ESTEQUIOMETRÍA:CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

COMBUSTIÓN

El fuego…considerado por muchísimo tiempo un elemento creador, casi vital, no es más que unaforma de energía, a veces útil, otras devastadora.La simple acción de encender un fósforo, hacer una fogata, activar un encendedor, genera fuego.Esta maravilla de energía involucra un montón de acontecimientos invisibles a nuestros ojos. Laquímica denomina a esta reacción “combustión”, un fenómeno donde ocurren transferencias deelectrones, movimientos de átomos, energía que se libera, entropía en aumento, calor liberado,temperatura creciente, oxidación, reflexión de luz, color apreciable, en fin, conocer lo que a vecespasa inadvertido, aprender de ejemplos simples, tener paciencia fue la labor de tantos grandescientíficos…tantas maravillas nos rodean…encontrar el sentido lógico de las cosas, experimentar,eso es lo encantador.

QUÍMICA TERCERO MEDIO

MATERIAL QT-Nº 05

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MATERIA, ENERGÍA Y ORGANIZACIÓN

La Química y su objetivo

En el campo de las ciencias llamadas “exactas” la química juega un rol importantísimo en ladescripción y compresión del medio como un todo. Muchas reacciones bioquímicas, procesosmetabólicos, mecanismo de acción de fármacos y procesos fisicoquímicos pueden ser explicadosentendiendo entre otras cosas, la mecánica de las reacciones que generan enlaces y elrompimiento de los mismos. La energía liberada o absorbida en dichos procesos, puede incluso sercalculada, aportando información muy valiosa que permite predecir el comportamiento de otrasaún no llevadas a cabo. Materia y energía son conceptos universales, sin embargo, cuesta aveces, comprender de qué forma se unen y cuándo no debemos confundirlos.

Materia es cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa. La masa de un objeto no cambia con laubicación.

Por otra parte el peso mide una fuerza. En la Tierra el peso corresponde a la fuerza de atracciónque se ejerce entre nuestro planeta y el cuerpo en cuestión.

Energía, por definición, es una capacidad, medible en otras unidades, apreciable de otro punto devista, es simplemente la capacidad para realizar un trabajo.

Cambios físicos y químicos

Los cambios que puede experimentar la materia pueden afectar a su estructura, es decir, a suesencia (su naturaleza). Hablamos de cambio químico, por ejemplo, en una combustión, enreacciones químicas que impliquen transferencia de electrones (Redox), descomposiciones,reacciones orgánicas de sustitución (electrofílica), formación de alcoholes, fermentaciones, etc.

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Si el cambio no afecta la estructura de la materia, entonces es considerado físico. Dicho de otromodo, si el cambio afecta el ordenamiento molecular del sistema (un orden distinto), sin cambiarla naturaleza macroscópica de la misma, (un cambio de estado), se le debe considerar cambiofísico. Ejemplo: sublimación de un sólido, evaporación de un líquido, condensación, licuación deun gas, etc.

Aclaremos aún más: supongamos el papel con el que se confecciona esta guía, pues bien, si conun encendedor lo “quemamos”, tendremos “ceniza de papel”, esta reacción en química recibe elnombre de “combustión” y el cambio observado es químico, simplemente porque ya no tendremosjamás el papel inicial. Podríamos decir con cierta certeza que es un cambio irreversible.

Si ahora calentamos con un encendedor un trozo de plomo u otro metal hasta observar “suderretimiento” (fusión), veremos que el material sólido se transformó ahora en un líquido (conmucha temperatura por cierto). Estamos en presencia de un cambio físico porque lo esperado esque cuando enfríe el plomo volverá a ser el trozo inicial, es decir, no afectamos “la naturalezaíntima del plomo”, sólo desordenamos un poco a sus átomos.

Los diferentes cambios de estado van siempre acompañados por pérdida o ganancia de energía.Del mismo modo, es prudente señalar que en el caso de las reacciones químicas (cambiosquímicos) también hay variación de ella.

El cambio de energía en una reacción química le compete al estudio de la termoquímica y serátratado en otra sesión. Debemos situar nuestro análisis primeramente en la organizaciónfundamental de la materia, junto con resolver de qué manera ésta logra formar cúmulosmacroscópicos tan complejos como los sistemas vivos, incluyendo el propio cosmos.

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MATERIA: SUSTANCIAS, ELEMENTOS, COMPUESTOS Y MEZCLAS

Algunos conceptos:

MEZCLA

Combinación de dos o más sustancias en la cual éstas mantienen su identidad. Es homogéneacuando los componentes no se pueden distinguir por medios visuales y es heterogénea cuando sepueden distinguir por medios visuales.

Ejemplo:

Salmuera (agua + cloruro de sodio): mezcla homogénea (compuestos indistinguibles). Aire: mezcla homogénea de varios gases (N2, O2 y Ar, principalmente). Agua y arena: mezcla heterogénea (compuestos distinguibles).

SUSTANCIA PURA

Es una forma de materia que tiene una composición constante y definida y propiedadesdistintivas. Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos.

Ejemplos:

agua, cloruro de sodio (sal común), hidróxido de sodio (soda cáustica), oxígeno molecular,ozono, carbono grafito, etc.

COMPUESTO

Son sustancias puras constituidas por dos o más elementos combinados químicamente enproporciones constantes y definidas. Se representan por fórmulas.

NaCl, NaOH, CaCl2, Mg(OH)2, PBr3, CH4

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Carbono grafito Carbono diamante Fulereno

ELEMENTO

Son las sustancias fundamentales a partir de las cuales se construyeron todas las cosasmateriales. Los elementos no pueden ser separados en sustancias más simples por ningún medioquímico ni físico.Ejemplo:

Hidrógeno en sus dos formas H2 molecular y H atómico Oxígeno O, O2 y O3 (ozono) Azufre S8

Fósforo P4

Carbono (grafito) Cloro Cl2

ALOTROPÍA

Propiedad que presentan ciertos elementos y consiste en presentarse de diversas maneras en unmismo estado físico. El oxígeno es un caso concreto, se presenta como O2 (oxígeno molecular) yO3 (ozono), en ambos casos en estado gaseoso. El carbono también presenta estructurasalotrópicas. Se conoce el carbono grafito, el carbono diamante (la estructura más dura de lanaturaleza) y el fulereno (un sólido molecular con estructura esférica).

NÚMERO DE AVOGADRO

Los conceptos anteriores permiten aclarar en parte la constitución de la materia. Sin embargo, esprioritario conocer en qué cantidades, dos o más elementos se unen para formar un compuesto.Proust, postuló en su momento lo que se conoce como la ley de las proporciones definidas, un granacierto que predice entre otras cosas que no siempre reaccionan todos los átomos cuando generamosun compuesto.

El concepto de MOL, siempre lleva a confusión, no sólo por la estratosférica cifra que corresponde,además, es un parámetro bastante abstracto y de compleja lectura, sin embargo, es trascendentepara los posteriores estudios de estequiometría y soluciones.Amadeo Avogadro fue un químico y físico italiano. Se dedicó sobre todo al estudio de la física y laquímica molecular. Formuló definiciones exactas de los conceptos de átomo, molécula y equivalente.En 1811, establece la ley que lleva su nombre: “dos volúmenes iguales de cualquier gas, a lamisma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas”.

El número de moléculas en un mol ahora se llama el número de Avogadro. Debemos mencionar queAvogadro, por cierto, no tenía ningún conocimiento del mol, o del número que iba a llevar su nombre.Como sabemos hoy, el número de Avogadro es muy grande, el valor actualmente aceptado que es6,0221367·1023.

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Definición

Primero, tengamos en cuenta que el MOL es un número corriente (como 30, 520, 12, etc.). Pues bien,los números sirven aunque suene obvio, “para contar”, para establecer cantidades, luego el MOLtambién sirve para estos fines.

Con lo anterior, es fácil entender que si queremos por ejemplo “contar” objetos (lápices, dulces,hojas, etc.) podemos contar la cifra de un MOL. El problema está en que esta cifra es enorme, luegosería absurdo dimensionar esa cantidad de objetos. Por esta razón, el número de Avogadro seestablece para “entidades químicas”, llámese, átomos, moléculas, iones, partículas, electrones, etc.Entendiendo que las “entidades químicas son invisibles a nuestros ojos”, son partículas muypequeñas, por lo tanto, para comprender y cuantificar a ellas se hace necesario un número muygrande (6,02213677·1023).

Si queremos por ejemplo comprar zapatos, calcetines, guantes, es obvio que debemos comprarlos dea “par” (2), si compramos hojas de máquina debemos comprarlas por “resma” (500) y si porsupuesto quisiéramos comprar “entidades químicas” tenemos que comprarlas por “MOL”(6,02213677·1023).

Por definición MOL es una cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidadeselementales como el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12. Los científicos estabanconvencidos de que el número de átomos de carbono que hay en 12 gramos de carbono (o el númerode átomos en cualquier peso atómico gramo) debía ser muy grande. Pero no tenían idea de sumagnitud hasta que Josef Loschmidt intentó medir en 1865 el tamaño de las moléculas de aire.Loschmidt encontró que las moléculas tenían alrededor de una millonésima de milímetro de diámetro,lo cual significa que un peso molecular gramo debe contener 4·1022 moléculas. Esta estimación no fuedel todo mala tratándose de un primer intento.

Las mediciones posteriores, con base en diversas estrategias, han mostrado que el diámetro real delas moléculas de aire es un poco más pequeño que el determinado por Loschmidt, y que el número demoléculas presentes en un peso molecular gramo es de 6,02·1023. En los países donde se hablaalemán, la cifra 6,02·1023 se conoce comúnmente como “número de Loschmidt” pero en casi todo elresto del mundo se le llama número de Avogadro, no obstante que Avogadro nunca conoció lamagnitud de este número, pues se midió hasta después de su muerte.

Algunos ejemplos ilustrativos:

Nº MOLÉCULAS MOLÉCULANº ÁTOMOS

TOTALESCANTIDAD DE ÁTOMOS

PARCIALES1 Agua (H2O) 3 2 hidrógeno y 1 Oxígeno

10 Hidróxido de Sodio (NaOH) 3010 de Sodio, 10 de Oxígeno y 10

de Hidrógeno

6,02·10 23 Cloruro de Calcio (CaCl2) 3·6,02·1023 6,02·1023 de Calcio y 12,04·1023

de Cloro

500 Hidrógeno gaseoso (H2) 1000 1000 átomos de Hidrógenoatómico

100 Bicarbonato de sodio (NaHCO3) 600100 de Sodio, 100 de Hidrógeno,

100 de Carbono y 300 deOxígeno

0,5 MOLES Ozono (O3) 1,5·6,02·1023 9,03·1023 de Oxígeno

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Completa la tabla:

PESO ATÓMICO

Una vez aclarado en parte el concepto del mol, la labor será introducir un nuevo conceptoíntimamente relacionado con el número de Avogadro, el peso atómico.

Las “entidades químicas”, llámese iones, átomos, moléculas, etc. Son ínfimas en tamaño y por lotanto, en peso (tienen poca masa). Cuantificarlas, medirlas, no es tarea fácil.No existe instrumental científico tan avanzado (mucho menos en la época en que se estudió sumasa) que permita conocer el peso de una partícula a la vez; sería irrisorio concebir una balanzapara masar una partícula prácticamente “invisible”.

De aquí viene el concepto de peso atómico molar, y corresponde al peso en gramos de unacantidad fija de átomos.

Precisamente 1 mol de átomos de cloro (6,02·1023 de éstos),corresponde al peso atómico molar y se expresa en unidades degramos/mol. Como habíamos dicho en el tema anterior esta cantidadsí es cuantificable, por lo tanto, es una gran ayuda para determinarla masa de la totalidad de los elementos de la tabla periódica. Deeste modo, 1 mol de átomos de cloro tiene un peso aproximado de35,453 gramos, correspondiente al peso total de 6,02·1023 átomosdel halógeno.

Ahora bien, la masa de un solo átomo es una cantidad relativa, debemos expresarla en relacióncon la de otro usado como patrón.

Por acuerdo, un átomo del isótopo de carbono tiene una masa “exacta” de 12 u.m.a., de modoentonces, que 1 u.m.a. se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de unátomo de carbono 12.

Nº MOLÉCULAS MOLÉCULANº ÁTOMOS

TOTALESCANTIDAD DE ÁTOMOS

PARCIALES

40PBr3

(Tribromuro de Fósforo)AgCl

(Cloruro de Plata)10

6,02·1023 CH3COOH(Ácido Acético)

4 mol FeS(Sulfuro de Hierro II)

KOH(Hidróxido de Potasio)

6,02·1023 de potasio, 6,02·1023 deoxígeno y 6,02·1023 de hidrógeno

0,01 molHCl

(Ácido Clorhídrico)KMnO4

(Permanganato de Potasio)600

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Se infiere, por ejemplo, que en promedio el átomo de litio (Z=3), corresponde sólo a un 57,84 %de la masa del átomo de carbono 12. Aceptando que el peso de un átomo de carbono es 12u.ma., podemos concluir que la “masa atómica” del litio debe ser

0,5784·12 = 6,941 u.m.a.

121

m C12 = 1 u m a 1 u m a = 1,66∙10-24 gramos

Así, cuando nos referimos a la masa atómica o peso atómico estamos hablando de un átomo, ycuando hablamos de peso molar atómico o peso molar de un compuesto nos referimos a la masade un mol de estos átomos o moléculas (6,02·10 23 entidades).

En las tablas de pesos atómicos no aparecen valores enteros, puesto que los valores que allí setabulan son promedios de las masas atómicas de los isótopos, considerando sus abundancias en lanaturaleza.

Ejemplos:

La masa molar del NaOH es 40 g/mol significa que un mol de moléculas de NaOH presenta unamasa de 40 gramos, es decir, 6,02·1023 moléculas de NaOH tienen una masa de 40 gramos.

Entonces:

una molécula tiene una masa de 40 / 6,02·1023 gramos. dos moles de NaOH corresponde a una masa de 80 gramos. en 200 gramos hay 5 moles de moléculas de NaOH.

VOLUMEN MOLAR

Cuando tratamos el número de Avogadro se hizo mención a la ley que lleva su nombre. De éstanace el concepto de volumen molar.

Si muchos átomos o moléculas provenientes del mismo elemento o compuesto son idénticos,entonces el volumen ocupado por cada uno de ellos debe ser necesariamente el mismo. Ahorabien, la ley de Avogadro establece que un volumen idéntico de partículas siempre tiene el mismonúmero de entidades.

En el caso de los gases el asunto es muy interesante; imaginemos 2 gases distintos, (por ejemplohelio y metano), convengamos que ambos son sustancias, sin embargo, el metano (CH4) es uncompuesto y el helio no. El hidrocarburo es mucho más pesado que el helio (su peso molecular es4 veces mayor). Existe una diferencia notable en el tamaño de ambas partículas. Lo asombroso esque si ambos gases están a la misma presión, a la misma temperatura y con el mismo número departículas, el volumen ocupado por ellas en ambos casos debe ser el mismo.

Ahora expliquemos que no cualquier presión, temperatura ni número de partículas, soncondiciones especiales, se le denomina a este estado, condiciones normales de presión ytemperatura.

A la presión de 1 atmósfera, temperatura de 0º Celsius (273,15 Kelvin) y cantidad de partículascorrespondiente a 1 mol (6,02·1023 partículas), el volumen ocupado por estos gases y cualquiergas es de 22,4 Litros.

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Toma nota:

Un mol del gas CO en condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 litros, al igual que un moldel gas N2 en esas condiciones.

Ahora, la masa molar de CO es 28 g/mol al igual que la masa molar de N2, por lo tanto, encondiciones normales ambos gases presentan igual densidad (28/22,4 g/L).

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

La ley de conservación de la masa (A. Lavoisier) establece que la materia no se crea ni sedestruye durante un cambio químico. La masa total de reactivos participantes siempre es igual ala masa de los productos obtenidos. Independiente de la reacción involucrada (tipo ocaracterísticas de las especies participantes), la masa permanece inalterable, invariable.

Puesto de esta manera tenemos que:

A + B C + D + E

10g 20g 15g 10g 5g

Rescatemos de lo anterior algunas cosas importantes:

Estamos frente a lo que denominamos una REACCIÓN QUÍMICA (la naturaleza de loscomponentes cambia, se forman sustancias nuevas).

Las especies químicas de la izquierda se denominan REACTANTES (o reaccionantes); A y B. Para que A y B “reaccionen” deben colisionar, deben “chocar”, con energía suficiente para

que se transformen en las especies de la derecha. C, D y E se denominan “PRODUCTOS” y se forman de manera “espontánea” si A y B

colisionan con la energía suficiente. La suma de las masas de los reactantes es 30 gramos, y corresponde en masa a la misma

cantidad de los productos. Las cantidades de productos no deben ser necesariamente equitativas en masa, podemos

ver claramente que C es el que se forma en cantidad mayor y E en menor proporción. Proust resuelve el problema de las cantidades estableciendo que los reactantes

“reaccionan” en cantidades y proporciones fijas, y de ellos depende la cantidad de productoformado y la proporción de los mismos.

Independiente de la naturaleza y estado de los componentes, la Ley de Lavoisier se cumplea cabalidad.

Es muy común encontrarnos con reacciones químicas acompañadas de números que preceden alos átomos o moléculas involucradas. Éstos justifican matemáticamente la cantidad de partículas(expresadas en términos de mol) que reaccionan para formar productos. Llamaremos a estascantidades “moles estequiométricos de la reacción”.

Asignar estas cantidades implica forzosamente un balance matemático que puede ser “al tanteo”(no recomendado por supuesto) y un balance algebraico (como si se tratara de un sistema simplede ecuaciones matemáticas).

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LEYES PONDERALES

Al final del siglo XVIII; Lavoisier, Joseph Proust y Richter introdujeron el uso de la balanza en loslaboratorios químicos y con ello cambiaron para siempre el estudio de esta disciplina. Sus estudiosdeterminaron que en un cambio químico se conserva la materia total y además las cantidades deelementos utilizados permanecen inalteradas.

Demostraron que en cada compuesto estudiado, la proporción en peso de los elementos presentesera siempre la misma. Así, el agua contiene siempre una proporción fija de 11,2% de Hidrógeno y88,8% de Oxígeno. El carbonato de calcio puro (caliza) contiene siempre 40% de Calcio, 12% deCarbono y 48% de Oxígeno. El gas metano contiene siempre 75% de Carbono y 25% deHidrógeno.

Estos descubrimientos están resumidos en la ley de las proporciones definidas que afirma:“Cuando los elementos se combinan para formar compuestos lo hacen siempre enproporciones en peso definidas”, o bien, “Cuando dos o más elementos se combinan paraformar un mismo compuesto, lo hacen en proporciones fijas”.

LA LEY DE DALTON

“Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto,los diferentes pesos de uno de ellos, que se combinan con el mismo peso del otro,

están en una razón de números enteros y pequeños”.

Los óxidos del nitrógeno proveen una buena demostración de este principio: los pesos delNitrógeno que se combinan con 16 gramos de Oxígeno en N2O, NO y NO2 son respectivamente 28,14 y 7 gramos que se encuentran en la razón 4 : 2 : 1.

ESTEQUIOMETRÍA

Es la relación cuantitativa entre los reactivos utilizados y los productos generados en una reacciónquímica. Esta relación puede ser en gramos, litros, moles, moléculas etc.

DEFINICIONES PREVIAS

PESO EQUIVALENTE (P.E)

El peso equivalente se puede definir de tres maneras distintas, las que se usan según su lareacción que se esté estudiando. El peso equivalente es la masa de un elemento que:

se combina con 8 gramos de Oxígeno. combina con 1 gramo de Hidrógeno. desplaza 11,2 litros de Hidrógeno de una reacción en condiciones normales.

VALENCIA (N)

Se puede decir que corresponde a la capacidad de un átomo para enlazarse, y se puede calcularpor el cuociente entre el peso atómico (P.A.) y el peso equivalente (P.E.)

P.EP.An

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FÓRMULA QUÍMICA

Ésta nos indica la relación de átomos o moles de átomos combinados para formar moléculas.

Un ejemplo: HNO3 (ácido nítrico), se interpreta como:

Fórmula Empírica y Fórmula Molecular

La fórmula empírica de un compuesto representa la proporción mínima de átomos que hayen la molécula de dicho compuesto.

La fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en lamolécula de compuesto.

Compuesto Fórmula Molecular Fórmula EmpíricaAgua Oxigenada H2O2 HO

Ácido Acético CH3COOH CH2OGlucosa C6H12O6 CH2O

Podemos reunir los conceptos estudiados de la siguiente manera:

2 N2(g) + O2 (g) 2 N2O(s)

2 moles 1 mol 2 moles2 moléculas 1 molécula 2 moléculas56 gramos 32 gramos 88 gramos44,8 litros 22,4 litros 44,8 litros

Reacción de formación de óxido nitroso a partir de Oxígeno y Nitrógeno gaseoso Conservación de la masa (ley de Lavoisier) Proporción fija de combinación Oxígeno/ Nitrógeno (1/2) 2 moles de N2 reaccionan con 1 mol de O2 para formar 2 moles de N2O 2 moléculas de Hidrógeno reaccionan con una molécula de Oxígeno formando dos

moléculas de agua 56 gramos de N2 reaccionan con 32 gramos de O2 para formar 88 gramos de H2O 44,8 litros de N2 reaccionan con 22,4 litros de O2 para formar 44,8 litros de N2O en

CNPT (1 atm. y 0º C).

Nota: es evidente que los últimos puntos referidos son formas de expresar esta reacción, nose relacionan entre sí.

HNO3

1 mol de átomos de Hidrógeno1 mol de átomos de Nitrógeno3 moles de átomos de Oxígeno

1 átomo de Hidrógeno1 átomo de Nitrógeno3 átomos de Oxígeno

UnaMolécula

1 mol deMoléculas

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EL REACTIVO LIMITANTE

Hasta el punto anterior hemos revisado reacciones donde los reaccionantes están en proporcionesideales, pero en la vida real siempre hay factores que afectan la normal evolución de unareacción, reacciones colaterales, productos no esperados, cantidades no estimables y lo máscorriente es que parte de algún reactivo utilizado se mezcla con el producto obtenido. Al llevar acabo una reacción es muy común que se mezclen reactivos en una proporción indebida, en estecaso existirá un reactivo en “exceso” y uno “limitante”. Ocurrirá entonces que el “limitante” seacabará por completo y de él dependerá exclusivamente la cantidad de producto obtenido.

El análisis del reactivo limitante debe hacerse con sumo cuidado no perdiendo de vista que lareacción química en cuestión debe estar correctamente balanceada. Es posible tambiéncalcular la cantidad de reactivo que queda en exceso teniendo claro la relación fija en la que estánrelacionados.

Pongamos un ejemplo aclaratorio:

H2(g) + N2(g) NH3(g)

En esta reacción claramente no están balanceadas las cantidades estequiométricas, por lo tanto,es imposible saber cuánto producto se formará, ni cuál es el reactivo en exceso.

Una vez balanceada tenemos:3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)

De aquí interpretamos lo siguiente en teoría:

Si tenemos 3 moles de Hidrógeno gaseoso y los hacemos reaccionar con 1 mol exacto deNitrógeno gaseoso, la máxima cantidad de amoníaco que podemos obtener es 2 moles. Tambiénpodemos decir que por cada 3 moles de Hidrógeno tenemos que tener 1 mol de Nitrógeno y quepor tanto, la relación de combinación es 3:1.

Hasta aquí, todo bien, pero pensemos lo siguiente:

Supongamos que la realidad es otra, y que tenemos en el laboratorio 6 moles de cada uno y losagregamos de una vez a un recipiente esperando que se forme amoníaco.

Debemos tener claro que no todo va a reaccionar, así que evidentemente habrá un reactivo quesobre y otro que se acabe en algún momento.

Hagamos un cálculo bastante simple y útil para resolver la incógnita:

1) Pensemos primero que el reactivo limitante es el Hidrógeno y que por tanto se acabaráprimero.

Diremos:

Teóricamente, según la ecuación balanceada, 3 moles de Hidrógeno reaccionan con 1 mol deNitrógeno. Ahora bien, según los datos cuento en realidad con 6 moles de Hidrógeno, y enestas condiciones, deben reaccionar necesariamente 2 moles de Nitrógeno y dado que dispongode 6 moles , gasto 2 y me sobran 4, claramente hay un exceso de Nitrógeno.

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Si no queda claro pensémoslo de otro modo:

2) supongamos ahora que el Nitrógeno es el reactivo limitante.

Diremos:

Teóricamente, según la ecuación balanceada, 1 mol de Nitrógeno reacciona con 3 moles deHidrógeno. Ahora bien, según los datos cuento en realidad con 6 moles de Nitrógeno, y enestas condiciones, deben reaccionar necesariamente 18 moles de Hidrógeno, sin embargo sólodispongo de 6 moles de Hidrógeno así que nuestra suposición inicial está errada.

Con esto queda demostrado que es el Hidrógeno el reactivo limitante.

Entonces el reactivo limitante es aquel que se consume primero y por esto es el que genera unamenor cantidad de producto.

PROBLEMAS

1. En cierta masa del compuesto benceno están combinados 4,61 g. de carbono con 0,39 g. dehidrógeno. ¿Cuál es la composición centesimal del compuesto?

2. El óxido de hierro, contiene un 30% de oxígeno.

a) ¿Qué masa de Fe hay en 40 g. de óxido?b) ¿Qué masa de O se combinaría con 55,85 g. de Fe?

3. Al hacer reaccionar 4,5 g. de magnesio en polvo con 52,5 g. de yodo se produce unareacción violenta y con el calor desarrollado sublima un exceso de 4,875 g. de yodo. ¿Cuáles la composición centesimal del compuesto formado?

4. La masa del calcio en el sulfuro de calcio es 1,25 veces la masa de azufre.

a) ¿Cuántos gramos de cada elemento se requiere para preparar 7,2 g. de compuesto?b) ¿Cuál es la composición centesimal del compuesto?

5. Si 0,4 g. de oxígeno se combinan con 0,35 g. de litio. ¿Cuál es el PE del litio?

6. El óxido de aluminio contiene 48% de oxígeno. ¿Cuál es el PE del aluminio?

7. En una reacción de cobalto y ácido clorhídrico, 8 g. de Co desplazaron 0,272 g. deHidrógeno. ¿Cuál es el PE del cobalto?

8. El análisis de un cloruro de estaño revela el siguiente resultado: 45,5% de Sn y 54,5% de Cl.Si el peso equivalente del cloro es 35,5 g/eq. ¿Cuál es el peso equivalente del estaño?

9. En un compuesto formado por los elementos A y B, el peso equivalente del primero es 45g/eq. y el del segundo es 11 g/eq.

a) ¿Qué masa de A se combinaría con 12 g. de oxígeno?b) ¿Qué masa de B se combinaría o desplazaría de una reacción a 4 g. de hidrógeno?c) ¿Qué masa de A se combinaría con 25 g. de B?

10. Un óxido de plomo contiene 13,37% de oxígeno. Sabiendo que el PA aproximado del plomoes 205 g/mol, calcular el PA exacto de este elemento.

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11. En el compuesto PtCl4 que contiene 57,86% de Pt y 42,14% de Cl, el PE del cloro es 35,5g/eq. Si el PA del Cl es 35,5 ¿Cuál es el PA del Pt?

12. ¿Cuántas moléculas de azúcar (C12H22O11) hay en 1/2 Kg. de este compuesto?(PA: C = 12; O = 16; H = 1).

13. Si el peso atómico del Cu es 55,85 g, ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de Cu?

14. El bromo es un halógeno diatómico, que se encuentra en forma líquida, 1 litro de estecompuesto pesa alrededor de 3,120 Kg, ¿cuántos átomos de bromo puedo encontrar en 1litro de Br2?(PA: 79,9)

15. El paracetamol es un conocido analgésico de fórmula C8H9NO2, en cada pastilla hay cerca de0,3 g de compuesto, ¿cuántas moléculas de paracetamol hay en 0,3 gramos?(PA: C = 12; H = 1; N = 14; O = 16.)

16. ¿Cuántos átomos hay en 10 moles de Ne?

17. ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 6,5 moles de Al(NO3)3?

18. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 10g. de Ciclohexanol (C6H12O)?

19. Si 4 x 1020 moléculas de una sustancia pesan 250 mg., ¿Cuál es el peso molecular de lasustancia?

20. La cafeína es un alcaloide compuesto por 49,49% de C; 5,16% de H; 28,86 % de N y16,49% de O. En 150 gramos de cafeína cuantos átomos hay de C?(PA: C = 12; H = 1; N = 14)

Respuestas

1. 92,31% de C y 7,69% de H. 2. a) 28 g. de Fe. b) 23,93 g. de O.

3. 8,63% de Mg. y 91,37% de yodo. 4. a) 3,2 g. de S y 4 g. de Ca. b) 55,55% de Ca y 44,45% de S.

5. 7 g/eq. 6. 9 g/eq. 7. 29,45 g/eq. 8. 29,6 g/eq.

9. a) 67,5 g. b) 44 g. c) 102,27 g. 10. 207,2 g/mol

11. 195 g/mol 12. 8,8 ∙1023 moléculas 13. 9,28 ∙10-23 g.

14. 2,35 ∙1025 átomos 15. 54 g. 16. 10 moles de átomos o 6,02 1025

17. 58,5 moles 18. 6,02 ∙10 22 átomos 19. 376,25 g/mol

20. 3,72 1024 átomos.

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 05

Para la resolución de algunos ejercicios, se adjunta una parte de la Tabla Periódica de losElementos.

1H1,0

Número atómico

Masa atómica

2He4,0

3Li6,9

4Be9,0

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

16,0

9F

19,0

10Ne20,2

11Na23,0

12Mg24,3

13Al

27,0

14Si

28,1

15P

31,0

16S

32,0

17Cl

35,5

18Ar39,9

19K

39,1

20Ca40,0

1. Cuando el metano CH4 se combustiona completamente, los productos gaseosos obtenidosdeben ser

A) H+ y OH-

B) C y H2

C) CO2 y H2OD) C y H2O2

E) H3O+ y SO2

2. La licuación de un gas y la congelación de un líquido, son fenómenos

I) considerados cambios físicos.II) que ocurren con liberación de energía.III) que corresponden al mismo cambio de estado.

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo I y II.E) I, II y III.

16

3. El Grafito, el Diamante y el Fulereno

I) son mezclas homogéneas.II) presentan carbono en su estructura.III) son alótropos del Oxígeno.

Es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo I y II.E) sólo II y III.

4. Respetando el Principio de Conservación de la Masa en la siguiente reacción química NObalanceada, los valores para b, c y d; cuando a toma el valor 1 deben ser

a C5H12 + b O2 c CO2 + e H2O

a b c d

A) 1 5 6 2B) 1 8 5 6C) 1 6 8 2D) 1 2 4 6E) 1 8 2 5

5. 3 moles de gas CH4 tienen una masa en gramos de

A) 64B) 60C) 16D) 160E) 164

6. En 1 mol de moléculas de Oxígeno molecular O2, el número de átomos debe ser

A) 1B) 3C) 6,02·1023

D) 2·6,02·1023

E) 6,02·1023/2

7. 2 moles de un gas ideal; en condiciones tales que la temperatura y presión que soporta es 0ºCy 1 atmósfera, ocupan un volumen en litros de

A) 22,4B) 11,2C) 44,8D) 89,6E) 112

17

8. 1 Kilogramo de CaCO3 (carbonato de Calcio) equivale en moles a

A) 0,05B) 0,1C) 1,0D) 10E) 100

9. En la siguiente reacción química

2 Li + 2 H2O 2 LiOH + H2(g)

Es posible deducir correctamente que

I) se cumple el principio de conservación de la masa.II) a partir de 2 moles de Li se producen 2 gramos de H2.III) en la reacción se produce 1 mol de hidrógeno gaseoso por cada mol de Li.

A) Sólo II.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo I y III.E) I, II y III

10.Para formar 1 mol exacto de Agua, se necesitan 16 gramos de Oxígeno (O2) y...

A) 1 mol de H2

B) 2 gramos de H2

C) 0,5 moles de H2

D) 4 gramos de H2

E) 4 moles de H2

11.H2SO4 y NaCl son ejemplos de

A) mezcla.B) elementos.C) compuestos.D) átomos.E) alótropos.

12.Si la fórmula mínima para un compuesto es C2H6O, entonces, su fórmula molecular podría ser

A) C2H6O3

B) C2H4O6

C) C3H6O2

D) C4H2O4

E) C12H36O6

18

13.El dióxido de azufre es un gas a temperatura ambiente (21ºC). Su fórmula es SO2 y su masamolar es 64 g/mol, por lo tanto, la masa de 3 moles de SO2 (en gramos) tiene valor

A) 32B) 64C) 96D) 192E) 200

14.En 1 mol de la sal KCl, disuelta en agua debe(n) haber

I) 6,02·1023 moles de K+.II) 6,02·1023 iones K+.III) 6,02·1023 iones Cl-.

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo II y III.E) I, II y III.

15.Cuando 1 mol de C3H8 se combustiona con 5 moles de O2, de acuerdo con

C3H8 + 5 O2 La cantidad de producto formado debe ser

CO2 H2O

A) 4 moles 2 molesB) 2 moles 3 molesC) 3 moles 4 molesD) 4 moles 3 molesE) 1 mol 5 moles

16.Si 1 mol de compuesto presenta una masa de 100 gramos, entonces, la masa de 0,1 mol delmismo compuesto será de

A) 10B) 50C) 90D) 100E) 150

19

17.La cifra 6,02·1024 puede indicar correctamente

I) 1 mol de átomos.II) 10 moles de moléculas.III) 10 moles de electrones.

A) Sólo II.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo I y III.E) Sólo II y III.

18.Para formar 2 moles de agua a partir de sus gases precursores H2 y O2, de acuerdo con

O2(g) + H2(g) H2O(g) (No balanceada)

Se necesitan exactamente

O2 H2

A) 0,5 moles 0,5 molesB) 0,5 moles 1,0 molC) 1,0 mol 1,0 molD) 2,0 moles 1,0 molE) 1,0 mol 2,0 moles

19.En 80 gramos del compuesto NaOH hay contenidos (ver tabla periódica)

A) 1 mol.B) 2 moles.C) 3 moles.D) 4 moles.E) 5 moles.

20.Considerando el número de Avogadro, 18,06·1023 partículas corresponden exactamente a

A) 3 moles.B) 4 moles.C) 5 moles.D) 10 moles.E) 18 moles.

DMDO-QT05

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