PLANTEL 2 CIEN METROS ELISA ACUÑA ROSSETTI

ACADEMIA DE QUÍMICA - BIOLOGÍA

GUÍA DE ESTUDIO PARA INGENIERÍA QUÍMICA II

REQUISITOS PARA ENTREGAR LA GUÍA DE ESTUDIO: ✓ El portafolio de evidencias deberá ser escrito a mano. ✓ Debe llevar carátula con los siguientes datos: Grupo de examen, matrícula,

nombre completo (empezando por apellido paterno), nombre del colegio, plantel y asignatura.

✓ Entregar en un sobre amarillo anexando copia de tu comprobante de inscripción al examen.

✓ Instrucciones: Lee los siguientes apartados y realiza las investigaciones

correspondientes para responder las preguntas.

FÓRMULA EMPÍRICA (MÍNIMA) Y MOLECULAR

Leyes ponderales o estequiométricas

• Ley de la conservación de la masa (Lavoisier 1789)

En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.

• Ley de proust o de las proporciones constantes

En 1808, J.L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

• ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyó que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardarán entre sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

ejercicio de correlación:

1.- Cuando se combina una misma cantidad de carbono (12 gramos) con distintas cantidades de oxígeno.

C + O2 CO2 12 g. de C + 32 g. de O2 44 g. CO2

C + ½ O2

CO 12 g. de C + 16 g. de O2 28 g. CO

Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen una relación numérica sencilla (en este caso "el doble") 32/16 = 2 Ley ponderal demostrada:

2.- Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible. Ley ponderal demostrada:

3.- En las reacciones de una misma cantidad de hidrógeno (2 gramos) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:

H2 + Cl2 2 HCl 2 g. H2 + 71 g. Cl2 73 g. HCl

H2 + ½ O2 H2O 2 g. H2 + 16 g. O2 18 g. H2O

Resulta que estas cantidades guardan una relación directa o de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí de cloro y oxígeno, para formar el monóxido de cloro:

Cl2 + ½ O2 Cl2O 71 g. Cl2 + 16 g. O2 87 g. Cl2O

71/16 = 71/16 Ley ponderal demostrada:

4.- En una muestra de agua pura (H2O), el porcentaje de oxígeno siempre es 88.89%, y el de hidrógeno es 11.11%, sin importar de qué parte del mundo se tome. Ley ponderal demostrada:

Ejercicios resueltos:

a).- ¿Cuántos moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia? En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH

Elem. Cant. x M.A.

Total

Na 1 x 22.99

22.99

O 1 x 16.00

16.00

H 1 x 1.01

1.01

40.00 g/mol

La secuencia de conversión sería:

1 Kg NaOH ( 1000g ) = 1000 g de NaOH 1 Kg

1000 g NaOH (1 mol ) = 25.0 moles de NaOH

40 g

b).- ¿Cuál es la masa fórmula del Ácido fosfórico (H3PO4)?

Elemento

Cant.

M.A. (uma)

H 3 x 1 uma = 3 uma

P 1 x 31 uma = 31 uma

O 4 x 16 uma = 64 uma

H3PO4 Masa Fórmula = 98

uma

• La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto.

• La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.

Observa en los siguientes ejemplos que la fórmula mínima solo muestra la proporción en que se unen los elementos.

Fórmula empírica (mínima)

Para la determinación experimental de las formulas químicas es necesario contar con dos tipos de información: el análisis porcentual y la determinación del peso molecular. La fórmula mínima o empírica es la relación más simple que existe entre los átomos de un compuesto y para determinarla, lo hacemos de la siguiente manera.

Criterio para determinar la Fórmula mínima

1 Se determinan los átomos gramo de cada elemento:

Átomo-gramo de A = %A / masa atómica de A Átomos-gramos de A = gramos de A / masa atómica de A

2 De los cocientes obtenidos se toma el más pequeño como común denominador. 3 Si el resultado de la relación antes efectuada es fraccionario, se aproxima al número

inmediato superior, cuando la fracción sea mayor a 0.5 o inmediatamente inferior cuando esta sea menor a 0.5.

Si alguno de los números contiene una fracción igual a 0.5, todos los números se multiplican por 2; posteriormente se procederá a aproximar.

4 Los números así obtenidos, serán los subíndices de cada elemento en la formula buscada o formula mínima.

Ejemplo: A partir de los porcentajes y las masas atómicas, se puede calcular el número de moles de cada elemento para obtener la fórmula mínima. Observa el siguiente ejemplo:

Elemento masa

atómica masa

(gramos)

% moles

(gramos/m.a.)

Relación

Subíndices

H 1 11.11 11.11 11.11 / 1= 11.11

11.11/5.56 2

O 16 88.89 88.89 88.89/16 = 5.56 5.56/5.56 1

Fórmula mínima H2O

Ejercicios 1. Encuentra la fórmula mínima (empírica) de un compuesto formado por calcio, cloro, hidrógeno y oxígeno, en las proporciones indicadas en la tabla.

Elemento

% masa

(gramos) masa

atómica moles

(gramos/m.a.)

Relación Subíndice

s

Ca 18.3 40

Cl 32.4 35.5

H 5.5 1

O 43.8 16

Fórmula mínima

2. Encuentra la fórmula mínima (empírica) de un compuesto formado por calcio, cloro,

hidrógeno y oxígeno, en las proporciones indicadas en la tabla.

Elemento

% masa

(gramos) masa

atómica moles

(gramos/m.a.)

Relación Subíndice

s

Mg 72 24

N 28 14

Fórmula mínima

3. ¿Cual es la formula empírica de un compuesto que contiene 43.66% de fósforo y

56.34% de oxigeno? 4. ¿Cual es la formula empírica de un compuesto que contiene 11.44% de fósforo y 88.56% de Bromo?

Fórmula molecular

Es la relación que existe entre los átomos de los elementos de una molécula real o verdadera y para su determinación es necesario tener los siguientes datos:

a) El análisis porcentual de la sustancia. b) La masa molécula de la misma.

Criterio para determinar la Fórmula molecular

1 Se determina la formula mínima o empírica. 2 Se determina la masa formula de la formula mínima.

Masa Fórmula = suma de las masas atómicas de los elementos que la forman. 3 Se encuentra la relación de la masa molecular con respecto a la masa fórmula. 4 El resultado de la relación = Masa Molecular / Masa fórmula

Sera el numero de formulas mínimas que forman la molécula, es decir, la formula mínima se multiplica por dicho numero para encontrar así la formula molecular.

Ejemplo: El análisis elemental de una sustancia pura, blanca y cristalina es: C = 26.7%, H = 2.23%, O = 71.1%. Determine su fórmula molecular, si su Masa Molar = 90 g/mol.

Elemento

% masa

atómica moles

(gramos/m.a.)

Relación

Subíndices

C 26.7 12 26.7/12 = 2.22

2.22/2.22 = 1 1

H 2.23 1 2.23/1 = 2.23 2.23/2.22 = 1.004 1

O 71.1 16 71.1/16 = 4.44

4.44/2.22 = 2 2

Formula mínima: C1H1O2

Masa Fórmula de Fórmula mínima: 12+1+2*16 = 45 g/mol. Masa molecular 90

Relación: -------------------------- = ------ = 2 Masa Fórmula 45

Fórmula molecular = 2 (C1H1O2) = C2H2O4

EJERCICIOS:

Encuentra la fórmula molecular de: 1. Ácido ascórbico (vitamina C), fórmula empírica es C3H4O3 y masa molecular 176 uma. 2. CH2 Masa molecular 84 uma 3. BH 3 Masa molecular 27.7 uma

Documento 7: Concentración Molar y Normal

Algunos ejemplos de soluciones son las soluciones de bases o ácidos para reacciones de titulación, los reactivos inorgánicos para reacciones orgánicas y las soluciones fisiológicas. Para preparar soluciones exactas o reproducibles, es necesario indicar la cantidad de soluto con respecto a la cantidad de solvente o de solución, a dicha relación se le da el nombre de concentración.

Formas de expresar la concentración

Comúnmente se dice que una solución esta diluida, cuando tiene poco soluto con respecto al solvente; concentrada, cuando una cantidad considerable de soluto se ha disuelto y saturada cuando el solvente ya no tiene capacidad de disolver o se ha disuelto todo el soluto posible. Estas son formas comunes (prácticas y caseras) de relacionar al soluto y al solvente, pero obviamente son inexactas, por ello se crearon otras formas (exactas) de expresar la concentración, por ejemplo:

A) Molaridad

B) Normalidad

Todas estas formas que expresan la cantidad de soluto con respecto a la cantidad de solvente (la concentración) y su única diferencia es que en unas se dice la cantidad en masa (peso) del soluto y en otras se involucra el PM del soluto. Estas formas son interconvertibles es decir se puede expresar su concentración en % y convertir a su concentración Normal equivalente.

Es importante conocer con exactitud la concentración de una solución, porque la mayoría de las operaciones químicas son cuantitativas (se requiere conocer cuánto) e igualmente importante es entender como se realizan los cálculos y como se preparan en el laboratorio.

A) Molaridad

La concentración Molar o Molaridad, es el número de moles por litros de solución. , por lo tanto si una solución contiene un mol de NaCl (58.5 g), en un litro de solución, su concentración es 1 Molar.

M = # moles de soluto

litros de solución

POR LO TANTO

# moles(n) = g de soluto

MM

M = g de soluto/ PM

litros de solución

M = m = g de soluto V(M.M.) Volumen (M.M.)

M[=] g [=] mol

L(g/mol) l

Ejercicio: Cuál es la concentración molar de una solución que se preparó con 12.5 g de NaCl y se aforó hasta completar 2 litros de solución. MM de NaCl 58.5.

M = 12.5 g/ 58.5

2 litros

M = 0.106 , se dice que es una "solución 0.106 Molar ".

Por ejemplo, ¿ Cuál será la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 15 g de CH3COONa y se afora a 250 ml ?. MM del = 82

M = 15 g/ 82

0.25 litros

M = 0.73 , se dice que es una "solución 0.73 Molar ".

Nota : El mol (masa molecular gramo) es la suma de los pesos atómicos de los átomos que constituyen una molécula, esto significa que la condición necesaria para determinar la molaridad de una substancia, es que exista realmente como molécula en solución.

Por ejemplo si disolvemos 36.5 g de HCl , que es un peso fórmula (PF), en un litro de solución, tendremos una concentración 1 Formal. Pero una vez que el gas se disuelve en agua se disocia completamente en iones hidrógeno y en iones cloruro, por lo que no existen moléculas de HCl en disolución, por lo tanto "no podemos" determinar la Molaridad del ácido clorhídrico en la solución. Muchos autores consideran como sinónimos a la formalidad y la molaridad (numéricamente), independientemente de que las substancias existan o no como moléculas en solución.

B) Normalidad

La concentración Normal o Normalidad, es el número de pesos equivalentes por litros de solución. , por lo tanto si una solución contiene un peso equivalente de CaCO3 (100 g), en

un litro de solución, su concentración es 1 Normal.

4

N = # equivalentes de soluto

litros de solución

# equivalentes = g de soluto

Peq

Peq = MM

n

donde n es igual al número de iones hidrógenos (H+) de un ácido, o de iones hidroxílo (OH-1) de una base, o la carga del catión en una sal (por ejemplo Ca +2) en el CaSO4, o el número de electrones transferidos en una reacción redox.

Por lo tanto

N = g de soluto / (MM/n)

litros de solución

N = (g soluto*n) (MM*litros)

Ejercicio: Cuál es la concentración Normal de una solución que se preparó con 12.5 g de HCl y se aforó hasta completar 2 litros de solución. MM del HCl = 36.5 .

N = (12.5 g *1 equivalente de soluto )

(36.5 * 2 litros)

N = 0.17 , se dice que es una "solución 0.17 Normal ".

EJERCICIOS

1) H2SO4 2 H+ + SO -2 (el ácido se disocia en 2 H+)

* ¿Cuál es la Normalidad de una solución que se preparó con 5 g de H2SO4 y se aforó a 500 ml de solución ? . Donde n = 2 (es el número de H+)

N = (5 g*2)

(98 * 0.5 litros)

N = 0.204 , se dice que es una "solución 0.204 Normal ".

* Calcular la Normalidad de una solución de NaOH que se preparo añadiendo 30 g y aforando a 100 ml es la siguiente:

2) NaOH Na + OH (Se disocia o contiene un sólo OH, por lo que n=1)

* Calcular la Normalidad de una solución de NaOH que se preparo añadiendo 30 g y aforando a 100 ml es la siguiente (PM NaOH= 40) :

N = ( 30 *1)

(40 * 0.1 litros)

N = 7.5 , se dice que es una "solución 7.5

Normal ".

3) Reacción Ba+2 + 2 Cl-1 BaCl2 (se requieren 2 PF del Cl-1 o la carga del Ba es 2 ; n=2) *¿Cuál es la concentración Normal de una solución de 2 litros que se preparó, disolviendo 340g de BaCl2 ? . PM BaCl2 = 208.5

N = (340 g * 2)

(208.5 * 2 litros)

N = 1.630 , se dice que es una "solución 1.630 Normal ".

3) Reacción 5 Fe+2 + MnO4- + 8 H+ 5 Fe+3 + Mn+2 + 4 H2O

¿Cuál es la concentración Normal de una solución que se preparó disolviendo 15g de KMnO4 en 250 ml de solución (esta solución se usará en una reacción redox) ? Mn+7 Mn+2 (+5e-) , es decir el número de electrones transferidos es de 5, n=5.

N = (15 g * 5)

(158 * 0.25 litros)

N = 1.898 , se dice que es una "solución 1.898 Normal ".

Por último, la normalidad es igual a la molaridad por el número de equivalente por mol:

PROBLEMAS (resuelve los siguientes problemas):

1. ¿Cuál es la concentración de la solución para batería, si se prepara agregando 24 ml de H2SO4 y aforando a 250 ml ?. R.

2. ¿Cuál es la molaridad de un litro solución de NaCl, donde se disolvieron 130 g ? R.

3. ¿Cuántos g se necesitan para preparar 250 ml de una solución de KOH 6 Molar ? R.

4. ¿Cuántos g de AgCl se necesitan para preparar 100 ml de una solución 2 N ? R.

5. ¿Cuál es la Normalidad de una solución de PbSO4 que se requieren para preparar 250 ml de solución 1 N, sí esta solución se empleará en una reacción redox ; Pb+4 Pb+2 ? R.

Estequiometria

INSTRUCCIONES: Lee el siguiente texto, subraya los aspectos que consideres más relevantes y a partir de su comprensión realiza las actividades que se solicitan.

¿ESTEQIO QUE?

Ahora que conoces las ecuaciones químicas ya sabes como determinar cuales son las sustancias presentes antes y después de una reacción, sabes cuantos y cuales átomos hay en los reactivos y en los productos. Eso esta muy bien, pero cuando tu llevas acabo una reacción química en el laboratorio no puedes contar los átomos ¿o si? La verdad es que ningún químico puede contar directamente los átomos de las sustancias que reaccionan en sus matraces. Lo que si puede hacer es medir la masa de los reactivos que utiliza en sus reacciones, o el volumen de estos, cuando se trata de líquidos o gases, y mediante las masas atómicas los químicos pueden calcular el numero de átomos, iones o moléculas involucradas.

Los átomos no se pueden contar directamente. Por eso, los químicos deben medir la masa de los átomos.

Para poder predecir la masa o el volumen que se formara de productos, los químicos utilizan la estequiometria. Esta palabra que forma parte del lenguaje de la química, viene del griego, stoicheion, elemento básico constitutivo y, metrón, medida. La estequiometria permite a los químicos calcular la cantidad de un reactivo que se necesita para producir una cantidad determinada de productos, o bien, calcular la cantidad de sustancia que se forma a partir de una cantidad dada de reactivo. Las ecuaciones químicas no solo dicen cuales sustancias están presentes y cuantos átomos hay de cada una, pueden decir cuantos gramos de reactivos se deben poner si se quiere poner cierta cantidad de producto. Mejor aun, con ellas, los químicos pueden predecir que tanto (s) producto(s) se formara (n) si reacciona una determinada cantidad de reactivo(s).

¡Manos a la obra!

Ahora vamos hacer estequiometria con uno de loa gases involucrados en el efecto invernadero: el dióxido de carbono (CO2), cuya concentración en la atmosfera cada vez es mayor. Esto ocurre por que en las sustancias se produce por combustión de compuestos que contienen carbón, por ejemplo, por la combustión de la gasolina en automóviles. En tu casa produce CO2 cada ves que prendes la estufa o el calentador de agua. ¿Quieres saber cuanto CO2 se produce cuando quemas gas propano, que es el componente principal del gas domestico.

Analiza la siguiente ecuación química

Dióxido de Propano oxigeno carbono agua

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H20

tabla:

Efectúa los cálculos correspondientes y completa la siguiente

C3H8 O2 CO2 H20

¿Reactivo o producto?

Numero de moléculas de cada sustancia

Numero de átomos de cada sustancia elemental en cada reactivo y producto

Masa molecular o masa atómica

mol

Ahora sabes que si reaccionan tres millones de moléculas de C3H8 se requerirían de moléculas de O2 y se formarían _de moléculas de CO2 y _de moléculas

de H20.

ESTEQUIOMETRÍA Como ya sabemos, todo lo que nos rodea, incluso nosotros mismos somos materia y la materia está formada por mezclas y sustancias puras. Entre las sustancias puras se tienen a los elementos y a los compuestos. Los elementos se representan mediante símbolos mientras que los compuestos por fórmulas en las cuales se indica el tipo de elementos y su proporción en átomos; como ejemplo tenemos que el compuesto “nitrato de potasio” tiene por fórmula KNO3 lo cual nos indica que está formado por: un átomo de potasio, uno de nitrógeno y tres de oxígeno.

Tanto los elementos como los compuestos participan en las reacciones químicas transformándose en otro tipo de materia (los reactivos se transforman en productos). Los cambios de la materia (reacciones químicas) se representan mediante ecuaciones químicas.

Todas las reacciones químicas cumplen la ley de la conservación de la materia (masa) lo que se demuestra cuando la ecuación está balanceada a la cual se le conoce también con el nombre de ecuación estequiométrica.

Los coeficientes de una ecuación balanceada se llaman coeficientes estequiométricos, siempre son números enteros y nos indican la cantidad en moles (n) de la sustancia en cuestión (recordemos que cuando el coeficiente es uno no se escribe este número). Así por ejemplo, en la ecuación:

2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

Se tienen dos moles de hidróxido de sodio que reaccionan con un mol de ácido sulfúrico para producir un mol de sulfato de sodio y dos moles de agua. Conociendo la ecuación estequiométrica se pueden determinar las cantidades de las sustancias que en ella participan haciendo uso de relaciones estequiométricas. Conviene conocer las cantidades en moles y en masa de cada sustancia participante. La cantidad en moles es el coeficiente de la ecuación. Como ayuda podemos anotar en la parte superior de cada sustancia su masa molar ya que al multiplicar este valor por el coeficiente estequiométrico, obtendremos la cantidad en gramos de la sustancia, es decir su masa. Una vez conociendo los valores en moles y en masa de cada sustancia es posible determinar cantidades variables de reactivos o productos a partir de relaciones numéricas (estequiométricas).

La estequiometria. Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos).

Estas relaciones pueden ser:

mol-mol

masa-masa

Masa-mol

Masa-volumen

EJEMPLO;

Cálculos mol-mol.

En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia deseada se pide en moles.

Ejemplos: Para la siguiente ecuación balanceada:

4Al + 3O2 2Al2O3

Calcule:

a) ¿Cuántas mol de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol de Al2O3?

PASO 1: Balancear la ecuación

Revisando la ecuación nos aseguramos de que realmente está bien balanceada. Podemos representar en la ecuación balanceada el dato y la incógnita del ejercicio.

4Al + 3O2 2Al2O3

?mol 5.27mol

PASO 2: Identificar la sustancia deseada y la de partida.

PASO 3: Aplicar el factor molar

Las moles de la sustancia deseada y la de partida los obtenemos de la ecuación balanceada.

4Al + 3O2 2Al2O3

?mol 5.27mol

Se simplifica mol de Al2O3 y la operación que se realiza es

La respuesta es: 10.54 mol de Al

EJEMPLO;

La reacción entre el dióxido de azufre emitido por fuentes contaminantes a la atmósfera reacciona con el oxígeno del aire formando trióxido de azufre, gas que posteriormente al contacto con el agua contenida en las nubes forma ácido sulfúrico que precipita en forma de lluvia ácida. La ecuación que representa este fenómeno es:

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

Determina: a) ¿Cuántas moles de dióxido de azufre reaccionan con el oxígeno si se producen 5 moles de trióxido de azufre? b) ¿Cuántos gramos de trióxido de azufre se forman cuando reaccionan 20 gramos de oxígeno? Las masas molares de las sustancias que intervienen en la reacción son: Masa molar (mm) del dioxido de azufre SO2

Elemento Masa

atómica Número

De átomos

S O

32 16

X 1 X 2

= 32 g/mol = 32 g/mol

mm = 64 g/mol

Del mismo modo para el oxígeno: mm O2 = 32 g/mol

Para el trióxido de azufre: mm SO3 = 80 g/mol

A continuación anotamos estos valores en la ecuación:

64 g/mol 32 g/mol 80g/mol

2 SO2 + O2 2 SO3

Al multiplicar la masa molar por la cantidad en moles obtenemos las masas en gramos m = n x mm

SO2 = 64 g/mol x 2 mol = 128 g O2 = 32 g/mol x 1 mol = 32 g

SO3 = 80 g/mol x 2 mol = 160 g Anotamos los valores de las masas en la parte inferior de cada sustancia:

2 SO2 + O2 2 SO3

Mol 2 1 2

M.M. 64 g/mol 32 g/mol 80g/mol m 128 g 32 g 160g

a) Vemos en la ecuación estequiométrica que 2 moles de dióxido de azufre producen 2 moles de trióxido de azufre. Mediante una relación numérica Se deduce que:

2 mol SO2 -------------- 2 mol SO3

? mol SO2 5 mol SO3

2 mol SO2 x 5 mol SO3

2 mol SO3

= 5 mol SO2

b) Ahora vemos en la ecuación estequiométrica que 32 gramos de oxígeno producen 160 gramos de trióxido de azufre. Mediante una relación numérica se deduce que:

32 g O2 -------------- 160 g SO3

20 g O2

20 g O2 x 160 g SO3

32 g O2

Cálculos mol-volumen

? g SO3

= 100 g SO3

Para realizar un cálculo estequiométrico con volumen son necesarias dos condiciones:

• Que la reacción se efectúe en condiciones normales de temperatura y presión.

Ejemplo:

La siguiente ecuación balanceada, muestra la descomposición del clorato de potasio por efecto del calor. Suponiendo que la reacción se efectúa a condiciones normales de temperatura y presión:

2KClO3(S) 2KCl(s) + 3O2(g)

?mol 25L

a) ¿Cuántas mol de KClO3 (clorato de potasio) son necesarios para producir 25 l de O2?

PASO 1: Revisamos la ecuación y encontramos que está balanceada.

PASO 2: 2KClO3(S) 2KCl(s) + 3O2(g)

?mol 25L

PASO 3: Es necesario convertir los 25 l de la sustancia de partida para aplicar el factor molar.

Utilizamos el factor molar porque la sustancia de partida está expresada en moles.

EJERCICIOS Instrucciones: Lee con atención los siguientes planteamientos y contesta las preguntas que se realizan en cada caso. 1. La acidez estomacal se presenta por un exceso de jugo gástrico (HCl), que si no se neutraliza con el antiácido hidróxido de magnesio Mg(OH)2, se puede ulcerar la pared

estomacal. La reacción química que se lleva a cabo es la siguiente:

2 HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + 2 H2O

¿Qué cantidad de ácido clorhídrico (HCl) se requiere para producir 200g de cloruro de magnesio?

2. El trióxido de azufre en la atmósfera reacciona con el agua contenida en las nubes formando ácido sulfúrico, el cual se precipita como “lluvia ácida”. La ecuación que representa éste fenómeno es:

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l)

¿Cuántos gramos de agua se necesitan para formar 600 g de ácido sulfúrico? 3. En una de las etapas del tratamiento de aguas negras, a menudo se utiliza el hidróxido de calcio y el sulfato de aluminio para lograr la floculación de partículas coloidales. La

reacción entre éstos compuestos da lugar al hidróxido de aluminio (precipitado gelatinoso que al depositarse arrastra partículas y bacterias) y al sulfato de calcio, según la ecuación:

3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4

a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2) se requieren para producir 500 g de hidróxido de aluminio (Al(OH)3).

b) ¿Cuántos moles de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3) se requieren para obtener 350g de sulfato de calcio (CaSO4).

PROBLEMARIO Resuelve en tu cuaderno los siguientes problemas:

1.- Si se conoce que en la aspirina C9H8O4 existen 5.24 X 1024 átomos de carbono, ¿cuántas moles de carbono están presentes en esta molécula?

2.- Hey. ¡Oiga joven! si tuviera 2.8 moles de oro ¿cuántos gramos de oro tendría?

3.- Al quemar una cantidad de gasolina se produjeron 5 moles de dióxido de carbono CO2.

¿Cuál será el volumen en litros que ocupará este gas a CNPT? 4.-El nitrato de amonio, NH4NO3 el cual se prepara a partir del ácido nítrico, se emplea como

fertilizante nitrogenado. Calcula el porcentaje de cada uno de los elementos en el nitrato de amonio.

5.- Determina la composición porcentual de las siguientes moléculas: a) Aspirina, C9H8O4

b) Colesterol C27H46O

Investiga cuáles son los factores que afectan la velocidad de una reacción y describe cómo es que afectan.

Fuentes de información

Definiciones termodinámicas de sistema, entalpía, cálculos y Ley de Hess, en:

http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-

materiales/Material%20de%20clase/tema5b.htm/skinless_view (consultado 17 de

octubre de 2011). Referencia original: Diego, J. P. d. (2008, September 04). Tema

5. Cinética química, termodinámica y equilibrio (II). Retrieved October 28, 2011,

from OCW UC3M Web site: http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-

materiales/Material%20de%20clase/tema5b.htm

Brown, T. L. et al (2004) Termoquímica (capítulo 5) en Química. La ciencia central

(9ª. ed). México: Pearson Educación de México (pp 152-197).

http://www.quimicabasica.cl/tema_16.pdf. Se presenta la estequiometria de

fórmulas químicas, desde su composición porcentual hasta fórmula mínima y

molecular. De forma clara y concreta se explica ejercicios numéricos resueltos,

aplicando la metodología correspondiente.

http://es.scribd.com/doc/46768914/06-Garritz Capítulo del libro “Química

preuniversitaria” en cuyo contenido se estudian los aspectos: cantidad de

sustancia de elementos en un compuesto y fórmulas mínimas y moleculares.