qmc99-fcpn castañeta

7/22/2019 QMC99-FCPN castañeta

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Curso Pre – Universitario Quìmica-99

Quimica-99 Página 1

PROLOGO

Muchas Veces hemos deseado tener a mano; un resumen de algún texto conel fin de adquirir una rápida información.

El presente “texto - guía”, de consulta rápida en su segunda edición,pretende mostrar un programa de los temas que abarca la materia de química en elcurso pre-universitario y son precisamente los que constituyen la base para elestudiante de este nivel.

Por otra parte, el hecho de que el texto sea un resumen, y al contener una

guía de ejercicios le confiere una agilidad en su presentación.

Sin duda alguna, el presente texto-guía será muy útil para todos losestudiantes del curso preuniversitario.



Curso Pre - Universitario

Química-99 Página 2

INDICE

CAPITULO 1: INTRODUCCION A LA QUIMICA1.1 ¿Qué estudia la Química?

1.2 Materia y sus propiedades1.3 Sistema y FaseSistemas Homogéneos y HeterogéneosSistemas abiertos, cerrados y aislados

1.4 Sustancia y Sustancia Pura1.5 Mezcla y combinación1.6 Estados de Agregación de la Materia:

Sólido, Líquido, gaseoso, movimiento molecular, cohesividad, cambios deestado

1.7 Problemas

CAPITULO II: CONCEPTOS FUNDAMENTALES2.1 Calor y Temperatura2.2 Densidad y Peso Específico2.3 Isótopos, Isóbaros e Isótonos – Número Atómico y número de masa2.4 Peso Atómico, Átomo-gramo, Molécula y Peso molecular2.5 Número de Avogadro y Concepto de mol2.6 Las primera Leyes fundamentales de la Química

2.6.1 Ley de la “Conservación de la materia”. 2.6.2 Ley de las “Proporciones Constantes”

2.6.3 Ley de las “Proporciones Múltiples” 2.6.4 Ley de los volúmenes de Combinación

2.7 Problemas

CAPITULO III: BALANCE DE MATERIA3.1 Introducción3.2 Peso Equivalente

3.2.1 Peso Equivalente-gramo3.2.2 Cálculo de pesos equivalentes

3.3 Procesos sin reacción Química–

Formas de Expresar las concentraciones deMezclas y disoluciones 3.3.1 Unidades de concentración físicas:

% peso-peso. %peso-volumen, % volumen-volumen y partes por millón.3.3.2 Unidades de concentración Químicas: molaridad y normalidad.

3.4 Composición Centesimal3.5 Determinación de Fórmulas de Compuestos: Fórmulas Empírica y Molecular3.6 Igualación de Ecuaciones químicas: Método ión – electrón3.7 Cálculos a partir de las Ecuaciones Químicas

3.7.1 Relación peso - peso

3.7.2 Relación peso - volumen3.7.3 Relación volumen – volumen





3.8 Problemas

CAPITULO IV: EL ESTADO GASEOSO

4.1 Introducción4.2 Características de los Gases4.3 Variables de estado

4.3.1 Temperatura4.3.2 Volumen4.3.3 Presión

4.3.1.1 Presión Barométrica4.3.1.2 Presión Manométrica4.3.1.3 Presión Absoluta

4.4 Las Leyes de los gases Ideales4.4.1 Ley de Boyle4.4.2 Ley de Charles4.4.3 Ley de Gay Luzca4.4.4 Ley Combinada4.4.5 Ley de Dalton4.4.6 Ley de Avogadro4.4.7 Ley General de los Gases Ideales

4.5 Problemas

ANEXO AA.1 GENERALIDADESA.2 NOMENCLATURA INORGANICA

A.2.1 Compuestos BinariosA.2.1.1 Compuestos binarios Oxigenados, óxidos básicos, peróxidos,

Óxidos salinos y anhídridos.A.2.1.2 Compuestos Binarios hidrogenados; hidruros y ácidos

HidrácidosA.2.2 Compuestos Ternarios; hidróxidos, ácidos oxácidos

A.2.3 Radicales InorgánicosA.2.3.1 Sales: halideas y oxisales – neutras, ácidas, básicas y dobles

ANEXOBB.1 NOMENCLATURA ORGANICA

B.1.1 Hidrocarburos: alcanos, alquenos y alquinosB.1.2 Funciones Oxigenadas; alcoholes, ácidos carboxílicos, ésteres

y aldehídos





1.1 ¿Qué Estudia la Química?La química es una parte de la ciencia que estudia a la materia, sustransformaciones, constitución, propiedades, las energías involucradas en elproceso de transformación y su comportamiento.Es tan importante esta ciencia que hoy gracias a su desarrollo conocemos todotipo de productos que nos benefician de muchas maneras; así por ejemplo; losalimentos, medicamentos, ropa, cerámicos, plásticos, calzados, compuestosquímicos inorgánicos y orgánicos, etc.

1.2 MATERIA Y SUS PROPIEDADESLa materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. Todaporción de materia es denominada también “cuerpo”. Ejemplos: personas, animales, árboles, tizas, pupitres, focos, bacterias, virus, etc.

PROPIEDADES DE LA MATERIALas propiedades de la materia se clasifican en:

INTENSIVAS EXTENSIVAS

Son aquellas que no dependen de lacantidad de materia.Ejemplo: Temperatura, punto defusión, dureza, color, etc.

Son aquellas que dependen de la cantidadde materia.Ejemplo: volumen, peso, cantidad decalor, tamaño, etc.

1.3 SISTEMA Y FASE

El SISTEMA es una parte del Universo sometida a investigación.La FRONTERA es el límite a través del cual interacciona el sistema con su medioambiente.El AMBIENTE es el espacio que rodea al sistema.

CAPITULO I





Frontera

Ambiente

Se llama FASE a un sistema física y químicamente uniforme.Ejemplo: mezcla de agua y azúcar que presenta una sola fase.La cantidad de agua y azúcar (concentración) es la misma en cualquier punto delsistema.

SISTEMA HETEROGÉNEO.- Los sistemas heterogéneos son sistemas quepresentan dos o más fases.Ejemplos: mezcla de agua y aceite, sopa, universo, reloj, rio turbulento, etc.

Aceite Agua

H2O

Aceite

SISTEMA HOMOGÉNEO.- Los sistemas homogéneos son sistemas quepresentan una sola fase.Ejemplos: Agua , gasolina, bronce, plata, oro, mezcla de agua y sal, etc.

AguaKCl Solucion de KCl

Los sistemas homogéneos y heterogéneos pueden ser abiertos, cerrados y aislados.

SISTEMAS ABIERTOS.- Son sistemas que intercambian materia y energía consu medio ambiente.

SISTEMA





Ejemplo: un animal, un plato de sopa, una persona, una bomba de agua enfuncionamiento, etc.SISTEMAS CERRADOS.- Son sistemas que intercambian energía, pero nomateria con su medio ambiente.

Ejemplo: Un foco encendido, una piedra, una hornilla eléctrica, etc.SISTEMAS AISLADOS.- Son sistemas que no intercambian materia ni energíacon su medio ambiente. Realmente no existen sistemas aislados como tal, soloexisten sistemas aislados aproximados.Ejemplos: un termo, un conservador, etc.

1.4 SUSTANCIA Y SUSTANCIA PURALos sistemas homogéneos se dividen en sustancias y sustancias puras.

SUSTANCIA Son sistemas homogéneos de composición variable.Ejemplo: mezcla de agua y sal en diferentes proporciones.

SUSTANCIA PURA Son sistemas que constan de un solo componente, el cual tienecomposición fija e invariable. Las sustancias pueden ser elementos y compuestos.

Elementos → Ejemplos: Fe, Mn, Cu, Au, etc. Compuestos → Ejemplos: H2O, H2SO4, CO, ClH, etc.

1.5 MEZCLA Y COMBINACIÓNMEZCLA Las mezclas en general, son asociaciones de dos o más sustancias, en las

cuales cada una conserva su identidad propia; es decir no existe transformaciónintima entre sus componentes.Las mezclas pueden ser homogéneas y heterogéneas.Ejemplo:

Agua y arena (mezcla heterogénea) Alcohol y agua (mezcla homogénea) Azúcar y agua (mezcla homogénea) Arena y azúcar (mezcla heterogénea)

COMBINACIÓN Es la unión intima (de átomo a átomo) de dos o más elementos ocompuestos, en proporciones definidas, dando como resultado sustancias depropiedades diferentes a los que los originaron.Ejemplo:

O H COOCH 2224 22

DIFERENCIA ENTRE MEZCLA Y COMBINACIÓNMezcla: (Fenómeno Físico)

La proporción de los componentes es variable. Para producir una mezcla se requiere de un mínimo de energía. Los cambios son superficiales.





Los componentes mantienen sus propiedades. Se separan con relativa facilidad.

Combinación: (Fenómeno Químico)

La proporción de los componentes es fija e invariable. Para producir una combinación se requiere de cierta energía. Los cambios son profundos. Los componentes cambian sus propiedades. No se pueden separar con facilidad.

CAMBIOS FÍSICOS.- Son procesos durante la cual una sustancia cambia suapariencia física; pero no su identidad básica.Ejemplo: Evaporación del agua, el agua al pasar del estado líquido al estado gaseosono cambia sus propiedades químicas y tampoco su composición. Fusión del hielo, de

igual forma no hay cambios en su estructura.

CAMBIOS QUÍMICOS.- Llamadas también reacciones químicas. Es un cambio queimplica la transformación de una sustancia en otra física y químicamente diferente.Ejemplo: la combustión de la madera, oxidación del hierro, el gas metano alquemarse se convierte en dióxido de carbono y agua, etc.

O H COOCH 2224 22

1.6 ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIALos estados de la materia básicamente son: sólido, líquido y gaseoso, donde lasmoléculas desarrollan fuerzas de cohesión y fuerzas de repulsión.Para determinar los “Estados de agregación de la materia “debemos partir delanálisis de las características del movimiento molecular; grado de orden ycohesividad de los cuales obtendremos una clasificación de la materia; es decirdefiniremos las características de las fases sólida, líquida y gaseosa.

SÓLIDO LIQUIDO GAS

MOVIMIENTO MOLECULARLos tres movimientos más importantes son:

TRASLACIONAL.- Que indica el cambio de posición con poca probabilidadde retorno al estado inicial.





ROTACIONAL.- Es aquel movimiento que realizan alrededor de un eje quepasa por su centro de gravedad.

VIBRACIONAL.- Movimiento que los átomos realizan acercando yalejándose de su centro.

Los sólidos tienen movimiento vibracional.Los líquidos tienen movimientos vibracional y rotacional.Los gases tienen movimientos vibracional, rotacional y traslacional.

GRADO DE ORDEN Y DISTANCIA INTERMOLECULAREn el grado de orden de los estados de la materia solo se tienen dos alternativasque estén ordenadas o desordenadas.

SÓLIDOS Los sólidos presentan estructuras ordenadas de sus átomos y

moléculas. Sus distancias interatómicas o intermoleculares son pequeñascon relación a los líquidos y gases. LIQUIDOS.- Los líquidos tienen moléculas desordenadas y las distancias

intermoleculares son algo mayores que de los sólidos. GASES.- Tienen moléculas completamente desordenadas y sus distancias

intermoleculares son muy grandes.

COHESIVIDADSe define cohesividad como la propiedad que tiene los cuerpos de mantenerseunidos entre si, debido a la interacción y a la acción de las fuerzas de tipo

eléctrico, gravitacionales, fuerzas de Van der Waals; etc.La atracción se hace menos intensa al pasar de la fase sólida a la fase líquida ygaseosa.

Estado Sólido.- Las fuerzas de cohesión entre sus moléculas son mayoresque las fuerzas de repulsión, conservan la forma cristalina original máscompacta, presentan volumen y forma definida.

Estado líquido.- La fuerza de atracción en los líquidos es mayor que en losgases y menor que en los sólidos, tienen volumen definido y adoptan la formadel recipiente que los contiene, no son rígidos y son casi incompresibles.

Estado Gaseoso.- Los gases al ser fluidos al igual que los líquidos, adoptanla forma del recipiente que los contiene, las fuerzas de cohesión son casinulas por lo que pueden expandirse con facilidad, no tienen rigidez alguna yson fácilmente compresibles.

CAMBIOS DE ESTADO Fusión.- Es el paso del estado sólido al estado líquido. Ejemplo: el hielo que

se derrite. Sublimación.- Es el paso del estado sólido al estado gaseoso. Ejemplo: Un

ambientador sólido. Vaporización.- Es el paso del estado líquido al estado gaseoso. Ejemplo:cuando hierve el agua.





Solidificación.- Es el paso del estado líquido al estado sólido. Ejemplo:cuando se congela el agua.

Deposición.- Es el paso del estado gaseoso al estado sólido. Ejemplo: laformación de nieve.

Condensación.- Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Ejemplo: lalluvia.

1.7 PROBLEMAS1. Diferencie en los siguientes sistemas, lo que corresponde a un fenómeno físico(F) y un fenómeno Químico (Q):

Mezcla de agua y tierra ( )Digestión de alimentos ( )Secado de las hojas de un árbol ( )La combustión de gas natural ( )

Cristalización de sal común ( )Precipitación pluvial ( )Corrosión de un metal ( )Evaporación de alcohol ( )Ebullición del agua ( )Inhalación de gas cianuro ( )

2. Indique cuales de los siguientes sistemas corresponde a un sistema homogéneo(O) y heterogéneo (H):

Un trozo de mineral ( )

Agua del lago Titicaca ( )Una barra de bronce ( )Un cubo de Hielo ( )Un plato de sopa ( )Lava de volcán ( )Gasolina ( )Aire ( )Gaseosa Salvieti ( )El universo ( )

3. En los siguientes sistemas, indique cuales corresponden a una sustancia pura (P) y cuales a una mezcla (M):

Hielo seco ( )Gasolina Premium ( )Alcohol Toro ( )Azúcar Guabirá ( )Solución de ácido sulfúrico ( )Cristales de cloruro de sodio ( )Diamante ( )

Éter etílico ( )Tinner ( )





Oxido de Titanio ( )

4. Diferencie los siguientes sistemas como: Cerrados (C), Abiertos (A), y aislados(S):

Una bomba de agua en funcionamiento ( )Una máquina cosechadora ( )El cuerpo humano ( )Un Horno eléctrico ( )Un foco encendido ( )Un termo ( )El universo ( )Una roca ( )Una vela encendida ( )

5. Diferencie las siguientes propiedades; como intensivas (I) y extensivas (E):Volumen ( ) Punto de congelación ( )Temperatura ( ) Densidad ( )Olor ( ) Intensidad de color ( )Dureza ( ) Calor ( )Sabor ( ) Fuerza ( )

6. Indique; Cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas (V) y cuales sonfalsas (F):El vidrio es un estado de agregación intermedio entre el líquido y el sólido ( )

- En los sólidos el movimiento de traslación es el más importante ( )- Las gelatinas son sólidas ( )- En un gas, la distancia intermolecular es más pequeña que en un líquido ( )- Los sólidos son incomprensibles ( )- El cuarto estado de la materia es el plasma ( )- La sublimación es el cambio de líquido a sólido ( )- La lluvia es producto de la condensación del agua en la atmosfera ( )- La nieve es el paso del estado gaseoso al estado sólido ( )- Los líquidos se forman necesariamente a partir de los gases ( )

7. Establezca la importancia de las unidades patrón de medida.

8. ¿Qué diferencia existe entre precisión y exactitud?

9. Determine el número de cifras significativas de los siguientes valores:a) 2345 f) 670.59 b) 100 g) 6.023 x 1023 c) 3.2x1024 h) 002376.0 d) 00023.0 i) 789.100034

e) 0450006.0 j) Kmm 11000





10. Redondee a tres cifras significativas las siguientes medidas:a) g 2.300 f) g

310*01.2

b) g 3840.1 g) lb04975.0 c) g 50001.200 h) mL5.508

d) m9.23498 i) g 501.404 e) Km9876.3 j) mL49.27

11. Realice las siguientes operaciones, registrando los resultados con el númerocorrecto de cifras significativas

a) 023.0*7.8 b) 20.2145.987345 c) 0067.023.11456.2

d) )24.3

2()

54

1(

e)

410*1.2

)5678.237.56(

12. ¿Cuál es la unidad de masa en el SI? De un ejemplo:13. ¿Por qué se utiliza la masa en vez del peso en el trabajo científico?14. ¿Qué representa cada una de las siguientes abreviaturas?

g, Kg, ng, mg, lb, L, mL, cm3.15. Transformar las siguientes unidades:

a) 0.495 Km a mmb) 7000ºA a cm

c) 4.00 Kg a lbd) 5.6 g/ml a lb/Le) 333 m/s a millas/h

16. La distancia de La Paz a Copacabana es de 141 Km, exprese esta distancia en m,cm, millas.17. En la carrera La Paz- Oruro, un ciclista amateur desarrolla una velocidad de35.6 Km/h exprese esta velocidad en cm/s18. El consumo promedio de un automóvil es de 12 Km/s calcule la cantidad y elcosto de la gasolina necesario para viajar de la ciudad de La Paz hasta la ciudad deOruro. Averigüe el precio de la gasolina especial y la distancia entre estas

ciudades.19. Al poner en agua 1.00ml de aceite este se reparte uniformemente en un áreade 500 cm2. Exprese el grosor de la película en a) micras b) milimicras, c)nanómetros20. La cotización del estaño en el mercado internacional al 27 de febrero del añoen curso es de 2357.00 $us la tonelada métrica, exprese el precio en Bs/g ,Bs/onza.21. Un proceso químico requiere 80 galones de agua pura por día. El agua disponiblecontenía 12 partes de sal por millón en masa. (esto quiere decir que hay 12 Kg desal en 1000000 Kg de agua) ¿ Qué cantidad de sal debe ser preparada cada día?.Un galón de agua pesa 3.78 Kg.





22. El radio de un átomo de hidrógeno es aproximadamente 0.58ºA y la distanciaentre el sol y la tierra es aproximadamente 1.5 x 108 Km. Encuentre la relación delradio del átomo de hidrógeno a la distancia del sol tierra para cancelar lasunidades.

23. Cada molécula de sacarosa contiene 12 átomos e carbono. ¿Cuántos átomos decarbono están presentes en 8x1056 moléculas?24. Una molécula de ácido palmítico tiene un volumen d e 110ºA, cuando una gota deeste ácido cae sobre el agua, las moléculas se diseminan sobre el agua produciendouna delgada capa de una molécula. La altura de la molécula es de 4.6ºA en estacapa. Calcule el área transversal de la molécula. ¿Qué área en m2 ocuparan6.023x1023 moléculas? El área de 1 A2 es equivalente a 10-20 m2.





2.1 TEMPERATURA Y CALORLa sensación de caliente o frio experimentada por nuestros sentidos, nos permiteconocer el grado o nivel térmico aproximado de los cuerpos. Por lo tanto, latemperatura es una propiedad del sistema que permite definir el nivel caloríficodel mismo.

Existen dos clases de escalas de temperatura:o a) Escala Relativao b) Escala Absoluta

a) Escala RelativaConsideran como referencia el punto de ebullición o solidificación de una mezcla.Las escalas relativas mas usadas son:

Escala Celsius o Centígrado.- (Andrés Celsius 1742).Toma como compuestode referencia el agua: como 0 el punto de solidificación y 100 el punto deebullición, a la presión de 1 atmósfera. Entre estos dos puntos; existen 100

unidades divididas en partes iguales, cada parte representa una unidad detemperatura.Escala Fahrenheit.- (Gabriel Fahrenheit 1724). Toma como 32 el punto defusión del hielo y 212 para el punto de ebullición del agua.

Las relaciones existentes entre estas dos escalas son las siguientes:

b) Escala Absoluta

9

492

5

273

R K

Son las que se consideran al cero absoluto como punto de referencia. Las escalasabsolutas mas usadas son:

Escala Kelvin.- (Lord Kelvin) El punto de congelamiento del agua es 273 oK y el punto de ebullición 373 oK.Escala Ranking.- (John Rankine) El punto de congelamiento del agua es 492

ºR y el punto de ebullición 672 ºR.

CAPITULO II





En general relacionando las cuatro escalas tenemos:

CALORCalor es una forma de energía, producida por efecto del movimiento molecular yque se está transfiriendo continuamente, las unidades más utilizadas son; calorías y

joules.

CALORIAEs la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1.00 g de agua,de 14.5 a 15.5 ºC.

CALORIMETRIALa ecuación fundamental de la calorimetría es:

Donde:Q= cantidad de calor (cal), (Kcal), (J), (Erg)m= masa de la sustancia en (g)Ce= calor específico∆T= variación de temperatura

Nota:

El calor específico (Ce), es una propiedad intensiva que es igual a la cantidad decalor necesaria para elevar en un grado de temperatura la masa de 1.00 g desustancia.

La ecuación mostrada anteriormente nos permite calcular la cantidad de calor quelibera o absorbe un cuerpo al enfriarse o calentarse. Donde Q tendrá signopositivo, si el cuerpo esta ganando energía (en forma de calor), o en otro casotendrá signo negativo, si el cuerpo está perdiendo calor. Se suele denominar “calor

sensible” .Otra ecuación que se usa frecuentemente es:

H mQ L * Donde, m es la masa de la sustancias (g), H es la cantidad de calor liberado oabsorbido por mol de sustancia y QL suele denominarse “calor latente”.

9

492

5

273

9

32

5

ºº

R K F C

T CemQ **

710 =J 1

J4.184 =cal 1

cal1000 = kcal





2.2 DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO* Densidad.-La densidad es la masa de una sustancia que ocupa una unidad devolumen.

* La densidad de los sólidos se expresa en 3/cm g

* La densidad de los líquidos se expresa en mL g / * La densidad de los gases expresa en L g /

La ecuación de la densidad esta expresada por:

Donde: ρ= densidad de la sustancia m= masa de la sustancia

V= volumen de la masa

* Peso Específico.- Denominada también densidad relativa o gravedad específica,es la relación que existe entre la densidad de un cuerpo A con la densidad de uncuerpo B tomado como referencia.Generalmente el cuerpo B es el agua a 4ºC, cuando se trata de sólidos y líquidos,para gases el cuerpo B será el aire, oxigeno o hidrógeno, en condiciones normalesde temperatura y presión (T= 0ºC, P= 1atm).Para comparar masas deben tener el mismo volumen; esto es, la densidad en

general se mide en gramos por centímetro cúbico o en gramos por litro, lo quequiere decir que el volumen es constante, lo único que varia es la masa de cadasustancia.

Como: B A V V

Se tiene:

La densidad del agua a 4ªC es 1 g/cm3, por lo tanto el peso específico del cuerpo Aes numéricamente igual a su densidad, esto quiere decir que el valor es el mismo,con la diferencia de que el peso específico no tiene unidades; mientras que ladensidad si tiene.

2.3. ISOTOPOS, ISOBAROS E ISOTONOS

Los isótopos, isóbaros e isótonos, se representan de la siguiente forma:

V

m

B B

A A

B

A

V m

V m Pe

/

/

B

A

m

m

Pe





A

Z X Donde:

X= es cualquier átomo

A= número de masaZ= número atómico

Número Atómico (Z): es el número de protones o el número de electrones en unátomo neutro.Número de Masa (A): es la suma del número de protones y neutrones que hay enun átomo:

0n p A

Símbolos de las partículas subatómicas:

electronese

neutronesn

protones p

:

:

:0

ISOTOPOS: Son elementos que poseen el mismo número atómico (Z) perodiferente número de masa (A).Ejemplo:

12

6C

13

6C

14

6C

ISOBAROS: Son elementos que poseen el mismo número de masa (A) perodiferente número atómico (Z).Ejemplo:

63

29Cu

63

27Co

ISOTONOS: Son elementos que tienen diferente número atómico (Z) y diferentenúmero de masa (A) pero igual número de neutrones.Ejemplo:

78

34Se

77

33 As

2.4. PESO ATÓMICO. ÁTOMO-GRAMO, MOLÉCULA Y PESO MOLECULARuma (Unidad de masa atómica): doceava parte de la masa de un isótopo de carbono12, tomando en cuenta esta masa y por comparación, se puede determinar el pesoatómico de los elementos.Peso Atómico: Es el promedio ponderado de las masas de los isótopos de unelemento comparado con la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.Ejemplo:





Átomo- Gramo: Es el peso atómico expresado en gramos. La uma es la unidadmicroscópica y de difícil utilización, por lo que a veces se suele utilizar esteconcepto.Molécula: Mínima partícula de un compuesto que aún conserva sus propiedadesfísicas y químicas. Molécula es la unión química de dos o más átomos.Peso Molecular: Es el peso relativo de las moléculas; que resulta de comparar lamasa de una molécula de un compuesto con la doceava parte de la masa de un átomo

de Carbono 12. El peso molecular se obtiene sumando los pesos atómicos de loselementos que forman la molécula.Molécula- gramo: Es el peso molecular expresado en gramos.

1 molécula-g de O 2 = 31.9998 g1 molécula-g de HCl= 36.4609 g

2.5 NÚMERO DE AVOGADRO Y CONCEPTO DE MOLEl número de Avogadro es una constante universal que fue determinada por elfísico italiano Amadeus Avogadro, este número es igual a 6.023 x 1023.

El número de Avogadro es el número de átomos contenidos en un At-g de un

elemento X.Ejemplo: 1 at-g X = 6.023 x 1023átomos X

El número de Avogadro es el número de moléculas contenidos en un mol-g deun compuesto Y.

Ejemplo: 1 mol-g Y= 6.023 x 1023moléculas de Y

Mol es la cantidad de cualquier especie que contenga el número deAvogadro. Por eso en la actualidad, el concepto de mol se usa ampliamente,

tal como se observa en el siguiente cuadro de ejemplos.

2.6 LAS PRIMERAS LEYES FUNDAMENTALES DE COMBINACIÓN

Peso Atómico Elemento

6.939 uma Li

55.847 uma Fe

196.967 uma Au

1 mol de e =23

10*023.6 e

1 mol de iones =23

10*023.6 iones

1 mol de p =

2310*023.6

p

1 mol átomos = 2310*023.6 átomos





Las leyes de combinación son los primeros aspectos de conocimiento químico, en elcual consideraremos las cantidades de sustancias consumidas y producidas en lasreacciones químicas, este campo de conocimiento se conoce como estequiometria.

2.6.1 Ley de la conservación de la masaEsta ley fue enunciada por LAVOISIER (1778) que indica lo siguiente:

“La suma de las masas de los cuerpos reaccionantes es igual a la suma de lasmasas de los cuerpos resultantes”

Esto equivale a decir que la materia no se crea ni se destruye, simplemente setransforma.

Ejemplo:2 H2 + O2 → 2 H2O

4 x 1g + 2 x 16g → 2 x 18g

4 g + 32g → 36 g36 g → 36 g Masa reaccionante = Masa del producto

Actualmente, esta ley tiene una validez relativa ya que en ciertas reacciones comolas nucleares y explosiones atómicas no cumplen esta ley, es decir:

Masa reaccionante ≠ Masa de los productos

La masa de los reaccionantes se convierte en energía calorífica la misma que puede

calcularse a partir de la ecuación de Einstein.

Donde:

E = energía desprendida por desaparición de masam = masa c = velocidad de la Luz (3x108 m/s)

2*cm E





Una relación entre masa y energía nos conduce a la:

“Ley de la conservación de la masa y energía “

A partir de esta ley, podemos interpretar que la masa y energía de todo eluniverso, no se crea ni se destruye, solo se transforma.

2.6.2 Ley de las proporciones constantes:Esta ley fue enunciada por Joseph Joel Proust (1820) que indica lo siguiente:

“Los elementos constituyentes de un compuesto dado se combinan siempre enlas mismas proporciones ponderales”

Ejemplo:S + Zn → ZnS

1 átomo + 1 átomo → 1 molécula32 umas + 65 umas → 97 umas

%.48.3410097

32% S %.02.67100

97

65% Zn

gZnS acción gS

gZn97Re

65

32

Masa de entrada = Masa de salidaEjemplo:

g g g

g g g

O H O H

18162

36324

22222

La proporción puede ser:1g 8g 9g

Múltiplos o submúltiplos:8g 64g 72g

2.6.3 Ley de las proporciones Múltiples:Ley experimental demostrada por Dalton dice:

gZnS gS

gZn97Reacción

65

32





“Dos element os pueden combinarse para dar más de un compuesto, la proporción en masa en que lo hacen, siempre varía en relación de números

enteros y sencillos”.

Ejemplo:Al analizar dos óxidos de carbono se encontró que uno de ellos contenía 0.680 g deoxígeno y 0.255 g de carbono, y el otro 0.340 g de oxígeno y 0.255 g de carbono.¿Cuál es la relación más sencilla?

Compuesto Carbón (g) Oxigeno (g)

y xOC 0.255 0.680

z xOC 0.255 0.340

1

1

255.0

255.0

x

x

C

C

1

2

340.0

680.0

z

y

O

O

El carbón esta en relación 1:1 CO

El oxigeno esta en relación 2:1 2CO

2.6.4 Ley de los volúmenes de combinación:

Los trabajos de Gay Lussac demostraron que: “Volúmenes de las sustancias gaseosas que particip an en una reacción están enrelación de números enteros y sencillos”.

Avogadro enuncia su hipótesis:“A igualdad de presión, volumen y temperatura los gases tienen el mismo

número de moléculas”

De los trabajos de Gay Lussac y Avogadro tenemos el resultado final de la ley deGay Lussac: “El número de moles en las reacciones donde intervienen gases es

numéricamente igual al número de volúmenes. Por lo tanto la composiciónvolumétrica de una mezcla de gases es también igual a la composición molar” Ejemplo:

2 H2 + O2 → 2 H2O2 volúmenes + 1 volumen → 2 volúmenes (Gay Lussac)2 moléculas + 1 molécula → 2 moléculas (Avogadro)

2 mol + 1 mol → 2 mol (concepto de mol)





3.1 INTRODUCCIÓNEl balance de materia obedece en principio a la ley de la conservación de la materia(Lavoisier), que es aplicado en mezclas (soluciones) y combinaciones (reacciones).

Las ecuaciones químicas son representaciones de las reacciones en términos desímbolos y fórmulas de los elementos y compuestos involucrados. Los reactivos seindican en la parte izquierda y los productos en la parte derecha. Se utiliza una

flecha para separar los reactivos de los productos.

química Ecuación...

ProductosReactivos

dDcC bBaA

El primer paso para escribir una ecuación química es determinar los productos de la

reacción en cuestión. El disulfuro de carbono ( 2CS ), reacciona con cloro ( 2Cl ), paraproducir tetracloruro de carbono ( 4CCl ) y dicloruro de diazufre ( 22Cl S ).La reacción anterior se representa por la siguiente ecuación:

22422 Cl S CCl Cl CS

Esta ecuación no es correctamente cuantitativa, debido a que no cumple con la Leyde Lavoisier; para ello deben existir tantos átomos de cada elemento combinado osin combinar, en ambos lados de la ecuación. Es decir, se debe igualar la reacción,esto se logra multiplicando por 3 la molécula de 2Cl , así:

22422 3 Cl S CCl Cl CS

Después de esto la ecuación queda igualada.

3.2 PESO EQUIVALENTE3.2.1 Peso equivalente-gramoEl peso equivalente gramo se define como la cantidad de un elemento o compuestoque reacciona con 1.008 g de hidrógeno o 8.000 g oxígeno:

CAPITULO II I





HCl Cl H 2222

El peso equivalente-gramo del cloro en esta reacción es 17.726 g debido a queestán combinados con 1.008 g de hidrógeno.

3.2.2 Cálculo de pesos equivalentesMatemáticamente se calcula el peso equivalente de acuerdo a las siguientesRelaciones:

a ) Peso equivalente gramo de metales:

Valencia

atómico Peso

g Peq

...

Por ejemplo:

202

40

g gCa Peq

b ) Peso equivalente gramo de Ácidos:

Hidrógenosde No

Molecular Peso g Peq

..

..

Por ejemplo:

g g

PO gH Peq 67.32

3

9843

c ) Peso equivalente gramo de Bases:

Oxidrilosde No

Molecular Peso g Peq

..

..

Por ejemplo:

g g

OH gFe Peq 67.353

107)( 3

d) Peso equivalente gramo de Sales:

oasC de No

Molecular Peso

g Peq arg..

..

Por ejemplo:

g g

gCaCl Peq 5.552

1112

d) Peso equivalente de oxidantes y reductoresEl peso equivalente de un agente oxidante o reductor para una reacción

determinada es igual a su peso molecular dividido entre en número total deelectrones ganados o perdidos.

g

g

g

726.17

453.35

906.70

g

g

g

734.18

469.37

938.74

g

g

g

008.1

016.2

032.4





Por ejemplo:El permanganato de potasio puede reaccionar de acuerdo a la siguiente reacción:

O H Mne H MnO2

2

458

eTotalde No

Molecular Peso

g Peq ...

..

mol g lar pesoMolecu KMnO /1584 5de..e Número

g g

g Peq 6.315

158

3.3 PROCESOS SIN REACCIÓN QUÍMICA-SOLUCIONESUna solución es una mezcla físicamente homogénea que esta formada por soluto ysolvente o disolvente. Ejemplo: solución de NaCl.

Solvente.- es aquel que en general se encuentra en mayor proporción Ejemplo: El agua es un solvente universal. Soluto.-Es aquel que en general se encuentra en menor proporción

Ejemplo: El cloruro de Sodio NaCl

La cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solución seconoce como “concentración de la solución”.

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE MEZCLAS YDISOLUCIONES

La concentración de un soluto puede expresarse de varias maneras, las dosprincipales unidades de concentración son las unidades de concentración física yquímica.

3.3.1 Unidades de concentración física:

Porcentaje peso en peso (% p/p): El porcentaje de peso en peso,frecuentemente llamado porcentaje en peso, se refiere a las partes en peso(gramo) de soluto por cien partes en peso (gramo) de la mezcla o solución:

100....

..../% soluciónde g

solutode g p p

Ejemplo:Cuando se dice que una aleación magnesio-aluminio es 12 % en peso de aluminio,esto quiere decir que la aleación contiene 12 partes (gramos) de aluminio en peso,en 100 partes (gramos) en peso de aleación, por lo tanto se debe entender queexistir 88 partes (gramos) en peso de magnesio.

aleacióng100

Alg12= p/p%





Porcentaje peso en volumen (% p/v): El porcentaje de peso en volumen,llamado también porcentaje peso/volumen, se refiere a las partes en peso(gramo) de soluto en cien partes en volumen (mililitro) de la mezcla osolución:

100solucióndemL

solutodeg = p/v%

Ejemplo:Una solución al 10 % (p/v) de cloruro de sodio, contiene 10 g de cloruro de sodio en100 mL de solución. Si se conoce la densidad de la solución a determinadatemperatura el porcentaje de peso en volumen puede transformarse a porcentajepeso en peso y viceversa.

Porcentaje de volumen en volumen (%v/v); el porcentaje de volumen en

volumen, llamado también porcentaje en volumen , se refiere a las partes envolumen (mililitro) de un soluto en cien partes en volumen (mililitro) de lamezcla o solución:

100solucióndemL

solutodemL =v/v%

Esta forma de expresión se limita generalmente a mezclas de gases o líquidos.Ejemplo:Una mezcla al 5 % v/v de metanol y agua, contiene 5 volúmenes (mL) de metanol en100 volúmenes (mL) de mezcla metanol-agua o solución.

Partes por millón (ppm): Al manejar concentraciones de soluciones muydiluídas las expresiones en porcentaje se hacen de uso muy engorroso,debido al número de ceros que es preciso utilizar para colocar la comadecimal. En estas circunstancias, la concentración puede ser expresada demanera conveniente en términos de partes por millón, la misma que vienedefinida por la siguiente relación:

solucióndeKg

solutodemg = ppm

Ejemplo:

Una solución conteniendo 0.0003 por ciento de níquel en peso contiene 3 ppm deníquel en peso.Para soluciones líquidas, considerando la densidad de la solución igual a la unidad; laconcentración en ppm [mg/Kg] = [mg/L]; vale decir que 1 ppm equivale a 1 [mg/Kg] o[mg/L].

3.3.2 Unidades de concentración QuímicasLas expresiones de concentración que se han estudiado hasta ahora se basanexclusivamente en unidades físicas. El empleo de unidades químicas presentaciertas ventajas. De las unidades de concentración químicas estudiaremos las

siguientes:





Molaridad. La molaridad es una expresión de concentración química que sedefine como el número de moles de soluto por litro de solución.

solucióndelitro

solutodemoles =Molaridad=M

Puesto que un mol es la cantidad de una sustancia expresada en gramos,numéricamente igual a su peso molecular, es necesario conocer la formula moleculardel soluto.

Normalidad. La normalidad se define como el número de equivalentes gramode soluto por litro de solución.

solucióndelitro

solutodeg-eq N = Normalidad= N

o

El peso equivalente es aquella fracción del peso molecular que corresponde a unaunidad definida de reacción química. Esta unidad de concentración es útil en dos

tipos de reacción:Ácido-base y óxido-reducción

3.4 COMPOSICION CENTESIMALLa fórmula de una sustancia pura indica también su composición ponderada. Lacomposición centesimal de un compuesto se calcula a partir de su formula medianteel análisis cuantitativo de los elementos que componen una sustancia. Lossubíndices en la fórmula proporcionan el número de moles de cada elemento en unmol del compuesto. De esta información y de los pesos atómicos de los elementospodemos obtener la cantidad en gramos de cada elemento contenidos en un mol delcompuesto. El porcentaje de un elemento en un compuesto es la masa de dichoelemento, dividida por la masa de un mol del compuesto y multiplicada por 100, asípor ejemplo:

Un mol de Fe2O3 contiene:2 mol de hierro 2 x (55,8 g) de Fe = 111,6 g Fe3 mol de oxigeno 3 x (16,0 g) de O = 48,0 g O

---------------159,6 g

%30.08=100x159,6

48,0 =%O%69,92=100x

159,6

111,6 =Fe %

3.5 DETERMINACION DE FORMULAS DE COMPUESTOS:FORMULAS, EMPIRICA Y MOLECULARLa formula empírica de una sustancia nos indica el número relativo de átomos decada elemento que contiene.La formula molecular es un múltiplo de la formula empírica.Ejemplo:





La cafeína se halla en el café y té, es un estimulante del sistema nervioso central.Una muestra de 1,261 g de cafeína pura contiene 0,624 g de C; 0,065 g de H;0,364 g de N y 0,208 g de O.

a) ¿Cual es formula empírica de la cafeína?

b) ¿Cual es formula molecular de la cafeína?, Si el peso molecular aproximadoes 194?

4=0,0130

Cmol0,0520 =

Cg12,0

C1mol xCg0,624:Cmol

5=0,0130

Hmol0,0650 =

Hg1,0

H1mol xHg0,065:Hmol

2=0,0130

Nmol0,0260 = Ng14,0 N1mol x Ng0,364: Nmol

1=0,0130

Omol0,0130 =

Og16,0

O1mol xOg0,208:Omol

La formula empírica es: (C 4 H 5 N 2 O) n

2=97

194 =

empíricoPM

realPM =n

Como la formula molecular es un múltiplo de la formula empírica, en este caso n esigual a 2.

Por lo tanto, la formula molecular es: C 8 H 10 N 4 O 2

3.6 IGUALACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS: Método Ión electrón:

Existen diferentes métodos de igualación de ecuaciones, uno de los másimportantes es el método del Ión electrón.Antes de estudiar este método definiremos los siguientes conceptos:

IÓN: Partícula cargada positiva o negativamente.

Ejemplo: Ca

2+

, Cl

-

CATIÓN: Partícula cargada positivamente.Ejemplo: Mg2+, Al3+

ANIÓN: Partícula cargada negativamenteEjemplo: SO4

2-, NO31-

OXIDACIÓN: Es la perdida de electronesEjemplo: Fe → Fe3+ + 3e-

REDUCCIÓN: Es la ganancia de electronesEjemplo: Cu2+ + 2 e- → Cu

ALGUNAS CONSIDERACIONES PARA UTILIZAR EL METODO IÓ N

ELECTRON Los ácidos y bases se ionizan totalmente





HCl → H+ + Cl- NaOH → Na+ + OH-

Ácidos y bases débiles o sustancias como el agua se ionizan en proporciónmínima y se escriben en forma molecular.

Todas las sales se ionizan. Los elementos (monoatómicos moleculares) no se ionizan, incluidos losóxidos.

METODO DEL IÓN ELECTRON: Para poder igualar por este método se debenseguir los siguientes pasos.Primero. Escribir la ecuación; de tal manera que las sustancias iónicas se escribanen forma iónica.

KI + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + I2 + H2OEcuación ionizada

K+ + I- + MnO4- + 2H+ + SO4

= → Mn2+ + SO4= + I2 + H2O

Segundo. Identificar los átomos, iones o moléculas que sufren un cambio en sucarga eléctrica, escribiendo las semi reacciones de oxidación y reducción.MnO4

- → Mn2+ reducciónI-→ I2 oxidación

Tercero. Realizar balance de masa de las semi reacciones,Añadir moléculas de agua para igualar los átomos de oxigeno;Añadir protones para igualar los átomos de hidrógeno (solución ácida) yoxhidrilos (solución básica).

8 H+ + MnO4- → Mn2+ + 4 H2O

2I- → I2

Cuarto. Realizar balance de carga, adicionando electrones al miembro donde serequiere cargas negativas, las semi reacciones deben tener igual número de cargasen sus dos miembros.

5e- + 8H+ + MnO4- → 2 Mn2+ + 4 H2O / x 2 reducción

2 I- → I2 + 2 e- /x 5 OxidaciónQuinto. Igualar el número de electrones de ambas semi reacciones, esto puederelacionarse multiplicando en forma de cruz el número de electrones de las semireacciones.

10 e- + 16 H+ + 2 MnO4- → 2 Mn2+ + 8 H2O

10 I

-

→

5 I2 + 10 e

-

Sexto. Sumar las semi reacciones para obtener la reacción total

10 e- + 16 H+ + 2 MnO4- + 10 I- → 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 I2 + 10 e-

Séptimo. Trasladar los coeficientes encontrados a la ecuación inicial y verificar sila ecuación está totalmente balanceada.

10 KI + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 5 I2 + 8 H2O

3.7 CÁLCULOS A PARTIR DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS.

Los cálculos más importantes en química se encuentran basados en las ecuacionesquímicas.





Una ecuación química es la representación de un cambio químico.El número de moles de los reaccionantes y productos están indicados por loscoeficientes de las formulas moleculares presentes en una reacción química.Ejemplo: la combustión del amoniaco

g108 g56 g96 g68

g18x6 g28x2 g32x3 g17x4

mol6 mol2 mol3 mol4OH6 + N2 3O + 4NH 2223

Las cantidades calculadas son en peso, pero puede hallarse el correspondientevolumen si se conoce para sólidos y líquidos, su densidad; y para los gases a partirde la ecuación general de los gases. Los siguientes ejemplos mostraran los tipos decálculos que pueden considerarse como ser:

Relación masa-masa

Relación masa-volumen Relación volumen-volumen

3.7.1 RELACIÓ N MASA-MASAEjemplo:La sosa caustica (NaOH), se prepara comercialmente mediante reacción delNa2CO3 con cal apagada Ca(OH)2. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio puedenobtenerse tratando 1 Kg de carbonato de sodio con cal apagada.

Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2 NaOH + CaCO3

1 mol 1 mol 2 mol 1 mol106 g 74 g 80 g 100 g

NaOHg755=)CO Nag106

NaOHg80(xCO Nag1000

32

32

Otra forma de cálculo:

NaOHg755= NaOHmol1

NaOHg40*

CO Namol1

molNaOH2 *

CO Nag106

CO Namol1 *CO Nag1000

3232

32

32

3.7.2 RELACIÓ N MASA-VOLUMENEn estos cálculos se deben tomar en cuenta, que un mol de cualquier gas encondiciones normales (P=1 atm, T=0 oC) ocupa un volumen de 22,4 L.Ejemplo:El cloro puede obtenerse por la acción del ácido clorhídrico sobre el dióxido demanganeso de acuerdo a la siguiente ecuación química.

MnO2 + HCl→ MnCl2 + H2O + Cl2





a) Igualar la ecuación por el método del ión electrón

b) Calcular el volumen de cloro que puede obtenerse en condiciones normales alhacer reaccionar 25 g de MnO2.

Respuesta.2 e- +4 H+ + MnO2 → Mn2+ + 2 H2O /x2 o x1

2Cl- → Cl2 + 2 e- /x2 o x1----------------------------------------------------------------------

2 e- +4 H+ + MnO2 + 2Cl- → Mn2+ + 2 H2O + Cl2 + 2 e- a) 2 MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

Para calcular el volumen en condiciones normales se tiene:

2 MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

2 mol 4 mol 1 mol 2 mol 1 mol2 mol 4 mol 1 mol 2 mol 22,4 L (CN)

25 g MnO2 x (1 mol MnO2 / 87 g MnO2) x (22,4 L Cl2/ 2 mol MnO2) = 3,22 L Cl2 Otra forma de cálculo:25 g MnO2 x (1 mol MnO2/ 87 g MnO2) x (2 mol Cl2/ 2 mol MnO2) x (22,4 L Cl2/ 1mol Cl2) =3,22 L Cl2

3.7.3 RELACIÓN VOLUMEN-VOLUMEN

En estos cálculos se debe tomar encuentra la ley de los volúmenes de combinaciónque dice: “El número de moles en reacciones gaseosas es numéricamente igual alnúmero de volúmenes” Ejemplo:

a) ¿Qué volumen de oxígeno se requiere para la combustión completa de 6litros de octano?

b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono y vapor de agua se forman?

Respuesta.

L18 L16 L25 L2

vol18 vol16 vol25 vol2

mol18 mol16 mol25 mol2

OH18 + CO16 O25 +HC2

2* OH9 + CO8 O225 + HC

222188

222188

2

188

2

188 OL75=HCL2

OL25 xHCL6a)





2

188

2

188COL48=

HCL2

COL16 *HCL6 b)

OHL 54=HCL2

OHL18*HC L6 2

188

2

188

PROBLEMAS1. Un estudiante escribió la siguiente ecuación, que describe la descomposición

del peróxido de hidrógeno H2O2, en oxígeno y agua.

H4O4 → 2 H2O + O2 ¿Cual es el error en esta ecuación?

2. Balancear cada una de las siguientes ecuaciones químicas:

a) Cl2O7 + H2O→ HCLO4

b) Br2 + H2O→ HBr + HBrO

c) Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4

d) Fe3O4 + H2 → Fe + H2O

e) NaI + Br2 → NaBr + I2

f) KClO3 → KCl + O2

3. El carbonato de magnesio sólido se descompone para formar óxido demagnesio sólido y dióxido de carbono gaseoso. Escribir la correspondienteecuación.

4. Dar una interpretación de la siguiente ecuación:

C7H16 + O2 → CO2 + H2OEn términos de:a) Moles, b) moléculas, c) volúmenes de gases y d) masa


SO2 + Br2 + H2O→ HBr + H2SO4 En términos de:a) Moles, b) moléculas, c) volúmenes de gases y de masa

6. El óxido nitroso sufre una descomposición cuando es calentado, dando comoproductos nitrógeno y oxígeno.

2 N2O→ 2 N2 + O2

¿Cual es la composición molar de la mezcla gaseosa producida?





7. La reacción que describe la tostación del sulfuro de zinc es:

2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2

¿Cual es la relación molar de: a) O2 a ZnS, b) ZnO a ZnS y c) SO2 a ZnO

8. La reacción entre el cobre y el acido nítrico diluido es dada por la ecuación:

3 Cu + 8 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O¿Cual es la relación molar de: a) HNO3 a Cu, b) NO a Cu y c) Cu(NO3)2 a Cu?

9. ¿Cuántos moles de oxígeno pueden ser obtenidos por la descomposición deun mol de reactante en cada una de las siguientes reacciones?

a) 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

b) 2 H2O2 → 2 H2O +O2

c) 2 HgO → 2 Hg + O2

d) 2 NaNO3 → 2 NaNO2 + O2

10. Considere la reacción:

NH3 + O2 → NO + H2O¿Por cada 1,50 moles de NH3, a) cuántos moles de oxígeno son requeridos,b) cuántos moles de NO son producidos y c) cuantos moles de agua sonproducidos?

11. Calcule la masa de sodio requerida para producir 80,0 g de hidróxido desodio, por reacción directa con agua:

2 Na + 2 H2O→ 2 NaOH + H2 12. Encuentre la masa de cloro que se combinara con 1,38 g de hidrógeno para

formar el cloruro de hidrógeno.

H2 + Cl2 → 2 HCl13. Que masa de AgCl sólido precipitará de una solución que contiene 1,50 g de

CaCl2 si una cantidad de exceso de AgNO3 es adicionada.

CaCl2 + AgNO3 → AgCl + Ca(NO3)2 14. Una muestra de óxido de hierro magnético, Fe3O4, reaccionó completamente

con hidrógeno a alta temperatura. El vapor de agua formado para lareacción fue condensado y se encontró que pesaba 7,5 g. Calcular la masa deFe3O4 que reaccionó.

Fe3O4 + 4 H2 → 3 Fe + 4 H2O





15. Una mezcla impura de CuSO4, que pesaba 5,52 g, fue disuelta en agua y estasustancia reaccionó con un exceso de zinc.

CuSO4 + Zn→ ZnSO4 + Cu

¿Cuál es el porcentaje de CuSO4 si 1,49 g de Cu fue producido?16. ¿Qué volumen de CO2, medido en CN puede ser obtenido por la reacción de50,0 g de CaCO3 con un exceso de HCl.

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O17. El nitrito de amonio acuoso se descompone por calentamiento, formando

agua y nitrógeno. ¿Qué volumen de N2 en CN será liberado por ladescomposición de 80,0 g de NH4NO2?

NH4NO2 → N2 + 2 H2O

18. ¿Qué volumen de fluoruro de hidrógeno a 743 Torr y 25 oC será liberado enla reacción de, 47,2 g de difluoruro de xenón con una cantidadestequiométrica de agua? La ecuación no balanceada es:

XeF2 + H2O→ Xe + O2 + FHQue volúmenes de oxígeno y xenón serán liberados bajo estas condiciones.

19. Muchos leñadores usan pequeñas cocinas de gas propano para cocinar.¿Cuantos litros de aire (asumiendo 20% de O2 en volumen) serán requeridospara quemar 10,0 litros del propano? Asumir que todos los volúmenes de gasson medidos a la misma presión y temperatura. La ecuación correspondientees:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O20. Una preparación común en laboratorio de oxígeno es:

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 Si usted estuvo diseñando un experimento para generar cuatro botellas(cada una de 250 mL) de O2 a 25 oC y 273 Torr, dejando 50 % de perdida.

¿Que masa de clorato de potasio será requerida?21. Una lamina de hierro fue galvanizada (niquelada con zinc) sobre ambos ladospara proteger de la oxidación, el espesor de la capa de zinc fuedeterminado dejando reaccionar el ácido clorhídrico con el zinc:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 Determine el espesor de la película de zinc a partir de los siguientes datos:Tamaño de la muestra = 1,50 cm x 2,00 cm, volumen de hidrógeno seco =30,0 mL, temperatura = -25 oC, presión = 747 Torr y densidad del zinc =7,11 g/mL.

22. ¿Qué volumen de HBr 0,50 M es requerido para reaccionar con 0,75 mol deCa(OH)2?





Ca(OH)2 + 2 HBr → CaBr2 + 2 H2O23. ¿Qué volumen de una solución de HNO3, 0,324 M se requiere para que

reaccione completamente con 22,0 mL de Ba(OH)2, 0,0612 M.

Ba(OH)2 + 2HNO3 →

Ba(NO3)2 + 2 H2O24. Un exceso de AgNO3 reacciona con 100,0 mL de una solución de AlCl3, dando0,275 g de AgCl. ¿Cuál es la molaridad de la solución de AlCl3?

AlCl3 + 3 AgNO3 → 3 AgCl + Al(NO3)3 25. Una muestra impura de Na2CO3 sólido se dejó reaccionar con HCl 0,1026 M.

Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2 + H2OUna muestra de 0,1247 g de carbonato de sodio requería 14,78 mL de HCl.¿Cuál es la pureza del carbonato de sodio?

26. ¿Cuál es la máxima cantidad de NaCl que puede ser formado por la reacciónde 5,00 g de sodio con 7,10 g de cloro?, ¿Qué sustancia es el reactivolimitante?, ¿Qué sustancia esta en exceso?

2 Na + Cl2 → 2 NaCl27. ¿Qué masa de BaSO4 será producida por la reacción de 33,2 g de Na2SO4

con 43,5 g de Ba(NO3)2?

Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2 NaNO3 28. Considere la reacción para la obtención de DDT

CCl3CHO + 2 C6H5Cl→ (ClC6H4)2CHCCl3 + H2OSi 100,0 g de CCl3CHO es tratado con 100,0 g de C6H5Cl.a) ¿Qué masa de DDT se formará?

b) ¿Qué ocurriría si la cantidad de CCl3CHO fuese doblada?

29. Considere la siguiente reacción:

HNO3 + Cu→ Cu(NO3)2 + NO2 + H2OUna pieza de Cu metálico de 3,31 cm x 1,84 cm x 1,00 cm, reacciona con 157mL de una solución de ácido nítrico 1,35 M. La densidad del cobre es 8,92g/mL.a) ¿Determinar el número de moles de cada reactante?

b) ¿Qué volumen de NO2 a 297 oK y 1,01 atm se formará?

c) ¿Indicar que sucedería si la cantidad de Cu fuese doblada?

30. El porcentaje de rendimiento de la reacción que se muestra es 85 %.

PCl3 + Cl2 → PCl5





¿Que masa de PCl5 se esperaría de la reacción cuando reacciona 38,5 g dePCl3 con un exceso de cloro?

31. El porcentaje de rendimiento de la reacción llevada a cabo en una soluciónde tetracloruro de carbono es 57 %.

Br2(CCl4) + Cl2(CCl4)→ 2 BrCl(CCl4)a) ¿Qué cantidad de BrCl se formaría por la reacción de 0,0100 mol de Br 2

con 0,0100 mol de Cl2?

b) ¿Que cantidad de Br2 queda sin reaccionar?

32. Un estudiante preparó cobre usando la siguiente reacción dedesplazamiento:

Zn + Cu

2+

→

Cu + Zn

2+

Para esto utilizó 1,00 g de Zn y obteniendo como producto 1,26 g de Cu,¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción? Realice uncomentario sobre el resultado.

33. El hidrógeno reacciona con algunos de los metales más activos para formarhidruros iónicos cristalinos. Por ejemplo el Li, forma el LiH:

2 Li + H2 → 2 LiH

¿Que masa de LiH se produciría dejando reaccionar 10,0 g de Li con 10,0 g

de H2 medidos en C.N.?Si el rendimiento actual fue de 6,7 g de LiH. ¿Cuál es el porcentaje derendimiento?

34. El circonio es obtenido industrialmente usando el proceso de Kroll:

ZrCl4 + 2 Mg → Zr + 2 MgCl2 Calcule la masa de Zr obtenible por cada tonelada de Mg consumido.

35. ¿Qué masa de clorato de potasio sería requerido para proporcionar lacantidad correcta de oxígeno necesario para quemar 35,0 g de CH4?

2 KClO3 →

2 KCl + 3 O2 CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O36. El hidrógeno obtenido por descomposición eléctrica del agua, fue combinado

con cloro para producir 51,0 g de cloruro de hidrógeno. Calcule la masa deagua descompuesta.

2 H2O→ 2 H2 + O2 H2 + O2 → 2 HCl

37. Elabore una lista e indique los nombres de diez cationes y diez aniones.

38. Iguale las siguientes semi reacciones iónico electrónicas, indicando en cadauna de ellas, si se trata de una oxidación o reducción.





a) Cu→ Cu2+

b) Cl1- →Cl2

c) Fe2+ → Fe3+

d) Ag →Ag1+

e) V4+ →V3+

f) Br2 →Br1-

g) I1- → I2

h) MnO41- → MnO2

i) MnO41- → Mn2+

j) SO32- → SO4

2-

k) Cr2O72- → Cr3+

l) BiO31- → Bi3+

m) IO31- → I1-

n) NO3

1-

→

NO2 o) Zn → Zn2+

p) Mg → Mg2+

q) NO21- → NO3

1-

r) ClO31- → Cl1-

39. Iguale las siguientes ecuaciones por el método ión-electrón, indicando cual

es el agente oxidante, cual es el agente reductor y calcule sus pesosequivalentes:

a) I2 + HNO3 → HIO3 + dióxido de nitrógeno + H2Ob) Zn + HNO3 → nitrato de zinc + NH4NO3 + aguac) CH3-CH2-OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → CH3-CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2Od) Bismutato de potasio + Mn(NO3)2 + HNO3 → Bi(NO3)3 + KMnO4 + KNO3 +

aguae) PbO2 + HCl → Cl2 + cloruro plumboso + H2Of) Cu + HNO3 → Nitrato cúprico + NO + aguag) Fe + HNO3 → nitrato férrico + nitrato de amonio + H2O





h) MnO2 + HCl→ MnCl2 + Cl2 + aguai) Yodato de sodio + hiposulfito de sodio + bisulfito de sodio → I2 +

Na2SO4 + H2O j) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → sulfato de potasio + sulfato manganoso + O2 +

H2O





4.1 INTRODUCCIONLa existencia de nuestras vidas transcurre bajo un manto gaseoso que seencuentra sobre la tierra, la atmósfera la cual se compone de una mezcla de gasesa las que denominamos aire. Respiramos aire para absorber oxígeno, que mantienenla vida de todos los seres aeróbicos.En nuestro medio encontramos una serie de gases que tienen diferentes usos como

el 2Cl

que se usa para desinfectar el agua, el gas GLP para cocinar, el metano quees el gas que se desprende en los basurales, el dióxido de carbono que exhalamostodos los días, etc.El estado gaseosoEs aquel estado en el cual el fluido (gas) tiene por característica especial, elocupar totalmente todo el volumen del recipiente que lo contiene.

4.2 CARACTERISTICAS DE LOS GASESLos gases y los líquidos se denominan fluidos porque se desplazan con facilidaddebido a que no presentan una estructura compacta y sus moléculas tienen libertad

de movimiento, en el caso de los líquidos sus moléculas no son compactas podríadecirse que hay un espaciamiento entre ellas, en cambio en los gases sus moléculasestán en constante movimiento caótico y el espaciamiento entre ellas es muchomayor.

El aire consiste principalmente de oxígeno y nitrógeno con una composiciónvolumétrica aproximada de 21% y 78%, respectivamente. Los gases pueden sermonoatómicos como el Ar, Xe, Kr, etc. también pueden ser diatómicos como el

etcO H N Cl ,,,, 2222 y moleculares como el 432 ,, CH NH CO , etc.Muchos gases presentan olores y colores muy comunes en laboratorio y en lascalles, como 2 NO es coloreado y presenta un olor fuerte e irritante, el gaslacrimógeno tiene un olor característico fuerte e irritante para las gargantas, lanariz el ojo y la piel, el S H

2 tiene olor a huevo podrido, etc. Otros gases son

incoloros e insípidos como, las burbujas de gas 2CO en un vaso de gaseosa, el helioen los globos, etc.Propiedades de los Gases:

Los gases tienen volumen muy pequeño, casi despreciable frente al volumendel recipiente que lo contiene, no tienen forma definidos, se expandenhasta ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene y adoptan su

forma.

CAPITULO IV





Los gases son fácilmente compresibles, se puede reducir el volumenaumentando la presión.

La densidad de los gases es pequeña en comparación con la de los líquidos ysólidos.

Los gases encerrados en un recipiente ejercen una presión uniforme sobrelas paredes del recipiente. Los gases se mezclan espontánea y totalmente unos con otros a presión

constante, a este fenómeno de conoce como difusión. Cada molécula de los gases tiene su espacio prohibido que es de cuatro

veces el volumen de una molécula, b=4V, b es el covolumen, y es el espacioprohibido o vedado al movimiento molecular.

Los gases pueden disolverse en líquidos, la mayoría son solubles en agua y enalcohol.

Sus moléculas están relativamente lejos unas de otras en comparación a su

tamaño, los espacios entre las mismas son grandes, siendo esta la razón paraque puedan comprimirse fácilmente.En los gases las moléculas están en constante movimiento al azar, y suscolisiones con las superficies o áreas causan la presión.

El promedio de la velocidad y la energía cinética de las moléculas gaseosas sondirectamente proporcionales a la temperatura, es decir, si aumenta latemperatura aumenta la velocidad y también aumenta la energía cinética, portanto los choques o colisiones entre las moléculas aumentaran y con ello elespaciamiento entre ellas, el volumen incrementara y como consecuencia de ello

la presión también, y al disminuir la temperatura ocurrirá lo contrario.

Es necesario hacer una diferencia entre los términos gas y vapor. Vapor serefiere a aquellas sustancias que se encuentran en estado gaseoso y quenormalmente son sólidos o líquidos en condiciones ordinarias, cuando este vaporvuelve a sus condiciones iníciales, nuevamente el líquido o sólido. Bajo estascondiciones los gases están en su estado normal (estado gaseoso).

4.3 VARIABLES DE ESTADO

4.3.1 Temperatura (T): La temperatura es una variable de estado que estárelacionada con la velocidad de las moléculas y a su vez con la energíacinética de las mismas.4.3.2 Volumen (V): El volumen de un gas está determinado por el volumendel recipiente que lo contiene, como se indicó anteriormente el gas ocupatodo el volumen del recipiente que lo contiene. 4.3.3 Presión (P): La presión de un gas está determinado por los choquesque realizan las moléculas contra las paredes del recipiente que loscontiene. Esta presión es homogénea en todo el recipiente. Presión atmosférica: la atmósfera ejerce una fuerza sobre la superficie

terrestre, esta fuerza por unidad de área se denomina Presiónatmosférica.





Torr mmHg Atmosfera 7607601 Presión absoluta del gas o presión total.

a Atmósfericesióna Manometricesión Absolutaesión ..Pr ..Pr ..Pr

Matemáticamente la Presión de define como la fuerza con la que chocan lasmoléculas gaseosas en una determinada área.

Area

Fuerza P

bar PSI aguam

Pa Pam N mmHg Atm Atmosfera

013.17.14..33.10

)(10*013.1/10*013.1760)(1523

4.3.1.1 Presión barométricaLa presión barométrica es la presión atmosférica de cualquier lugar de la tierra. La

presión barométrica o atmosférica se mide con un barómetro.

Un barómetro sirve para medir la presión atmosférica. Encima del mercuriocontenido en el tubo hay un vacio, la columna de mercurio esta soportado por lapresión atmosférica.La construcción de un barómetro de este tipo es relativamente sencillo, el tubodeberá tener una altura de aproximadamente 90 a 100 cm, una fuente de mercuriocomo el de la figura y una regla con una escala en milímetros. La superficie demercurio sobre el plato experimenta la fuerza total o el peso de la atmósferaterrestre, dado que no hay aire encima del mercurio (por tanto no existe presiónatmosférica) que pueda estar en el tubo, el mercurio es empujado hacia arribadentro del tubo hasta que la presión debido a la masa de la columna de mercurioequilibra la presión atmosférica. Así la altura de la columna de mercurio variacuando cambia la presión atmosférica.

4.3.1.2 Presión ManométricaLas presiones de gases en sistemas cerrados se miden con los dispositivos llamadosmanómetros, los mas conocidos son los manómetros tipo reloj, los manómetros en U

y los manómetros utilizados por los llanteros.





La presión manométrica es la diferencia en las alturas de los niveles del líquidoutilizado en las dos ramas. Obsérvese las siguientes figuras:

Entonces la presión manométrica Puede ser positiva si es mayor a la presiónatmosférica y negativa si es menor a la atmosférica.En la primera gráfica de la figura, las presiones están equilibradas no existedesplazamiento del líquido hacia ninguno de los lados, en la segunda figura lapresión del gas es mayor a la presión atmosférica, la tercera grafica muestra que

la presión atmosférica es mayor a la presión del gas.

4.3.1.3 Presión absolutaLa presión absoluta de un gas es la suma de las presiones atmosférica y lamanométrica.

Para la segunda gráfica de la figura: Pman Patm Pabs Para la tercera gráfica de la figura: Pman Patm Pabs

4.4 LAS LEYES DE LOS GASES IDEALESLas propiedades medibles de un sistema que pueden cambiar se llaman variables,

estas variables se denominan Variables de estado, como ya lo habíamos indicadocon anterioridad estos son: La presión (P), Temperatura (T), volumen (V), y ademásel número de moles. En función a estas cuatro variables describiremos elcomportamiento de los gases ideales.

4.4.1 Ley de BoyleRobert Boyle (1627-1691), en forma experimental encontró, que el volumen de ungas encerrado disminuye conforme la presión aumenta si la temperatura y la masadel gas permanecen constantes.





De acuerdo a esta ley se dice que: El volumen de un gas varía en formainversamente proporcional a la presión si se mantienen constante la temperatura yla masa del gas.La ley de Boyle se expresa de acuerdo a la siguiente ecuación:

k V P V P V P

P V

332211

1

Este proceso se denomina “ISOTERMICO ” porque se desarrolla a temperaturaconstante.Esta ley tiene diversas aplicaciones, por ejemplo en la medición de la presiónarterial (presión sistólica y presión diastólica), donde el tensiómetro es una fundaque esta lleno de aire, conectado a un dispositivo que mide la presión (unmanómetro), la presión del aire en la funda se aumenta mediante una pequeñabomba de mano hasta que rebase la presión sistólica y poco a poco se vadisminuyendo la presión sistólica y la presión diastólica.Otro ejemplo es, la respiración, el aire entra en los pulmones, porque el tóraxaumenta de volumen disminuyendo su volumen, la presión aumenta dentro yfinalmente se exhala la mezcla gaseosa resultante. La presión de un globometeorológico, que nos indica el aumento o la disminución de la presiónatmosférica.

4.4.2 Ley de Charles

Jacques Charles (1746-1823), comparó los cambios de volumen de un gas con loscambios de temperatura a escala absoluta.A presión constante, el volumen de un gas varía en forma directamenteproporcional a la temperatura si la masa del gas se mantiene constante.De tal manera que el enunciado de la ley de Charles queda establecido de lasiguiente manera: A presión y número de moles constante, el volumen de un gasvaria en forma directamente proporcional a la temperatura, es decir si aumenta latemperatura, el volumen también, si por el contrario disminuye la temperatura,disminuye el volumen.El proceso de variación de volumen con la temperatura se denomina: proceso

“ ISOBARICO “ Esta ley se expresa de acuerdo a la siguiente ecuación:

k T

V

T

V

T

V

T V

3

3

2

2

1

1

La aplicación de esta ley es bastante amplia en la vida diaria, una de ellas es cuandoel oxígeno se disuelve en el agua, para que los animales acuáticos lo consuman, unaumento de temperatura hace que el oxígeno escape del agua disminuyendo su

concentración.





4.4.3 Ley de Gay LussacJoseph Gay- Lussac (1778-1823) investigó la relación entre la presión ytemperatura de los gases.

La presión de un gas varía en forma directamente proporcional a la temperatura siel volumen y la masa del gas permanecen constantes.Por tanto el enunciado de la ley de Gay Lussac dice que, A volumen y número demoles constantes, la presión de un gas varía e forma directamente proporciona latemperatura, es decir, que si aumenta la temperatura del sistema, aumenta lapresión del gas y si disminuye la temperatura disminuye la presión. Este proceso sedenomina también proceso “ ISOCORICO ” porque se mantienen constante elvolumen.La ley de Gay Lussac se expresa de acuerdo a la siguiente ecuación:

k T

P

T

P

T

P

T P

3

3

2

2

1

1

La aplicación de esta ley es muy variada, por ejemplo, cuando uno calienta unagarrafa de gas licuado de petróleo, la presión dentro de la garrafa aumenta, si seaumenta aún mas la temperatura la garrafa puede llegar a explotar.Temperatura y presión normales:El volumen de un gas depende de la presión y la temperatura las condicionesestándar de un gas son:

K C T

mmHg atm P o

2730

7601

4.4.4 Ley Combinada de los GasesEn las leyes anteriores se mantienen constante una de las variables (P, T, V) peroen muchos casos es posible relacionar las variaciones de los valores iníciales yfinales de presión, temperatura y volumen, mediante una sola ecuación:

k T

V P

T

V P

T

V P V P

T P

3

33

2

22

1

11

/1

4.4.5 Ley de DaltonLa ley de Jhon Dalton (1803) luego de realizar varios experimentos, concluyó que lapresión total en una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales delos gases que integran la mezcla gaseosa.





Entonces la presión total del sistema estará expresada de la siguiente forma: Ptotal = PA + PB + PC (a)

Gas A: PAV = nART (1)

Gas B: PBV = nBRT (2)Gas C: PCV = nCRT (3)

Sumando las ecuaciones 1+2+3 tenemos la expresión:(PA + PB + PC) x V = (nA + nB + nC) x RT (4)

SinT = nA + nB + nC (b)

Si finalmente reemplazamos ecuación (a) y (b) en ecuación (4) tenemos:

RT nV P T T

Donde R, es la constante universal de los gases y tiene los siguientes valores:

mol K

J R

mol K

cal R

mol K

LmmHg R

mol K

Latm R

*314,8........

*987,1........

*

*4,62.......

*

*082,0

A partir de la ecuación general de los gases se puede calcular los pesosmoleculares, las densidades y las masas de muestras de gases.

El número de moles n, es igual a la masa del gas dividida entre su masa molar o

peso molecular, n=m/M

Para hallar peso molecular: molarmasasuentre RT M

m PV

Para hallar la densidad: MP

RT d d

V

mcomo

PV

mRT M .....

Si tenemos un mismo gas a diferente presión y temperatura, se tendrá dos

densidades d 1 y d 2 que estarían relacionados con la siguiente ecuación:

1

1

1 RT

M P d A .

2

2

2 RT

M P d A

2

22

1

11

P

T d

P

T d

Con esta ecuación se pueden calcular las densidades del aire a nivel del mar y en laciudad de La Paz, por ejemplo;

Cuando se comparan densidades de dos gases diferentes, se puede calcular ladensidad relativa.





PROBLEMAS40. Un estudiante escribió la siguiente ecuación, que desribe la descomposición

del peróxido de hidrogeno H2O2, en oxígeno y agua.

H4O4 → 2 H2O + O2 ¿Cual es el error en esta ecuación?

41. Balancear cada una de las siguientes ecuaciones químicas:

g) Cl2O7 + H2O→ HCLO4

h) Br2 + H2O→ HBr + HBrO

i) Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4

j) Fe3O4 + H2 → Fe + H2O

k) NaI + Br2 → NaBr + I2

l) KClO3 → KCl + O2

42. El carbonato de magnesio solido se descompone para formar oxido demagnesio solido y dióxido de carbono gaseoso. Escribir la correspondienteecuación.

43. Dar una interpretación de la siguiente ecuación:C7H16 + O2 → CO2 + H2OEn términos de:b) Moles, b) moléculas, c) volúmenes de gases y d) masa


SO2 + Br2 + H2O→ HBr + H2SO4 En términos de:

b) Moles, b) moléculas, c) volúmenes de gases y de masa45. El oxido nitroso sufre una descomposición cuando es calentado, dando como

productos nitrógeno y oxígeno

2 N2O→ 2 N2 + O2 ¿Cual es la composición molar de la mezcla gaseosa producida?

46. La reacción que describe la tostación del sulfuro de zinc es:

2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2 ¿Cual es la relación molar de: a) O2 a ZnS, b) ZnO a ZnS y c) SO2 a ZnO

47. La reacción entre el cobre y el acido nítrico diluido es dada por la ecuación:





3 Cu + 8 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O¿Cual es la relación molar de: a) HNO3 a Cu, b) NO a Cu y c) Cu(NO3)2 a Cu?

48. ¿Cuántos moles de oxígeno pueden ser obtenidos por la descomposición deun mol de reactante en cada una de las siguientes reacciones?

e) 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

f) 2 H2O2 → 2 H2O +O2

g) 2 HgO → 2 Hg + O2

h) 2 NaNO3 → 2 NaNO2 + O2

49. Considere la reacción:

NH3 + O2 → NO + H2O¿Por cada 1,50 moles de NH3, a) cuantos moles de oxígeno son requeridos,b) cuantos moles de NO son producidos y c) cuantos moles de agua sonproducidos?

50. Calcule la masa de sodio requerida para producir 80,0 g de hidróxido desodio, por reacción directa con agua:

2 Na + 2 H2O→ 2 NaOH + H2 51. Encuentre la masa de cloro que se combinara con 1,38 g de hidrogeno para

formar el cloruro de hidrogeno.

H2 + Cl2 → 2 HCl52. Que masa de AgCl solido precipitara de una solución que contiene 1,50 g de

CaCl2 si una cantidad de exceso de AgNO3 es adicionada.

CaCl2 + AgNO3 → AgCl + Ca(NO3)2 53. Una muestra de oxido de hierro magnetico, Fe3O4, reacciono completamente

con hidrogeno a alta temperatura. El vapor de agua formado para lareacción fue condensado y se encontró que pesaba 7,5 g. Calcular la masa de

Fe3O4 que reacciono.Fe3O4 + 4 H2 → 3 Fe + 4 H2O

54. Una mezcla impura de CuSO4, que pesaba 5,52 g, fue disuelta en agua y sedejo reaccionaron un exceso de zinc.

CuSO4 + Zn→ ZnSO4 + Cu¿Cuál es el porcentaje de CuSO4 si 1,49 g de Cu fue producido?

55. ¿Qué volumen de CO2, medido en CN puede ser obtenido por la reacción de50,0 g de CaCO3 con un exceso de HCl.

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O





56. El nitrito de amonio acuoso se descompone por calentamiento, formandoagua y nitrógeno. ¿Qué volumen de N2 en CN será liberado por ladescomposición de 80,0 g de NH4NO2?

NH4NO2 →

N2 + 2 H2O57. ¿Qué volumen de fluoruro de hidrogeno a 743 Torr y 25 oC será liberado enla reacción de 47,2 g de difluoruro de xenón con una cantidadestequiometrica de agua?. La ecuación no balanceada es:

XeF2 + H2O→ Xe + O2 + FHQue volúmenes de oxígeno y xenón serán liberados bajo estas condiciones.

58. Muchos lenadores usan pequeñas cocinas de gas propano para cocinar.¿Cuantos litros de aire (asumiendo 20% de O2 en volumen)serán requeridospara quemar 10,0 litros del propano?. Asumir que todos los volúmenes de gasson medidos a la misma presión y temperatura. La ecuación correspondientees:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O59. Una preparación común en laboratorio de oxígeno es:

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 Si usted estuvo disenando un experimento para generar cuatro botellas(cada una de 250 mL) de O2 a 25 oC y 273 Torr, dejando 50 % de perdida.

¿Que masa de clorato de potasio será requerida?60. Una lamina de hierro fue galvanizada (niquelada con zinc) sobre ambos ladospara proteger de la oxidaccion, el espesor de la capa de zinc fuedeterminado dejando reaccionar el acido clorhídrico con el zinc:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 Determine el espesor de la película de zinc a partir de los siguientes datos:Tamaño de la muestra = 1,50 cm x 2,00 cm, volumen de hidrogeno seco =30,0 mL, temperatura = -25 oC, presión = 747 Torr y densidad del zinc =7,11 g/mL.

61. ¿Qué volumen de HBr 0,50 M es requerido para reaccionar con 0,75 mol deCa(OH)2?

Ca(OH)2 + 2 HBr → CaBr2 + 2 H2O62. ¿Qué volumen de una solución de HNO3, 0,324 M se requiere para que

reaccione completamente con 22,0 mL de Ba(OH)2, 0,0612 M.

Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2 H2O63. Un exceso de AgNO3 reacciona con 100,0 mL de una solución de AlCl3, dando

0,275 g de AgCl. ¿Cuál es la molaridad de la solución de AlCl3?

AlCl3 + 3 AgNO3 → 3 AgCl + Al(NO3)3





64. Una muestra impura de Na2CO3 solido se dejo reaccionar con HCl 0,1026 M.

Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2 + H2OUna muestra de 0,1247 g de carbonato de sodio reuqeria 14,78 mL de HCl.¿Cuál es la pureza del carbonato de sodio?

65. ¿Cuál es la máxima cantidad de NaCl que puede ser formado por la reacciónde 5,00 g de sodio con 7,10 g de cloro?, ¿Qué sustancia es el reactivolimitante?, ¿Qué sustancia esta en exceso?.

2 Na + Cl2 → 2 NaCl66. ¿Qué masa de BaSO4 sera producida por la reacción de 33,2 g de Na2SO4

con 43,5 g de Ba(NO3)2?

Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2 NaNO3

67. Considere la reacción para la obtención de DDTCCl3CHO + 2 C6H5Cl→ (ClC6H4)2CHCCl3 + H2OSi 100,0 g de CCl3CHO es tratado con 100,0 g de C6H5Cl.c) ¿Qué masa de DDT se formara?

d) ¿Qué ocurriría si la cantidad de CCl3CHO fuese doblada?

68. Considere la siguiente reacción:

HNO3 + Cu→ Cu(NO3)2 + NO2 + H2OUna pieza de Cu metalico de 3,31 cm x 1,84 cm x 1,00 cm, reacciona con 157mL de una solución de acido nítrico 1,35 M. La densidad del cobre es 8,92g/mL.d) ¿Determinar el número de moles de cada reactante?

e) ¿Qué volumen de NO2 a 297 oK y 1,01 atm se formara?

f) ¿Indicar que sucedería si la cantidad de Cu fuese doblada?

69. El porcentaje de rendimiento de la reacción que se muestra es 85 %.

PCl3 + Cl2 → PCl5 ¿Que masa de PCl5 se esperaría de la reacción cuando reacciona 38,5 g dePCl3 con un exceso de cloro?

70. El porcentaje de rendimiento de la reacción llevada a cabo en una soluciónde tetracloruro de carbono es 57 %.

Br2(CCl4) + Cl2(CCl4)→ 2 BrCl(CCl4)c) ¿Que cantidad de BrCl se formaría por la reacción de 0,0100 mol de Br 2

con 0,0100 mol de Cl2?

d) ¿Que cantidad de Br2 queda sin reaccionar?





71. Un estudiante preparo cobre usando la siguiente reacción dedesplazamiento:

Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+

Para esto utilizo 1,00 g de Zn y obteniendo como producto 1,26 g de Cu,¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción? Realice uncomentario sobre el resultado.

72. El hidrogeno reacciona con algunos de los metales mas activos para formarhidruros ionicos cristalinos. Por ejemplo el Li, forma el LiH:

3 Li + H2 → 2 LiH

¿Que masa de LiH se produciría dejando reaccionar 10,0 g de Li con 10,0 gde H2 medidos en C.N.?

Si el rendimiento actual fue de 6,7 g de LiH. ¿Cuál es el porcentaje derendimeinto?73. El circonio es obtenido industrialmente usando el proceso de Kroll:

ZrCl4 + 2 Mg → Zr + 2 MgCl2 Calcule la masa de Zr obtenible por cada tonelada de Mg consumido.

74. ¿Qué masa de clorato de potasio seria requerido para proporcionar lacantidad correcta de oxígeno necesario para quemar 35,0 g de CH4?

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

CH4 + 2 O2 →

CO2 + 2 H2O75. El hidrogeno obtenido por descomposición eléctrica del agua, fue combinadocon cloro para producir 51,0 g de cloruro de hidrogeno. Calcule la masa deagua descompuesta.

2 H2O→ 2 H2 + O2 H2 + O2 → 2 HCl

76. Elabore una lista e indique los nombres de diez cationes y diez aniones.

77. Iguale las siguientes ecuaciones ionico electrónicas, indicando en cada una

de ellas, si se trata de una oxidación o reducción.

s) Cu→ Cu2+

t) Cl1- →Cl2

u) Fe2+ → Fe3+

v) Ag →Ag1+

w) V4+ →V3+

x) Br2 →Br1-





y) I1- → I2

z) MnO41- → MnO2

aa) MnO41- → Mn2+

bb) SO32- → SO4

2-

cc) Cr2O72- → Cr3+

dd) BiO31- → Bi3+

ee) IO31- → I1-

ff) NO31- → NO2

gg) Zn → Zn2+

hh) Mg → Mg2+

ii) NO21- → NO3

1-

jj) ClO31- → Cl1-

78. Iguale las siguientes ecuaciones por el método ion-electron, indicando cuales el agente oxidante, cual es el agente reductor y calcule sus pesos

equivalentes:

I2 + HNO3 → HIO3 + dióxido de nitrógeno + H2OZn + HNO3 → nitrato de zinc + NH4NO3 + aguaCH3-CH2-OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → CH3-CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2OBismutato de potasio + Mn(NO3)2 + HNO3 → Bi(NO3)3 + KMnO4 + KNO3 +aguaPbO2 + HCl→ Cl2 + cloruro plumboso + H2OCu + HNO3 → Nitrato cúprico + NO + aguaFe + HNO3 → nitrato ferrico + nitrato de amonio + H2O

MnO2 + HCl→ MnCl2 + Cl2 + aguaIodato de sodio + hiposulfito de sodio + bisulfito de sodio → I2 + Na2SO4 +H2OKMnO4 + H2O2 + H2SO4 → sulfato de potasio + sulfato manganoso + O2 +H2O





QUIMICA ORGANICALos compuestos orgánicos en general se clasifican de acuerdo a grupos funcionalespresentes en su estructura y composición química.En la tabla siguiente se indican los nombres de la función, el grupo funcional yejemplos de carácter básico, y a partir de ello se pueden escribir las fórmulasquímicas de otros compuestos orgánicos y nombrarlas.

GRUPOS FUNCIONALES DE LOS GRUPOS ORGANICOS

Nombre de la funcion Grupo funcional Ejemplo

Alcanos (parafinas)

Alquenos (olefinas)

Alquinos (acetilenos)

Alicíclicos

Aromáticos

Derivados halogenados

Alcoholes

Fenoles

Éteres

Aldehídos

Cetonas

Ácidos

Esteres

Aminas

Amidas

Nitrilos

Nitrocompuestos

HC CH

H2C CH2

H3C CH3

R X

R OH

OH

R O R'

R C

O

H

R C

O

R'

R CO

OH

R C

O

OR'

R NH2

R C

O

NH2

R C N

R NO2

CH3-CH2-CH3

CH2=CH-CH3

HC C CH3

CH3-CH2-CH2

Cl

CH3-CH2-CH2

OH

OH

H3C O CH3

H3C C

O

H

H3C C

O

CH3

H3C CO

OH

H3C C

O

OCH2CH3

H3C NH2

H3C C

O

NH2

H3C C N

H3

C NO2

Propano

Propeno

Propino

Ciclopentano

Benceno

1-cloropropano

1-propanol

Fenol

Éter dimetilico

Etanal

Propanona

Ácido etanoico

Etanoato de etil

Metilamina

Etanoamida

Etanonitrilo

Nitrometano

CAPITULO V





QUIMICA INORGANICA

A continuación se presentan los distintos tipos de compuestos inorgánicos en fórmulasquímicas y sus nombres respectivos. Esta manera de presentación facilita el manejo dela nomenclatura a partir de su composición. Ejemplo, todos los elementos del grupo I

de la tabla periódica al combinarse con el oxígeno forman óxidos con la composiciónM2O (M=metal) y así sucesivamente.

OXIDOS

Li2O Oxido de litio Na2O Oxido de sodioK 2O Oxido de potasioRb2O Oxido de rubidioCs2O Oxido de cesioFr 2O Oxido de francio

CaO Oxido de calcioBaO Oxido de barioRaO Oxido de radioSrO Oxido de estroncioZnO Oxido de cincCdO Oxido de cadmioMgO Oxido de magnesio

Al2O3 Oxido de aluminio

Bi2O3 Oxido de bismutoIn2O3 Oxido de indio

Cu2O Oxido cuprosoCuO Oxido cupricoHg2O Oxido mercuriosoHgO Oxido mercurico

CoO Oxido cobaltosoCo2O3 Oxido cobaltico

NiO Oxido niqueloso

Ni2O3 Oxido niquelicoCrO Oxido cromosoCr 2O3 Oxido cromicoMnO Oxido manganosoMn2O3 Oxido manganico

PbO Oxido plumbosoPbO2 Oxido plumbico

PtO Oxido platinosoPtO2 Oxido platinicoSnO Oxido estannoso

SnO2 Oxido estannico





HIDROXIDOS

LiOH Hidroxido de litio NaOH Hidroxido de sodio

KOH Hidroxido de potasioRbOH Hidroxido de rubidioCsOH Hidroxido de cesioFrOH Hidroxido de francio

Ca(OH)2 Hidroxido de calcioBa(OH)2 Hidroxido de barioRa(OH)2 Hidroxido de radioSr(OH)2 Hidroxido de estroncioZn(OH)2 Hidroxido de cincCd(OH)2 Hidroxido de cadmio

Mg(OH)2 Hidroxido de magnesio

Al(OH)3 Hidroxido de aluminioBi(OH)3 Hidroxido de bismutoIn(OH)3 Hidroxido de indio

CuOH Hidroxido cuprosoCu(OH)2 Hidroxido cupricoHgOH Hidroxido mercuriosoHg(OH)2 Hidroxido mercurico

Co(OH)2 Hidroxido cobaltosoCo(OH)3 Hidroxido cobaltico

Ni(OH)2 Hidroxido niqueloso Ni(OH)3 Hidroxido niquelicoCr(OH)2 Hidroxido cromosoCr(OH)3 Hidroxido cromicoMn(OH)2 Hidroxido manganosoMn(OH)3 Hidroxido manganico

Pb(OH)2 Hidroxido plumboso

Pb(OH)4 Hidroxido plumbico Pt(OH)2 Hidroxido platinosoPt(OH)4 Hidroxido platinicoSn(OH)2 Hidroxido estannosoSn(OH)4 Hidroxido estannico

HIDRUROSLiH Hidruro de litio

NaH Hidruro de sodioKH Hidruro de potasioRbH Hidruro de rubidio

CsH Hidruro de cesioFrH Hidruro de francio





CaH2 Hidruro de calcioBaH2 Hidruro de barioRaH2 Hidruro de radioSrH2 Hidruro de estroncio

ZnH2 Hidruro de cincCdH2 Hidruro de cadmioMgH2 Hidruro de magnesio

AlH3 Hidruro de aluminioBiH3 Hidruro de bismutoInH3 Hidruro de indio

CuH Hidruro cuprosoCuH2 Hidruro cupricoHgH Hidruro mercurioso

HgH2 Hidruro mercurico

CoH2 Hidruro cobaltosoCoH3 Hidruro cobaltico

NiH2 Hidruro niqueloso NiH3 Hidruro niquelicoCrH2 Hidruro cromosoCrH3 Hidruro cromicoMnH2 Hidruro manganosoMnH3 Hidruro manganico

Pb H2 Hidruro plumbosoPb H4 Hidruro plumbico

Pt H2 Hidruro platinosoPt H4 Hidruro platinicoSn H2 Hidruro estannosoSn H4 Hidruro estannico

ANHIDRIDOSCl2O Anhídrido hipocloroso

Cl2O3 Anhidrido clorosoCl2O5 Anhidrido cloricoCl2O7 Anhidrido percloricoBr 2O Anhídrido hipobromosoBr 2O3 Anhidrido bromosoBr 2O5 Anhidrido bromicoBr 2O7 Anhidrido perbromicoI2O Anhidrido HipoyodosoI2O3 Anhidrido yodosoI2O5 Anhidrido yodicoI2O7 Anhidrido peryodico

SO Anhídrido hiposulfurosoSO2 Anhidrido sulfuroso





SO3 Anhidrido sulfuricoSeO Anhídrido hiposeleniosoSeO2 Anhidrido seleniosoSeO3 Anhidrido selenicoTeO Anhídrido hipoteluroso

TeO2 Anhidrido telurosoTeO3 Anhidrido telurico

N2O3 Anhidrido nitroso N2O5 Anhidrido nitricoP2O3 Anhidrido fosforosoP2O5 Anhidrido fosforitoAs2O3 Anhidrido arseniosoAs2O5 Anhidrido arsénicoSb2O3 Anhidrido antimoniosoSb2O5 Anhidrido antimonicoCO Anhídrido carbonoso

CO2 Anhidrido carbonicoSiO Anhídrido siliciosoSiO2 Anhidrido silicico

MnO Anhidrido manganosoMnO2 Anhidrido manganicoMn2O7 Anhidrido permanganicoCrO3 Anhidrido cromicoB2O3 Anhidrido borico

ACIDOS HIDRACIDOSFH Acido fluorhidricoClH Acido clorhidricoBrH Acido bromhidricoIH Acido yodhidricoSH2 Acido sulfihidricoSeH2 Acido selenhidricoTeH2 Acido telurhidrico

NH3 Amina o amoniacoPH3 Fosfina o fosfamina

AsH3 Arsina o arsenaminaSbH3 Estibina o estibaminaCH4 MetanoSiH4 Silano

ACIDOS OXIACIDOSHClO Acido hipoclorosoHClO2 Acido clorosoHClO3 Acido cloricoHClO4 Acido percloricoHBrO Acido hipobromoso

HBrO2 Acido bromosoHBrO3 Acido bromico





HBrO4 Acido perbromicoHIO Acido hipoyodosoHIO2 Acido yodosoHIO3 Acido yodicoHIO4 Acido periódico

H2SO2 Acido hiposulfurosoH2SO3 Acido sulfurosoH2SO4 Acido sulfuricoH2SeO2 Acido hiposeleniosoH2SeO3 Acido seleniosoH2SeO4 Acido selenicoH2TeO2 Acido hipotelurosoH2TeO3 Acido telurosoH2TeO4 Acido telurico

HNO2 Acido nitrosoHNO3 Acido nitricoHPO2 Acido fosforosoHPO3 Acido fosforitoHAsO2 Acido arseniosoHAsO3 Acido arsenicoHSbO2 Acido antimoniosoHSbO3 Acido antimonico

H2CO2 Acido carbonosoH

2CO

3 Acido carbonico

H2SiO2 Acido silisiosoH2SiO3 Acido silisico

H2MnO3 Acido manganosoH2MnO4 Acido manganicoHMnO4 Acido permanganicoH2CrO4 Acido cromicoHBO2 Acido borico

SALES NEUTRAS

NaCl Cloruro de SodioMgBr 2 Bromuro de MagnesioZnS Sulfuro de cincPtCl4 Cloruro platinicoKI Yoduro de potasioPtSe2 Seleniuro platinicoPbS Sulfuro plumbosoCrCl3 Cloruro cromicoFeBr 2 Bromuro ferroso

MnI2 Yoduro manganoso




SALES NEUTRAS

CaCO3 Carbonato de calcioKNO3 Nitrato de potasio

Na2SO4 Sulfato de sodio

KMnO4 Permanganato de potasio Ni(NO2)3 Nitrito niquelitoKBrO4 Bromato de potasio

NaClO Hipoclorito de sodio

qmc99-fcpn castañeta

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