si es necesario que realices alguna operación, realizala en el espacio que cada cuestión presenta.

1. El dibujo de la derecha representa una balanza especial donde se han colocado dos trozos de sustancias, indicándose sus correspondientes átomos, ¿dónde es mayor la cantidad de sustancia?

Otras determinaciones que se pueden realizar conociendo el

número de moles de una sustancia son:

N partículas = n (6.022 x 1023 partículas/mol) V gás (CNPT) = n (22.4 L/mol)

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QUÍMICAa) Es mayor la cantidad de

sustancia en B. b) Es igual en ambos casos. c) Es mayor la cantidad de

sustancia en A.

2. La masa molar del agua es 18 g/mol ¿Cuál es la masa molecular del agua?

a) La masa molecular del agua es de 1 g.

b) La masa molecular del agua es de 18 unidades de masa atómica.

c) La masa molecular del agua es de 18 g.

3. La masa atómica del sodio es de 23 u. ¿Cuál es el valor de su masa molar?

d) La masa molar del sodio es de 1 gramo.

e) La masa molar del sodio es de 23 g/mol.

f) La masa molar del sodio es de 12 g.

4. La masa molar de la sustancia X es de 300 g/mol. ¿Cuál es la masa de una sola partícula (o unidad fundamental) de X? a) La masa de una sola partícula

(o unidad fundamental) de X es de 300g.

b) La masa de una sola partícula (o unidad fundamental) de X es de 1 g.

c) La masa de una sola partícula (o unidad fundamental) de X es de 300 u.

5. La sustancia A está formada por moléculas de masa molecular relativa 40 y la sustancia B por moléculas de masa molecular relativa 50. Encima de la mesa tenemos dos vasos, con 60 g de ambas sustancias en estado líquido. a) La cantidad de sustancia es la

misma en ambos casos. b) Es mayor la cantidad de

sustancia B que la de A. c) Es mayor la cantidad de

sustancia A que la de B.

6. Tenemos sobre la mesa

dos montones de cobre y azufre Sabiendo que cada átomo de cobre pesa el doble que cada átomo de azufre, ¿qué masa hay que tomar de cada sustancia para que haya el mismo número de átomos de ambas?

a) La misma masa en ambas. b) Doble masa de cobre que

de azufre. c) Doble masa de azufre que

de cobre. 7. En 64 gramos de Oxígeno (O2) ¿cuántos moles de oxígeno hay? Masa atómica relativa (O) =16

a) Hay 64 moles de oxígeno b) Hay 4 moles de oxígeno c) Hay 2 moles de oxígeno

8. Las masas moleculares de las siguientes sustancias: HCl, N2 y CO2, son respectivamente 36.5, 28 y 44 u. Si consideramos 100 g de cada una de ellas, señala cuál contiene mayor número de moles.

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TERCERAÑO a) El N2 porque de las tres

sustancias es la que tiene menor masa molar.

b) Las tres tienen igual número de moles. Porque tienen la misma masa.

c) El CO2 porque de las tres sustancias es la que tiene mayor masa molar.

9. Al comparar el número de átomos existentes en 1 g de carbono y los existentes en 1g de sodio, ¿Cómo piensas que será el resultado)? (Masa atómica del carbono: 12 u, del sodio: 23 u). a) El número de átomos de

carbono es menor al número de átomos de sodio ya que la masa molar del carbono es menor que la del sodio, por lo que aunque es la misma masa el sodio contiene más moles.

b) El número de átomos de carbono es igual al número de átomos de sodio ya que tenemos la misma masa de los dos.

c) El número de átomos de carbono es mayor al número de átomos de sodio ya que la masa molar del carbono es menor que la del sodio, por lo que aunque es la misma masa el carbono contiene más moles.

10. Una cantidad en gramos igual al número que expresa la masa atómica relativa, indica:

a. La masa en gramos de ese elemento.

b. La masa en gramos de un átomo de ese

c. elemento. d. La masa de un mol de

átomos de ese elemento. 11. El mol representa:

a. El número de moléculas contenidas, en condiciones normales, en 22,4 l de una sustancia.

b. La cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (moléculas, átomos, iones.) como átomos hay en 12 gramos de carbono-12

c. El número de moléculas contenidas en un gramo de sustancia.

12. 100 L de un gas, contenidos en un recipiente hermético, a 20 ºC tiene una masa de 50 g. Se calienta el gas y su volumen aumenta hasta 200 L. a) La masa del gas se mantiene

constante, ya que la cantidad de gas no ha variado al no poderse "escapar".

b) La masa del gas disminuye, ya que los gases, a más temperatura pesan menos que cuando su temperatura es menor.

c) La masa del gas aumenta ya que a mayor temperatura los objetos pesan más.

d) La masa del gas cambia porque cambia el volumen.

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QUÍMICAESTEQUIOMETRÍA

Introducción En la industria y en el laboratorio se requiere conocer la cantidad de sustancias empleadas y las cantidades de las sustancias que se obtienen. Puesto que a los símbolos y fórmulas les corresponde, además, una significación cuantitativa, es posible calcular con su ayuda las cantidades de sustancias (masas o volúmenes) con las que participan como reactantes o productos en las reacciones químicas. La palabra Estequiometría se deriva del griego stoeichion que significa "primer principio o elemento", y metron que significa "medida". Por consiguiente significa realizar cálculos o medidas de cantidades de elementos en la formación de compuestos. En la actualidad, éstas cantidades pueden ser no sólo de elementos sino también de sustancias compuestas. Concepto La estequiometría es una parte de la química que describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos y entre las sustancias cuando sufren cambios químicos. PRINCIPALES RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

1. Ponderal (relación masa–masa). 2. Volumétrica (relación volumen–volumen). 3. Masa–volumen. Leyes de la combinación química Leyes Ponderales 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. Ejemplos: 2H2 + O2 → 2H2O 2 mol 1 mol 2 mol 2(2 g) + 1(32 g) 2 (18 g) 36 g = 36 g Se cumple: Σ masas (react.) = Σ masas (produc.) 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 una proporción fija, constante y definida; cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reaccionar. Ejemplos: N2 + 3H2 → 2NH3

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TERCERAÑO1 mol 3 mol 2 mol 28 g 6 g 34 g 14 g 3 g 17 g mN2 mH2 mNH3 Para la reacción se cumple:

𝑚𝑁228

=𝑚𝐻26

=𝑚𝑁𝐻334

De la ecuación: 28 g de N2. se requieren para reaccionar con 6 gramos de H2 y producir 34 g de NH3. Si se combinan 28 g de N2 con 10 g de H2 se observa que las masas de los elementos no intervienen en la misma relación de Proust o relación estequiométrica. Entonces, cierta masa de algún elemento que dejará de combinarse o reaccionar a esta sustancia, se llama Reactivo en Exceso. Reactivo en Exceso (R.E.): Es aquel reactante que interviene en mayor proporción estequiométrica, por lo tanto, sobra (exceso) al finalizar la reacción. En el ejemplo anterior, el R.E. es el H2,ya que sólo reaccionarán 6 g; 4 g de H2 permanecen sin reaccionar. El reactivo que se consume totalmente se llama reactivo limitante. Reactivo limitante (R.L.): Es aquel reactante que interviene en menor proporción estequiométrica, por lo tanto, se agota o se consume totalmente y limita la cantidad de producto(s) formado(s).

En nuestro ejemplo, el R.L. es el N2, pues al agotarse limitó sólo a 34 gramos la masa del amoniaco formado (masa máxima). 3. LEY VOLUMÉTRICA O LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay–Lussac (1778–1850), quien investigando las reacciones de los gases determinó: 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 reacción química; cualquier exceso deja de combinarse. Estas relaciones sólo serán aplicables a sustancias gaseosas. Ejemplos:

2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g)

Rel. molar → 2 mol 1 mol 2 mol

Rel. Vol- → 2 V 1 V 2 V

20 L 10 L 20 L

10 ml 5 ml 10 ml

2(22,4 L) (22,4 L) 2(22,4L)

VSO2 VO2 VSO3

Por la reacción se cumple:

𝑉𝑆𝑂22

=𝑉𝑂21

=𝑉𝑆𝑂32

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QUÍMICAPorcentaje de pureza de una muestra química Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la muestra química. % Pureza = Cantidad de muestra impura /Cantidad de sustancia pura × 100 Porcentaje de rendimiento o eficiencia de una reacción (%R) – Rendimiento teórico. - Es el máximo rendimiento que puede obtenerse cuando los reactantes dan solamente el producto; la cantidad real del reactivo limitante se usa para los cálculos estequiométricos de rendimientos teóricos. – Rendimiento real. - Es la cantidad obtenida de un producto en la práctica cuando se ha consumido totalmente el reactivo limitante; es decir que teóricamente debemos obtener el 100% de una determinada sustancia, pero por diversos factores, como presencia de impurezas, fugas, malos equipos, etc., este porcentaje se reduce. El porcentaje de rendimiento es la medida de la eficiencia de la reacción y se define como: %R = Cantidad real / Cantidad teórica*100% Problemas 1. Hallar el peso de oxígeno que puede obtenerse al calentar 43,4

g de óxido mercúrico. (P.A. = 201) HgO -> Hg + O2 a) 3,2 g b) 32 g c) 64 g d) 0,32 g e) 16 g 2. Se combinan 40 g de SO2 y 25 g de O2 determine el porcentaje en masa del exceso con respecto a su masa inicial. SO2 + O2 -> SO3 P.A.(S = 32; O = 16) a) 30% b) 40% c) 50% d) 60% e) 70% 3. ¿Cuántas mol - g de PbI2 se obtiene al hacer reaccionar 0,2 mol - g de NaI con 0,3 mol - g de Pb(NO3)2? NaI + Pb(NO3)2 -> PbI2 + NaNO3 a) 0,3 b) 0,6 c) 0,2 d) 0,7 e) 0,1 4. ¿Cuántos gramos de amoniaco reaccionarán para producir 36 g de agua, según la reacción mostrada? P.M.(NH3 = 17; H2O = 18). NH3 + O2 -> NO + H2O a) 22,7 b) 114 c) 34 d) 68 e) 36 5. ¿Cuántas moles de cloruro de potasio se producirán al reaccionar 7,8 g de potasio con cloro suficiente según? K + Cl2 -> KCl a) 0,2 b) 0,02 c) 2 d) 0,1 e) 0,4 6. ¿Cuántos gramos de H2O se requieren para producir 280 g de KOH? P.A.(H = 1 , O = 16 , K = 39) K + H2O -> KOH + H2

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TERCERAÑOa) 180 b) 90 c) 45 d) 6 e) 2 7. ¿Cuántas moles de óxido de hierro III se producirán al reaccionar 280 g de hierro con oxígeno suficiente? P.A.(Fe = 56) a) 2 b) 4 c) 1,25 d) 2,5 e) 5 8. Calcular el peso de carbonato de calcio (CaCO3) que se produce por la reacción de 0,02 moles de carbonato de sodio (Na2CO3) según la ecuación. P. (CaCO3 = 100). Na2CO3 + Ca(OH)2 -> NaOH + CaCO3 a) 0,02 b) 2 c) 0,2 d) 4 e) 0,4 9. ¿Qué volumen de oxígeno medido a condiciones normales se requieren para la combustión completa de 0,684 g de sacarosa? P. (C12H22O11 = 342) a) 0,45 l b) 0,54 c) 2,4 x 10-2 l d) 4,5 l e) 5,4 l 10. ¿Cuántos gramos de H2O se producirán por la combustión completa de 3 moles de propano? (C3H8) (P.M. = 44) C3H8 + O2 -> CO2 + H2O a) 12 b) 218 c) 108 d) 432 e) 6 11. Al descomponer por calentamiento 1/2 kg. de piedra caliza que contiene 80% de pureza del carbonato de calcio (P.M. = 100); se produce CO2, el volumen en litros liberado a 4,1

atmósferas y 400 K es : CaCO3 -> CO2 + CaO a) 32 b) 89,6 c) 67,2 d) 112 e) 40 12. ¿Cuántos gramos de sulfato de zinc (P.M. = 161) se formarán al reaccionar 13 g de zinc (P.M. = 65) con suficiente ácido si el rendimiento es 60%? Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2 a) 64,4 b) 32,2 c) 19,32 d) 53,67 e) 28,23 13. Se tiene 432 l de NH3 a 624 mmHg y 87ºC que reacciona con O2 según: NH3 + O2 -> NO + H2O si al medir los productos se tiene 10 moles de NO, el rendimiento de la reacción es : a) 73,33% b) 83,33% c) 93,33% d) 23,33% e) 33,33% 14. Si 28 g de hierro (P.A. = 56) reacciona con 9 g de agua (P.M = 18) según: Fe + H2O ® Fe2O3 + H2 la cantidad en exceso es : a) 18,67 g de Fe d) 56 g de Fe b) 9,33 g de Fe e) 22,4 g de H2O c) 27 g de H2O 15. La cantidad de moléculas de Fe2O3 obtenidas en el proceso anterior es: a) 1023 b) 3 x 1023 c) 3 x 1022 d) 1,5 x 1022 e) 10-1 16. El volumen de oxígeno en litros que se necesita a 83 Kpa y 27ºC para la combustión completa de 780 g de benceno (C6H6) es : a) 4500 b) 2750 c) 2250 d) 1175 e) 1125

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QUÍMICA17. Si 28 g de un metal por oxidación produce 28,8 g de un óxido di - atómico con 80% de rendimiento. El peso atómico del metal es : a) 56 b) 40 c) 27 d) 133 e) 207 18. En la reacción Ca + H2O -> Ca(OH)2 + H2 al combinarse 10 g de Ca con 15 g de agua, el reactivo limitante y la sustancia en exceso respectivamente son : a) H2 y Ca(OH)2 b) Ca y H2O c) H2O y Ca d) Ca y Ca(OH)2 e) H2 y H2O 19. Las moles en exceso del proceso anterior son: P.A. (Ca = 40; H = 1; 0 = 16) a) 9 b) 6 c) 1/3 d) 2 e) 2/3 20. La masa en gramos, d una muestra que contiene 80% de carbonato de calcio (P.M. = 100) que se requiere para producir 5,74 l de dióxido de carbono a 4 atm y 7ºC y con 80% de rendimiento es CaCO3 + HCl -> CaCl2 + CO2 + H2O a) 75 b) 60 c) 93,75 d) 100 e) 80 21. Indicar cuántas proposiciones son verdaderas: I. Se denomina estequiometría al estudio de las reacciones químicas desde el punto de vista cuantitativo, como relaciones de masas, volúmenes, eficiencia del proceso, etc. II. La ley de Lavoisier se aplica tanto en reacciones ordinarias como en reacciones nucleares.

III. En toda reacción química real, reactantes y reactivos presentan iguales cantidad de sustancia. IV. Reactivo en exceso es aquella sustancia de menor valor comercial. a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 22. Se oxida totalmente 280 g de hierro mediante el proceso: Fe + H2O -> Fe2O3 + H2 Determine la masa de hidrógeno producido. Masas atómicas: Fe = 56, H = 1 a) 10 g b) 15 g c) 18 g d) 20 g e) 25 g 23. El metanol CH3OH se quema en aire de acuerdo con la ecuación. CH3OH + O2 -> CO2 + H2O Si se utilizan 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿cuál es la masa de H2O producida? a) 225 g b) 235 g c) 245 g d) 265 g e) 325 g 24. El acetileno (C2H2) se obtiene por la acción del agua sobre el carburo de calcio de acuerdo a: CaC2 + H2O -> C2H2 + Ca(OH)2 ¿Cuántos gramos de agua deberán reaccionar con 2 moles de carburo de calcio, para que este reaccione totalmente? a) 20 g b) 40 g c) 64 g d) 72 g e) 84 g 25. Se tiene la siguiente reacción de fermentación:

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TERCERAÑOC6H12O6(ac) -> C2H5OH(ac)+CO2(g) Si se consumen 9 g de glucosa, ¿qué volumen de gas a condiciones normales se pueden obtener? a) 22,4 L b) 2,24 L c) 1,22 L d) 11,2 L e) 2 L 26. ¿Cuántos litros de oxígeno a 1248 mmHg y 27°C se requieren para la combustión completa de 780 g de benceno (C6H6)? a) 125 L de O2 b) 1,25 L de O2 c) 225 L de O2 d) 1 125 L de O2 e) 228,25 L de O2 27. Se combustionan 440 g de C5H11OH con 256 g de O2. Calcular el volumen de CO2 producido a condiciones normales e indicar el reactivo en exceso. C5H11OH + O2 -> CO2 + H2O a) 22,4 L y O2 b) 112 L y C2H11OH c) 119,5 L y O2 d) 235 L y O2 e) 235 L y C5H11OH 28. Se combinan, a iguales condiciones de presión y temperatura, 8 L de SO2 con 8 L de O2, ¿qué volumen de SO3, se pueden obtener? SO2(s) + O2(g) -> SO3(g) a) 8 L b) 9 L c) 10 L d) 12 L e) 16 L 29. Se obtiene amoniaco mediante la síntesis de Haber: N2(g) + H2(g) � NH3(g) Si se combinan 42 g de N2 y 10 g de H2. Calcular la masa de amoníaco obtenido.

a) 43 g b) 45 g c) 47g d) 49 g e) 51 g 30. ¿Cuántas moléculas de cloro se obtendrían a partir de 4,9 kg de ácido sulfúrico, de acuerdo a la siguiente ecuación química: Dato: Masa atómica: S = 32 H2SO4+KMnO4+KCl -> MnSO4+K2SO4 +Cl2+H2O a) 31,25 No b) 19,25 No c) 40 No d) 30 No e) 41,25 No 31. ¿Cuántos gramos de peróxido de hidrógeno se requieren para obtener 1120 L de oxígeno a C.N. de acuerdo a: KMnO4 + H2SO4 + H2O2 -> MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O a) 300 g b) 800 g C) 1 700 g D) 1 370 g E) 1 430 g 32. En un crisol de porcelana se calienta 245 g de clorato potasio, de acuerdo a: KClO3 (s) + calor -> KCl (s) + O2 (g) ¿Qué masa de oxígeno se produce, si la eficiencia del proceso es del 80%? Dato: Masa atómica: K=39; Cl=35,5; O=16 a) 76,8 g b) 96 g c) 36 g d) 48,6 g e) 82,6 g 33. Combustionan 720 g de C5H12 produciendo 2 kg de CO2 ,de acuerdo a: C5H12 + O2 -> CO2 + H2O Determine el rendimiento, en términos porcentuales del proceso. a) 1% b) 29% c) 90,9% d) 41,9% e) 0,1%

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QUÍMICA34. En un proceso químico, reacciona 91 g de fosfuro de calcio, al 80% de pureza, con agua. Determinar la masa máxima que se puede obtener de fosfina (PH3) Ca3P2 + H2O -> Ca(OH)2 + PH3 a) 45,5 g b) 20 g c) 72,3 g d) 91 g e) 27,2 g 35. El vanadio metálico, utilizado en aleaciones ferrosas, se puede obtener haciendo reaccionar óxido de Vanadio (V) con calcio a temperaturas elevadas: 5 Ca + V2O5 ->5 CaO + 2V Si reaccionan 1,54 kg de V2O5 con 1,96 kg de Ca. Calcular el rendimiento del proceso, si se obtienen 803 g de V. Dato: MA (Ca = 40, V = 51) A) 7% B) 47% C) 73% D) 93% E) 87% 36. Se produce fósforo de acuerdo: Ca3(PO4)2+SO3 -> CaSO4+P2O5 ...(i) P2O5 + C -> CO + P4 ...(ii) Determine qué masa de fósforo se podrá obtener a partir de 100 g de fosforita que contiene 70% en masa de fosfato de calcio. Dato: mA (O = 18; Ca = 40; P = 31) a) 12 g b) 14 g c) 16 g d) 24 g e) 32 g 37. Se mezclan masas iguales de bromo y calcio; el bromo se convierte completamente en bromuro de calcio. ¿Qué porcentaje en masa de calcio inicial permanece sin reaccionar?

Masa atómica: Ca = 40; Br = 80 a) 15% b) 35% c) 48% d) 75% e) 95% 38. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 al 98% de pureza pueden obtenerse a partir de 300g de sal gema al 93,6% de pureza? Masa atómica: Na = 23; Cl = 35,5 NaCl + H2SO4 -> Na2SO4 + HCl a) 312,4 b) 333,3 c) 303,3 d) 347,7 e) 403,2 39. El jugo gástrico contiene, aproximadamente, 3,0 g de HCl por litro. Si una persona produce unos 2,5 L de jugo gástrico diariamente, ¿cuántas tabletas antiácidas, cada uno de 400 mg Al(OH)3,se necesitan para neutralizar todo el HCl producido en un día? Al(OH)3(s)+3 HCl(ac) -> AlCl3(ac)+6 H2O(l) a) 24 tabletas b) 20 tabletas c) 13 tabletas d) 8 tabletas e) 1 tableta 40. ¿Qué volumen de aire se necesita para la combustión completa de 80 L de gas butano, C4H10, considere que el aire contiene 20% de O2 en volumen? A) 1,5 m3 B) 1,7 m3 C) 2,6 m3 D) 3,4 m3 E) 4,5 m3

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TERCERAÑOSOLUCIONES O DISOLUCIONES

Disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución, esta relación se expresa en unidades de concentración, las cuales se clasifican en unidades físicas y unidades químicas.

• SOLUBILIDAD: Se define como la máxima cantidad de un soluto que se puede disolver en determinada cantidad de un disolvente a una temperatura específica.

• SOLVENTE: Sustancia química en la que se disuelve un soluto y la que le da la apariencia a la solución, normalmente es la que se encuentra en mayor proporción.

• SOLUTO: Sustancia química que es disuelta en un solvente, normalmente es la que se encuentra en menor proporción.

1.1. Tipos de soluciones establecemos que una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Debido a que esta definición no restringe, en modo alguno, la naturaleza de las sustancias implicadas, se distinguen seis tipos de disoluciones, dependiendo del estado físico original (sólido,

líquido o gaseoso) de los componentes.

Estado de la disolución resultante

Componente 1

Componente 2

Ejemplos

Gas Gas Gas Aire

Líquido Gas Líquido

Agua gaseosa (CO2 en agua)

Sólido Gas Sólido

H2 gaseoso en paladio

Líquido Líquido Líquido

Etanol en agua

Líquido Sólido Líquido NaCl en agua

Sólido Sólido Sólido

Latón (Cu/Zn) Soldadura (Sn/Pb)

Los químicos también diferencian las disoluciones por su capacidad para disolver un soluto:

a. Disolución saturada contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura específica.

b. Disolución no saturada contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver.

c. Disolución sobresaturada: contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada. Las

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QUÍMICAdisoluciones sobresaturadas no son muy estables. Con el tiempo, una parte del soluto se separa de la disolución sobresaturada en forma de cristales.

• La cristalización es el

proceso en el cual un soluto disuelto se separa de la disolución y forma cristales. Observe que tanto la precipitación como la cristalización describen la separación de un exceso de la sustancia sólida a partir de la disolución sobresaturada. Sin embargo, los sólidos que se forman durante estos dos procesos tienen apariencia diferente. En general pensamos que los precipitados están formados por

1.2. Efecto de la temperatura

con la solubilidad La temperatura afecta la solubilidad de la mayor parte de las sustancias. 1.2.1. Solubilidad de los sólidos y la temperatura La dependencia de la solubilidad de algunos compuestos iónicos en agua con respecto a la temperatura. En la mayor parte de los casos, aunque no en todos, la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura.

1.2.2. Solubilidad de los gases y la temperatura La solubilidad de los gases en agua por lo general disminuye al aumentar la temperatura 1.3. Efecto de la presión en la

solubilidad de los gases Para todos los propósitos prácticos, la presión externa no tiene influencia sobre la solubilidad de líquidos y sólidos, pero afecta enormemente la solubilidad de los gases. La relación cuantitativa entre la solubilidad de los gases y la presión está dada por la ley de Henry, que establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución: c 𝖺 P c= Kp Aquí, c es la concentración molar (mol/L) del gas disuelto; P es la presión (en atmósferas) del gas sobre la disolución y, para un gas determinado, k es una constante que sólo depende de la temperatura. Las de la constante k son mol/L x atm. Como puede observar, cuando la presión del gas es de 1 atm, c es numéricamente igual a k. Si hay varios gases presentes, P es la presión parcial. 1.4. Concentración de las

soluciones en unidades físicas

Estas unidades suelen expresarse en porcentajes,

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TERCERAÑOreferidos a la masa (gramos) y al volumen (mililitros). 1.4.1. Porcentaje referido a la

masa (%p/p) Relaciona la masa de soluto, en gramos, presente en una cantidad dada de solución. Por ejemplo: En la etiqueta de un frasco de vinagre aparece la información: solución de ácido acético al 4% en peso gramos. El 4% en peso indica que el frasco contiene "4 gramos de ácido acético en 100 gramos de solución" para hallar este porcentaje se utiliza la siguiente expresión:

%𝑃𝑃=

𝑃𝑒𝑠𝑜𝑑𝑒𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑃𝑒𝑠𝑜𝑑𝑒𝑙𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

1.4.2. Porcentaje referido al

volumen (%v/v) Se refiere al volumen de soluto, en mililitros (mL), presente en cada 100 mL de solución. Por ejemplo: una solución tiene una concentración de 5%v/v, esto significa que se tienen 5 mL de soluto disueltos en 100 mL de solución. Se expresa con la siguiente expresión:

%𝑃𝑃=

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑑𝑒𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑑𝑒𝑙𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

1.4.3. Porcentaje masa-

volumen (%p/v) Representa la masa de soluto (en gramos) por cada 100 mL de solución se puede hallar con la siguiente expresión:

%𝑃𝑃=

𝑃𝑒𝑠𝑜𝑑𝑒𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑃𝑒𝑠𝑜𝑑𝑒𝑙𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

1.5. Concentración de las

soluciones en unidades químicas

1.5.1. Molaridad Se define como el número de moles de soluto disuelto en un litro de solución. Matemáticamente se expresa así:

𝑀 =𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Donde: n = moles de soluto V = litros de solución M = molaridad 1.5.2. Molalidad Indica la cantidad de moles de soluto presentes en 1Kg de solvente. IMPORTANTE: cuando el solvente es agua, y debido a que la densidad de esta es de 1g/mL, 1 Kg de agua equivale a un litro. Se expresa así:

𝑚 =𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝐾𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Donde: m es la molalidad n es el número de moles. Kg son los kilogramos de solvente 1.5.3. Normalidad Relaciona el número de equivalentes gramos o equivalentes químicos de un soluto con la cantidad de solución (1L). Se expresa:

𝑀 =𝑁°𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑠

𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

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QUÍMICA Nota: El número de equivalentes químicos se determina con base a: los ácidos oxácidos, bases o hidróxidos y sales. El concepto de equivalente gramo o equivalente químico ha sido desarrollado para referirse a ácidos y bases. Así un equivalente gramo es la masa de sustancia (ácido o base) capaz de producir un mol de iones H+ u OH-, según sea el caso. Por ejemplo, para el ácido sulfúrico (H2SO4), un equivalente gramo corresponde al peso molecular dividido entre el número de H+ capaz de producir, en este caso sería: 1 equiv = 98 gr/ 2H+ = 49 gramos. 1 equiv = 40 gr/ OH = 40 gramos (NaOH) 1 equiv = 58.5 g/1= 58.5 gr(NaCl) • Dilución Es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada. Al efectuar un proceso de dilución, agregando más disolvente a una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de mol de soluto. C inicial x V inicial = C final x V final Donde:

C1 = es la concentración molar inicial. C2 = es la concentración molar final. • Fracción molar Expresa la cantidad de mol de cada componente en relación a la totalidad del mol de disolución. La fracción molar de una solución puede ser expresada de dos maneras: • Fracción molar del soluto La fracción molar del soluto (XS) es la relación entre el número de moles del soluto (ns) y el número de moles de la solución (ns+ nd).

𝑋𝑠 =𝑛𝑠

𝑛𝑠 + 𝑛𝑑

• Fracción molar del solvente La fracción molar del solvente (XD) es la relación entre el número de moles del solvente (nd) y el número de moles de la solución (nd+ ns).

𝑋𝑑 =𝑛𝑑

𝑛𝑑 + 𝑛𝑠

La suma de la fracción molar del soluto (𝑋𝑆) y de la fracción molar del solvente (𝑋𝑑) es siempre igual a uno. 𝑋𝑆 + 𝑋𝑑 = 1 PRÁCTICA 1. Calcular el porcentaje peso a peso de una solución que tiene 6g de soluto en 80g de solución. 2. Calcular el peso de ortoborato cúprico que hay en 38ml de sulfuro de Al

26

TERCERAÑOconcentrado, de densidad 1,63g/ml y que contiene orto borato cúprico de 37,5 % en peso. 3. ¿Cuántos ml de ácido nítrico 2M reaccionaran con 28g de carbono al estado atómico?, la reacción es la siguiente: 𝐻𝑁𝑂3 + C 𝐶𝑂2 + 𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂 4. ¿Cuál es el % de una solución que se prepara disolviendo 20g de NaCL en 200g de agua? 5. La leche entera posee un 4% V/V de crema. Sabiendo que la masa de un litro de leche entera es 1032gs, calcula %M/V Y %M/M (Densidad de la crema 0,865g/ml) 6. Para determinar la concentración, en % en P/P, de una solución que ha sido preparado disolviendo 20g de NaOH en 180g de agua. 7. Determinar el volumen de etanol necesario para preparar 800 cm3 de una solución hidroalcohólica al 5% v/v 8. A partir de 250 g de una disolución acuosa de sulfato de cobre (CuSO4) se obtiene por evaporación un residuo de 30 g de sulfato. Calcula: ¿Cuál es el porcentaje por peso del soluto? ¿Cuál es el porcentaje de disolvente? 9. ¿Cuántos gramos de agua se necesitan para mezclar 60 g de nitrato de sodio (NaNO3) y obtener una disolución al 25% en peso? 10. Una solución de ácido sulfúrico al 34% tiene una

densidad de 1.25 g/ml. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico están contenidos en 1 litro de solución? 1. ¿Cuál la molaridad de una disolución de 2 moles de KOH en 2?5 litros de disolución? 2. ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para preparar 1500mL de disolución 0.50 M? 3. ¿Cuál es la molaridad de ácido permanganato de potasio concentrado, si la solución contiene 33% de permanganato de potasio en peso y la densidad de la solución es 2,81g/ml? 4. ¿Cuál es la molaridad de 250g de H2SO4 en 2500 mL de disolución? 5. Calcular la concentración molar de una solución de bicromato de estroncio que se prepara mezclando 100 ml de bicromato de estroncio 0,2 M con 150 mL de agua. Suponga que los volúmenes son aditivos. 6. ¿Calcular la molalidad de una disolución que tiene 0.5 Moles de NaCl en 0.2kg de agua? 7. ¿Cuantos gramos de solución de ácido sulfúrico concentrado que debe utilizarse para preparar 273ml 2,5M de ácido sulfúrico? El ácido sulfúrico 8. ¿Calcular los gramos de NaOH que se requieren para preparar un a disolución 0.80M en 1200mL de agua? 9. ¿Cuál es la normalidad de una disolución de HCl que contiene 0.35 Eq-g en 600mL de dicha disolución?

27

QUÍMICA10. ¿Calcular la normalidad que habrá en 1200 m de una disolución la cual contiene 50g de H2SO4? 11. ¿Cuantos mL de una disolución de Na (OH) 0.61 M se necesitan para neutralizar completamente 20 mL de una solución de ácido sulfúrico 0.245 M? 12. Cuantos gramos de bromuro plúmbico precipitaran al añadir suficiente ácido nítrico para reaccionar con 1750 mL de solución de NO 0.65 M, la reacción la siguiente: 13. ¿Cuantos gramos de soluto habrá 800mL de una disolución 0.75N de H3BO3? 14. Determinar la fracción molar de una disolución que contiene 40 g de benceno C6H6 y 60 g de etanol C2H5OH. 15. ¿Cuál es la molalidad de una disolución acuosa de ácido fosfórico a 35,4 % en masa? 16. ¿Cuál es la fracción molar del soluto en una disolución acuosa 1 molal? 17. ¿Calcular la fracción molar de una disolución en agua al 14,7% en peso de propanol C3H8O? 18. A 28 ºC, el benceno de peso molecular = 78 g/mol, tiene una presión de vapor a 127.8 mm Hg. La disolución de 21 g de soluto no volátil en 283 g de benceno, produjo una presión de vapor a 123.3 mm Hg. ¿Calcular el peso molecular aproximado del soluto? 19. ¿Cuál es la molaridad de HCl concentrado, si la solución contiene 37%de HCl en peso y la

densidad de la solución es 1.18 g/mL? 20. ¿Calcular la molaridad de una disolución que se ha preparado diluyendo 105 g de propanol hasta completar 2300 mL de disolución? 21. Una disolución de glicerina en agua 1.5 molal. ¿Calcule el número de gramos de alcohol que estarán contenidos en 2.9 litros de agua.C3H8O3? 22. Cuantos gramos de nitrato de cadmio se necesita para preparar 1750 mL de una solución 1,5N. 23. Una solución concentrada de ácido clorhídrico de un 35.2% en masa de ácido puro, tiene una densidad de 1.17g/mL. Averiguar el volumen de este ácido necesario para preparar 1.5Lt de solución 2N. Exprese el resultado en pie cubico. 24. ¿Qué molaridad tiene una disolución de nitrato de sodio en la que hay 10 g de soluto en 100 cm3 de disolución? Masas Atómicas: N=14; O=16; Na=23 25. Se dispone de una disolución de ácido sulfúrico al 27%. Su densidad es de 1,19 g/cm3 . Calcular su molalidad. Masas Atómicas: S=32; O=16; H=1 26. ¿Cuál de las siguientes disoluciones contiene más cloruro de sodio: a) 500 mL de disolución de cloruro de sodio 2 M; b) 200 mL de disolución de cloruro de sodio 5 M?. Masas Atómicas: Cl=35,5; Na=23

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TERCERAÑO27. ¿Cuál es la normalidad de una disolución que contiene 60 g de hidróxido nióbico Nb(OH)5? 28. ¿Qué volumen de solución 1N podrá prepararse con 800 gr de selenito de potasio? Exprese el resultado en metros cúbicos 29. Calcular a) cuántas moles de bisulfito de sodio (NaHSO3) hay en 25 mL de una solución 0.22 M y b) cuántos gramos de bisulfito de sodio hay en esos 25 mL. 30. Calcular la normalidad y la molaridad de 50 gramos de Na2CO3 en 100 ml de disolución:

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QUÍMICA