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Prof. Ninoska Meaño. Química. 4to año 1

U.E. “Nuestra Señora de Lourdes”

GUIA DE QUÍMICA 4TO AÑO

(Segundo lapso)

Prof. Ninoska Meaño Correa

enero, 2020

TEMA: LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA

OBJETIVOS

Al finalizar esta unidad el estudiante estará en capacidad de:

1. Enunciar la ley de conservación de la masa.

2. Aplicar, mediante la resolución de problemas la ley de conservación de masas.

3. Enunciar la ley de las proporciones definidas o de la composición constante.

4. Aplicar mediante la resolución de problemas, la ley de las proporciones definidas o

de la composición constante.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA

Enunciada por Antonie Lavoisier en 1789, esta ley establece que cuando ocurre una

reacción química la masa se mantiene constante. Es decir, la masa después de la reacción es

igual a la masa antes de la reacción. Cuando años después, en 1808, Daltón formuló su

teoría atómica, pudo explicar esta ley a través del concepto de la indestructibilidad de los

átomos. Si los átomos son indestructibles, al ocurrir una reacción química lo que se produce

es un rearreglo de los átomos, sin que haya variación en la cantidad de materia (masa). Es

importante destacar que este rearreglo no es tan simple pues implica consumo o producción

de energía y la aparición, en el sistema, de propiedades totalmente diferentes.

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

MINISTERIO DEL P.P PARA LA EDUCACIÓN Puerto La Cruz Estado Anzoátegui Venezuela.


Hoy en día sabemos que, cuando ocurre una reacción química, lo que se mantiene

constante es la energía del “universo” y que en determinadas circunstancias pueden suceder

cambios en la masa. Sin embargo, excepto en las reacciones nucleares, donde ocurre una

modificación del núcleo de los átomos involucrados, la variación de masa en el resto de las

reacciones químicas es insignificante e imperceptible.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

Establecida por Louis Proust en 1801, expresa que cuando dos o más elementos se

combinan para formar un compuesto, siempre lo harán en una relación invariable de

masas.

Los mismos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto; por

ejemplo, el gas natural, tan importante para Venezuela, contiene metano (CH4), etano

(C2H6), propano (C3H8) y butano (C4H10). Para cada uno de estos compuestos se cumple

la ley de las proporciones definidas.

A cada momento y en todos los lugares del mundo se está haciendo uso de la ley de

las proporciones definidas. Muchas veces la cantidad de una especie molecular o iónica

se determina en relación con la cantidad de un reactivo gastado, pues ambas cantidades

están en una relación fija e invariable.

Por ejemplo, la cantidad de ion cloruro en una muestra de orina podría determinarse

por la cantidad de reactivo (ion plata) consumido para formar cloruro de plata (AgCl).

Ejercicios propuestos para demostrar el cumplimiento de las leyes de la conservación de la

masa y proporciones definidas:

1) Cuando el gas butano arde en presencia de oxígeno, produce dióxido de carbono y

agua. Experimentalmente comprobamos que cuando quemamos 29 g de butano se


desprende 22 g de dióxido de carbono y 45 g de agua. Indique qué cantidad de

oxígeno ha reaccionado y la ley en que basó su respuesta.

2) Si 60 g de carbono, al arder en el aire, consume 160 g de oxígeno, ¿Qué masa de

oxígeno reacciona con 450 g de carbono?

3) Sabemos que un óxido de cobre presenta una composición del 79,87 % de Cu.

Indica el significado de este dato. Calcula cuál será la cantidad de cobre y de

oxígeno que tendremos en 10 g de este óxido.

4) Un gramo de calcio reacciona completamente con cloro en exceso, formando 2,77 g

de cloruro de calcio. Halle la cantidad de cloro que reacciona.

5) Sabemos que 40g de calcio reaccionan con 16 g de oxígeno para formar óxido de

calcio. Calcule:

a) La masa de óxido de calcio que se obtiene cuando reacciona 20 g de Ca con 10 g de

O.

b) La cantidad del reactivo que sobra.

6) Al reaccionar 6,2 g de magnesio con 47,1 g de yodo, se forman 51,6 g de yoduro de

magnesio (quedando magnesio en exceso). ¿Cuántos gramos de magnesio

reaccionaran si partiéramos de 10 g de yodo?

7) Se prepara óxido de aluminio (Al2O3) con distintas masas de aluminio y de oxígeno,

que se combinan como si indican en la siguiente tabla:

Compuesto 1 Compuesto 2 Compuesto 3

Aluminio (g) 36,6 0,28 1,92

Oxígeno (g) 32,5 0,25 1,71

a) Demuestre que se cumple la ley de las proporciones definidas.

b) Calcule la masa de óxido de aluminio que se obtiene en cada caso.

c) Calcule la cantidad de oxígeno que se combinaría con 18 g de Aluminio.

8) Se hace reaccionar un elemento A con distintas cantidades de otro elemento B. Si

las relaciones entre las masas que se combinan de esos dos elementos son:

Elemento A (g) Elemento B (g) Compuesto


1 4,2 11,2 ¿?

2 8,4 22,4 ¿?

a) Compruebe que se cumple la ley de las proporciones definidas

b) Determine qué cantidad de cada uno de los elementos (A y B) se necesitan para

formar 50 g del compuesto.

9) El óxido de mercurio (II) contiene 92,6 % de mercurio. Cuando reacciona una cierta

cantidad de mercurio con 3,10 g de oxígeno para formar dicho óxido, quedan 8,55 g

de mercurio sin reaccionar ¿Cuál era la cantidad de mercurio inicial? Resp. 47,34 g

TEMA: ESTEQUIOMETRIA OBJETIVOS.

1. Definir los conceptos de átomo, molécula, símbolo, fórmula, masa atómica, masa

molecular, unidad de masa atómica.

2. Calcular la masa molecular de un compuesto a partir de la fórmula y las masas

atómicas de los elementos constituyentes.

3. Definir el mol y establecer su relación cuantitativa con el número de partículas.

4. Definir fórmula empírica y molecular y establecer analogías y diferencias entre

ellas.

5. Calcular, a través de problemas, fórmulas empíricas y moleculares de acuerdo con

datos que pueden ser obtenidos experimentalmente.

6. Representar los elementos, compuestos y cambios químicos mediante el uso de

símbolos, formulas y ecuaciones respectivas y justificar cada uno de ellos de

acuerdo con lo pautado en la teoría atómica.

7. Aplicar las leyes fundamentales y los conceptos de masa atómica, masa molecular,

fórmula, mol, pureza para realizar cálculos estequiométricos en los procesos

industriales y factores cuantitativos ligados a los procesos químicos.

INTRODUCCCIÓN

La palabra estequiometría viene del griego stoicheion, que significa “primer principio o

elemento”, y metron “medida”. Estudia las relaciones cuantitativas entre elementos y


compuestos (estequiometría de composición) y entre sustancias que experimentan cambios

químicos (estequiometría de reacciones). La Estequiometría es la relación cuantitativa entre

reactivos y productos. Se basa en las leyes de la combinación química; permite a científicos

e ingenieros, describir cálculos que comprenden relaciones de masa entre átomos de un

compuesto, y entre moléculas y átomos en una reacción química. Las relaciones

estequiométricas se pueden establecer entre partículas (átomos, moléculas e iones), moles,

masas y volúmenes.

ÁTOMO

Es la unidad fundamental de un elemento que puede intervenir en una combinación

química. Mantiene su identidad química a través de cambios físicos y químicos. Los

átomos de los elementos se representan a través de símbolos químicos.

Masa atómica: es la masa de un átomo de un determinado elemento químico, en unidades

de masa atómica.

Unidad de masa atómica (uma): se define como la masa exactamente igual a un doceavo

de la masa de un átomo de carbono-12 (isótopo más abundante). Esta unidad fue creada

para poder expresar las masas de los protones y neutrones en números más sencillo, que

cuando se usa la unidad de gramos.

En la actualidad y desde 1961, para unificar criterios, la International Unión of Pure

and Applied Chemistry (IUPAC) que significa Unión Internacional de la Química Pura y

Aplicada, acordó utilizar como patrón: el isótopo del carbono de número másico 12 (que se

representa como 12C o como C-12), al que se le adjudicó la masa atómica exacta de 12

uma. De esta manera, que el cloro tenga, por ejemplo, una masa atómica de 35,5; significa

que sus átomos son 35,5 veces más pesados que 1/12 del átomo de C12.

En definitiva, hay que considerar que:

a) La masa atómica de un elemento es una masa relativa, comparado con la masa de un

átomo de C-12.

b) La masa atómica de un elemento es, en realidad, la masa atómica media de todos los

isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la cantidad relativa de cada isótopo, tal como

se presenta dicho elemento en la naturaleza (abundancia relativa).


c) Las masas atómicas de todos los elementos conocidos se encuentran recogidos en la

actualidad en la Tabla Periódica.

MOLÉCULA

Es un agregado formado por dos o más átomos en un arreglo definido que se mantienen

unidos por medio de enlaces químicos. Las moléculas están representadas por una Fórmula

Química; así la fórmula del agua es H2O.

De acuerdo con los tipos elementos presentes, se clasifican en:

Homonucleares: moléculas que se componen de un solo tipo de elemento.

Ejemplos: P4, H2, O3, entre otras.

Heteronucleares: moléculas con dos o más elementos diferentes. Ejemplos: CO,

H2O, CH3COOH, entre otras.

De acuerdo al número de átomos que la conforman, se clasifican en:

Moléculas diatómicas: constituidas por 2 átomos. Ejemplos: CO, O2, entre otras.

Moléculas poliatómicas: formadas por 3 o más átomos. Ejemplos: H2O, C6H12O6;

entre otras.

FÓRMULA QUÍMICA

Expresan la composición de una molécula por medio de los símbolos químicos. En la

fórmula, los símbolos de cada elemento presente en la molécula se enumeran seguidos por

un subíndice que indica la cantidad de cada tipo de átomo. La fórmula de un solo átomo es

su símbolo químico; por tanto, K puede representar a un átomo de potasio; no es muy

común en la naturaleza encontrar átomos aislados, salvo en el caso de los gases nobles.

El agua tiene por fórmula H2O, que indica que su molécula está formada por 2

átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno; la fórmula del cloroformo es CHCl3, que

expresa que su molécula está constituida por 1 átomo de carbono, 1 átomo de hidrógeno y 3

átomos de cloro; y el Cl2, es la fórmula del cloro, su molécula está compuesta por 2 átomos

de este elemento.

¿Qué información nos da una Fórmula Química?


La composición: muestra tanto los elementos presentes (símbolos químicos) como

la proporción en la que se encuentran (subíndice)

Representan si son estructuras neutras o iónicas. Ejemplos: H2SO4 y H2O, son

moléculas neutras; (NO3)- y (NH4)

+ son estructuras iónicas.

Pueden tener información adicional, como dobles y triples enlaces.

Masa molecular (Mm): Es la masa de una molécula, en unidades de masa atómica. La

masa de una molécula puede determinarse mediante la suma de las masas de todos los

átomos que la componen. Por ejemplo, una molécula de agua (H2O) contiene dos átomos de

hidrógeno y un átomo de oxígeno y su masa molar es de 18,02 uma, como se muestra en el

siguiente ejemplo.

Ejemplo: Determinar la masa molecular del agua, H2O.

Busco las masas atómicas relativas para el H y el O en la tabla periódica, allí puedo

observar que la masa atómica del H: 1,008 uma y del O: 16,00 uma, ahora procedo a

calcular la masa molecular del H2O, multiplicando la masa atómica de cada elemento por el

número de veces que se repite dicho elemento en la formula química del compuesto.

H: 2×1,008 uma = 2,016 uma

O: 1×16,00 uma = 16,00 uma

Mm del agua = 18,02 uma

LA CANTIDAD DE SUSTANCIA (El mol)

A menudo, es más conveniente agrupar objetos en unidades de medida definidas para los

cálculos. Por ejemplo, las rosas y los huevos se venden comúnmente en unidades de 12, una

docena. La fruta en un mercado de granjeros a menudo se vende por arrobas o guacal.

Aún la pizca más pequeña de materia que podamos manejar con confianza tiene un

número enorme de átomos; por esta razón en cualquier situación real, debemos manejar


números grandes de átomos en forma conveniente. La idea de utilizar una unidad para

describir un número (cantidad) de objetos es una práctica cotidiana.

Esta unidad química en el sistema internacional es el mol y se define como la

cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones u

otros) como átomos hay en 12 g de átomos puros de Carbono-12.

Mediante muchos experimentos se obtuvo, que el valor que se acepta en la

actualidad es: 1 mol = 6,0221415 x 1023

partículas. Este número recibe el nombre de

Número de Avogadro, en honor a Amadeo Avogadro; y por lo general expresa las

cantidades de átomos, iones, electrones y moléculas que hay en un mol de sustancia. Por

ejemplo:

1 mol de partículas contiene 6,022x1023 partículas.

Para la molécula de agua (H2O) se pueden establecer las siguientes relaciones:

1 mol de moléculas de H2O contiene 6,022x 1023

moléculas de agua

1 mol de moléculas de H2O contiene 2x 6,022x1023

átomos de H

1 mol de moléculas de H2O contiene 1x 6,022x1023

átomos de O

Ejemplo ¿Cuántos moles de átomos de neón hay en 200 átomos de neón (Ne)?

Solución.

La definición de que 1 mol de partículas contiene 6,022045 x 1023

partículas, produce dos

factores de conversión los cuales relacionan mol de átomos Ne con átomos de Ne.

1 6,022×1023

á , o bien,

6,022×1023

á representan 1

Se escoge, el primer factor, ya que permite cancelar unidades de átomos de Ne y

obtener mol de Ne; y se establece la siguiente relación:

1 mol Ne ---------- 6,02x1023

átomos de Ne

X---------------- 200 átomos de Ne

Respuesta.

Hay 3,32×10-22

moles de átomos de neón en 200 átomos de neón


Masa Molar (M)

La masa de un mol de una sustancia se define como la masa molar, y se da en unidades de

gxmol-1

(g/mol). La escala molar fue creada, para que un mol de cualquier sustancia sea

igual a su masa atómica (o molecular) expresada en gramos.

La cantidad de sustancia (N) que se expresa mediante la unidad mol, es distinta a la

cantidad de materia o masa (m) que se expresa utilizando unidades como gramo, kilogramo

o miligramo. A esa cantidad de sustancia (N), se le puede medir su masa (m) en una

balanza. Si bien N y m son distintas, están directamente relacionadas por una constante,

denominada masa molar; la cual se puede calcular por la suma de las masas atómicas de los

elementos constituyentes de la molécula.

Ejemplo. Calcule la masa molar de la glucosa (C6H12O6)

C: 12,01 g/mol x 6 = 72,06 g/mol

H: 1,008 g/mol x 12= 12,10g/mol

O: 16,00 g/mol x 6= 96,00g/mol

M de la glucosa = 180,16 g/mol

Respuesta:

La masa de 1 mol de glucosa = 180,16 g

COMPOSICIÓN CENTESIMAL O PORCENTUAL

Cuando se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química puede expresarse

como masa porcentual de cada elemento en un compuesto (composición porcentual).

% Elemento= n x Masa atómica del elemento x 100

Masa molecular del compuesto

Donde:

n: número de moles de átomos del elemento en la fórmula química

Ejemplo. Calcule la composición porcentual en masa del ácido nítrico (HNO3)

Solución.

• Primero se calcula la masa molar del HNO3


H: 1,0 g/mol x 1 = 1,0 g/mol

N: 14,0 g/mol x 1 = 14,0 g/mol

O: 16,0 g/mol x 3 = 48,0 g/mol

M HNO3 = 63,0 g/mol

• Luego, se aplica la ecuación de composición centesimal o porcentual

%H = 1 x 1 g/mol x 100 = 1,59%

63 g/mol

%N = 1 x 14 g/mol x 100 = 22,22%

63 g/mol

%O= 3 x 16 g/mol x 100 = 76,19%

63 g/mol

Respuesta:

El ácido nítrico es 1,59 % H; 22,22 % N y 76,19 % O en masa. Todas las muestras de

HNO3 puras tiene esta composición, de acuerdo a la ley de las proporciones definidas o

constantes.

FORMULA EMPIRICA Y FORMULA MOLECULAR

Los tipos de fórmulas químicas de acuerdo a la proporción en el número de átomos que la

conforman pueden ser:

Fórmula Empírica (FE) o fórmula mínima, es la proporción más pequeña de

números enteros de átomos presentes.

Fórmula Molecular (FM), es la que indica la cantidad exacta (número real) de

átomos presentes en una molécula de compuesto.

Por ejemplo, la fórmula molecular del peróxido de hidrógeno es H2O2, mientras que su

fórmula empírica es HO. Los subíndices de una fórmula empírica siempre son las

relaciones más pequeñas posibles de números enteros. La fórmula molecular está siempre

en relación con la fórmula empírica mediante un número entero (n), resumido en la

siguiente ecuación:


= [ ] x

El valor de n es siempre un número entero, mayor que cero, y se calcula como

sigue:

n= Masa molar de la FM

Masa molar de la FE

Donde:

FM: formula molecular del compuesto

FE: fórmula empírica del compuesto

Ejemplo. El etanol se encuentra compuesto de carbono (52,14%), hidrógeno (13,13%) y

oxígeno (34,73%); y con masa molar de 46 g/mol. Determine su fórmula molecular.

Solución:

Para mayor facilidad, suponga que el resultado que se obtuvo fue 100 g de etanol. En

consecuencia, contiene:

1. Suponer 100 g de etanol nos permite asumir que 52,14 g son de carbono,

13,13 g de hidrogeno y 34,73 g son de Oxígeno.

2. Convertir los gramos a moles, dividiendo entre las masas atómicas correspondiente.

52,14 / 12,01 g/mol = 4,341

13,13 / 1,008 g/mol = 13,03 H

34,73 / 16 g/mol = 2,171

3. Dividir los resultados obtenidos en el paso 2 por el número de mol más pequeño

4,341 / 2,171 mol= 2 C

13,03 / 2,171 mol = 6

2,171 O / 2,171 mol= 1 O

FE = C2H6O

4. Calcular el valor de n, para ello calculamos la masa molar de la FE

Calculando la masa molar de la FE (C2H6O), con las masas atómicas de los elementos.


C: 12,01 g/mol x 2 = 24,02 g/mol

H: 1,008 g/mol x 6 = 6,05g/mol

O: 16,00 g/mol x 1 = 16,00g/mol

Masa molar FE = 46,07g/mol, y sabiendo que la masa molar de la FM es 46 g/mol (este

dato no los dio el enunciado del ejercicio) calculamos n.

n= 46 g/mol / 46 g/mol = 1

5. Calcular la fórmula molecular, aplicando FM= n x FE

= [ 2H6O]x = C2H6O

Respuesta:

La fórmula molecular del etanol es C2H6O

Analogías entre Fórmula empírica y molecular

1. Informa los elementos constituyentes de la molécula

2. En los compuestos orgánicos la fórmula empírica y la molecular pueden coincidir

Diferencias entre la fórmula empírica y molecular

Formula empírica Formula molecular

No indica la cantidad real de átomos Indica la cantidad real de átomos

Es la fórmula más simple Es la fórmula exacta

Se obtiene a partir de datos experimentales Se obtiene a partir de la formula empírica y

la masa molar del compuesto

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es un proceso que implica la creación de nuevas sustancias. Las

reacciones químicas se pueden representar de modo abreviado mediante, el empleo de los

símbolos y/o fórmulas, que indican que elementos y/o compuestos intervienen en el

proceso. Este modo de representación constituye una ecuación química.

Por ejemplo:


aA + bB cC + dD

Se lee el signo + como “reacciona con”, y la flecha como “produce”. Las fórmulas

químicas colocadas a la izquierda de la flecha representan las substancias iniciales que dan

lugar al proceso (A y B en este caso) y que se conocen como substancias reaccionantes o

reactivos, y a la derecha de la flecha representan las substancias finales que se originan (C y

D) denominadas productos de la reacción o productos. Los números que preceden a las

fórmulas (a, b, c y d) son coeficientes estequiometricos, indican el número relativo de

moléculas de cada tipo involucradas en la reacción.

Nuestros sentidos perciben que ha ocurrido una reacción química a través de una o

más señales: cambios de color, desprendimiento de gases, formación de sólidos en un

medio líquido (precipitado), desprendimiento de calor con el consiguiente aumento de

temperatura y absorción de calor y, por tanto, disminución de temperatura. Todas las

reacciones químicas obedecen a leyes que fueron enunciadas hace aproximadamente dos

siglos. Eran los años en que se empezaba a delinear lo que serían los conceptos

fundamentales de la química.

¿Qué información nos da una Ecuación Química?

1. Elementos y compuestos que intervienen en la reacción.

2. Los coeficientes de reacción (a, b, c, d) muestran la proporcionalidad entre

reactivos y productos.

3. Los estados de agregación de los reactivos y productos en la reacción

química, son identificados específicamente con letras minúsculas entre paréntesis. Los

gases se denotan con una (g); los líquidos se identifican con una (l), y los sólidos con una

(s). Las sustancias que están en solución con agua (mezclas homogéneas), se identifican

mediante la notación acuosa abreviada entre paréntesis (ac).

4. Los cambios energéticos ocurridos; con signos: negativo si son exotérmicos,

reacción o procesos químicos que desprenden calor; o positivo si son endotérmicos,

reacción o procesos químicos que absorben calor.


5. Otros símbolos, representan: formación de precipitado (↓), desprendimiento

o liberación de un gas (⸕), presencia de calor (Δ) y presencia de electricidad

Balanceo de Ecuaciones Químicas

Una transformación química consiste en la agrupación distinta de los átomos que forman

las substancias reaccionantes para dar lugar a los productos de la reacción, el número de

átomos de cada clase debe permanecer invariable y ser el mismo en los dos miembros de la

ecuación. En consecuencia, hay que ajustar o balancear la ecuación; lo cual consiste en

igualar, para lo cual, se coloca delante de cada fórmula un número entero o coeficiente, el

cual corresponde al menor número de moléculas necesarias para que el proceso elemental

tenga lugar.

Considere la reacción entre el vapor de agua y el hierro al rojo para formar

hidrógeno y óxido de hierro magnético. La ecuación indicada (sin ajustar) de este proceso

es:

Fe + H2O Fe3O4 + H2

La cual expresa tan sólo, de un modo cualitativo, la naturaleza de las substancias

que intervienen en la transformación. Esta ecuación indicada puede fácilmente igualarse.

Para formar una supuesta molécula de Fe3O4 se necesitan, 3 átomos de hierro y 4 de

oxígeno, para lo cual debe haber a la izquierda de la flecha, substituida casi siempre por un

signo igual, 3 átomos de hierro y 4 moléculas de agua, las que darán lugar también a 4

moléculas de hidrógeno. La ecuación correctamente igualada es:

3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2

La ecuación igualada representa a su vez una relación cuantitativa entre las

cantidades de los reaccionantes, ya que cada fórmula equivale a un mol de la sustancia

correspondiente. La ecuación anterior puede leerse como sigue: 3 moles de hierro (3 x

55,85 g) reaccionan con 4 moles de agua (4 x 18,016 g) para dar lugar a 1 mol de óxido de

hierro magnético (231,55 g) y a 4 moles de hidrógeno (4 x 2,016 g). Esta relación


cuantitativa, es la que determina el carácter de verdadera ecuación matemática a las

ecuaciones químicas.

En la siguiente figura, se considera el punto de vista molecular (átomos y

moléculas) de la ecuación química, y una extensión de este punto de vista que corresponde

a las cantidades reales de vida útil en el trabajo de laboratorio; (interpretación

macroscópica), correspondiente a los coeficientes estequiométricos, expresados en

cantidades de sustancia (mol) y las masas están en gramos, para ello se utiliza las relaciones

de masa molar.

Cálculos a partir de las ecuaciones químicas

Las relaciones cuantitativas entre las cantidades de los componentes que intervienen en

una reacción, derivadas de la ecuación química correspondiente, permiten calcular la

cantidad de una determinada sustancia si se conoce la cantidad de una cualquiera de ellas.

En general, las cantidades calculadas son en masa, pero puede hallarse el correspondiente

volumen si se conoce (para sólidos y líquidos), su densidad. Para relacionar las cantidades

de masa de una sustancia en una reacción química, primero hay que escribir una ecuación

química equilibrada, balanceada, o ajustada.


Ejemplo ¿Cuántos moles de oxígeno (O2) se necesitan para combinarse con 0,500 mol de

hidrogeno (H2) en una reacción que produce agua por medio de la siguiente ecuación?

H2 + O2 H2O

Solución:

Se inicia por ajustar o balancear la ecuación.

2H2 + O2 2H2O

Los coeficientes indican que 2 mol de H2 reaccionan con 1 mol de O2, para producir 2 mol

H2O en esta reacción en particular; por lo tanto, se puede seleccionar entre los siguientes

factores de conversión:

2 mol de H2 1 mol de O2

, o bien,

1 mol de O2 2 mol de H2

Lo que estas relaciones indican es: que para esta reacción 2 mol de H2 equivalen

químicamente (reaccionan) a 1 mol de O2. Por consiguiente, se debe elegir una de ellas para

multiplicarla por la cantidad dada 0,500 mol de H2, y así determinar la cantidad de O2

necesaria.

La relación correcta es la segunda.

1 mol de O2 ------------ 2 moles de H2

X ------------ 0,500 mol de H2

Respuesta:

0,500 mol de de H2 requieren 0,250 mol de O2, para esta reaccionar.

Reactivo limitante y reactivo en exceso

En la vida real, es raro que una reacción química utilice todos los reactivos en la formación

de los productos. Cuando los reactivos no se utilizan en cantidades iguales, se dice que los


reactivos no están presentes en cantidades estequiométricas. Los problemas de este tipo se

conocen como problemas de reactivo limitante. Pueden ser escritos en una variedad de

formas, pero casi todos requieren una determinación matemática para identificar el reactivo

limitante, y en última instancia la medida en que los productos pueden ser formados. Los

moles de producto formados están siempre determinados por los moles del reactivo

limitante.

Reactivo limitante: se consume primero (totalmente) en una reacción. Cuando se agota, la

reacción se detiene y entonces limita las cantidades de productos formados.

Reactivo en exceso: se encuentra en mayor cantidad de la necesaria para reaccionar con el

limitante.

Ejemplo. El proceso comercial más importante para convertir el N2 del aire en compuestos

que contengan nitrógeno se basa en la reacción:

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

a. ¿Cuántos moles de NH3, puede formarse a partir de 3 mol N2 y 6 mol H2?

Solución:

Se pide calcular los moles de producto, NH3, dadas las cantidades de cada reactivo,

N2 y H2, disponibles en una reacción. Por lo tanto, es un problema de reactivo limitante,

Si suponemos que un reactivo se consumió totalmente, se puede calcular cuánto se

originó de producto en la reacción; por lo que la menor cantidad de NH3 calculada, será la

cantidad máxima de producto, que se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante.


2 mol NH3

NH3 = 3 mol N2× = 6 mol NH3

1 mol N2

2 mol NH3

NH3 = 6 mol H2× = 4 mol NH3

3 mol H2

Respuesta:

Los moles de NH3 que se forman son 4 moles. El reactivo limitante es el H2 (observe que

origina la menor cantidad de producto) y el reactivo en exceso el N2.

Rendimiento porcentual de una reacción química.

El Rendimiento teórico de una reacción es la cantidad máxima de producto, según

los cálculos, que se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante. La cantidad de

producto que en realidad se obtiene en una reacción se conoce como rendimiento real. El

rendimiento real, casi siempre es menor (y nunca mayor que) que el rendimiento teórico.

El Porcentaje de rendimiento de un producto es el rendimiento real (determinado

experimentalmente) expresado como un porcentaje del rendimiento teórico calculado.

Rendimiento Real

% Rendimiento = ×100 Rendimiento Teórico

El rendimiento porcentual se utiliza para indicar la cantidad que se obtiene de un producto

deseado en una reacción.

Pureza de muestras

Casi todas las sustancias que se encuentran en los estantes de reactivos en el laboratorio no

son 100% puras. El porcentaje de pureza es el porcentaje en masa de una sustancia

(elemento o compuesto) específica de una muestra impura; matemáticamente se expresa

mediante la siguiente ecuación:


% = ×100

La pureza de una sustancia indica la cantidad de compuesto puro que forma parte de

una muestra impura de material. Cuando se emplean muestras impuras en un trabajo

preciso, deben tomarse en cuenta las impurezas.

BIBLIOGRAFÍA

Adrián M. (2012). Guía de estequiometria. Trabajo de ascenso. Universidad de

Oriente. Venezuela.

Brown, T.; LeMay, H.; Bursten, B.y Murphy, C. (2009). Química. La Ciencia

Central. Decimoprimera edición. México: Pearson Prentice-Hall.

Chang, R. (2002). Química. Séptima edición. Colombia: Editorial McGraw-Hill.

Fundación Polar. (2005). El mundo de la química. Capítulo VI: Las

transformaciones químicas. Fascículo 15, 16 y 17

Whitten, K.; Davis, R.; Peck, M. y Stanley, G. (2009). Química. Séptima edición.

México: Cengage Learning.

GUIA DE EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRIA

Masa atómica, masa molecular, moles (número de Avogadro) y masa molar. (Usar

tabla periódica para buscar la masa atómica o molar en los casos necesarios). NA: 6,022 x

1023

1. Calcule la masa molecular (en uma) y masa molar (g/mol) de cada uno de los

siguientes compuestos:

a. Cafeína: C8H10N4O2 R: 194,22 uma / 194,22 g/mol

b. Acetona: CH3COCH3 R: 58,09 uma / 58,09 g/mol

c. Hidróxido de aluminio: Al(OH)3 R: 78,01 uma/ 78,01 g/mol


d. Sulfato de cobre pentahidratado: CuSO4∙5H2O R: 249,70 uma / 249,70 g/mol.

2. ¿Cuál es la masa (en gramos) de un solo átomo de cada uno de los siguientes

elementos?

a. Mercurio b. Neón c. Carbono

3. Calcule la masa molar de un compuesto si 0,372 moles de él tienen una masa de 152 g.

R: 408,60 g/mol.

4. La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el número

de átomos de nitrógeno, carbono, oxígeno e hidrógeno en 1,68 x 104 g de urea. R:

N:3,37x1026

átomos; C: 1,69x1026

átomos; O: 1,69x1026

átomos; H: 6,74x1026

átomos.

5. Un miligramo de toxina diftérica mata a 10000 ratones. La masa molar de la toxina es

2,9x105 g/mol. ¿Cuántas moléculas se necesitan par matar a un ratón?

6. Para la glucosa (C6H12O6) determine:

a) Composición centesimal

b) Los gramos de glucosa en 6,2 moles.

7. El ácido caproíco CH3 (CH2)4COOH se encuentra en secreciones de la piel de ganado

caprino. Calcule:

a) Composición porcentual

b) Los moles de ácido presentes en 125 g del mismo.

8. El compuesto AZT (C10H13N5O5) es empleado en el tratamiento del SIDA. En un ensayo

experimental se suministra 3 mg de AZT por kilogramo de peso corporal del paciente.

Determine la dosis de AZT (en gramos) que recibe diariamente un paciente que pesa 70,5

Kg.

9. Una persona que ingiere diariamente un gramo de Vitamina C (C6H8O6). ¿Cuántos

moles y cuántas moléculas habrá ingerido en 30 días?

10. Para los siguientes compuestos hidratados, determine su composición porcentual:

a) Cu3(PO4)2 . 7H2O b) Fe(NO3)3 . 6H2O

Formula empírica y formula molecular.


1. La composición en masa de una sustancia orgánica es: 35,66% de C, 1,98% de H,

6,93% de N, 15,85% de O 39,58% de Br. Se sabe que la masa molar de la sustancia

es 202 g/mol. Determine la formula empírica y molecular.

2. Una muestra de 1,261 g de cafeína contiene:0,624 g de C, 0,065 g de H,} y 0,364 g

de N. Si la masa molar de la cafeína es 194 g/mol. Halle la formula molecular.

3. Se tiene un hidrocarburo formado por 85,72% de carbono y 14,28% de Hidrogeno,

si 1g del hidrocarburo contiene 5,375x1021

moléculas ¿Cuál es du formula

molecular?

4. El betabloqueante Timold se espera que reduzca la necesidad quirúrgica de by-pass

en el corazón, su composición en masa es: 47,22% de C, 6,55% de H, 12,96% de N,

25,92% de O y 7,41% de S. Se sabe que la masa de 0,01 mol de Timold es 4,32 g.

Determine la formula más simple y la formula molecular.

Balanceo de ecuaciones químicas. (Por tanteo)

1 . Haga el balance de las siguientes ecuaciones:

a. N2O5 → N2O4 + O2 b. H2O2 → H2O + O2

c. NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 d. NH4NO3 → N2O + H2O

e. HCl + CaCO3 → CaCl2 + H2O + CO2 f. CO2 + KOH → K2CO3 + H2O

g. C3H5N3O9 → N2 + CO2 + H2O + O2 h. CH4 + O2 → CO2 + H2O

i. NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O j. Be2C + H2O → Be(OH)2 + CH4

k. KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O l. S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O

Cantidades de reactivos y productos.

1. Considere la combustión del monóxido de carbono:

CO(g) + O2(g) CO2(g)

Si la reacción se inicia con 3,60 moles de de CO, calcule:

a. Moles y masa de CO2 que se producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con

todo el CO.

R: 3,60 moles CO2 / 158,40 gramos de CO2.


b. Masa de oxígeno necesaria para reaccionar con todo el CO. R: 57,6 gramos de O2.

2. La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la manufactura de los

vinos, en el que la glucosa (C6H12O6) se convierte en etanol (C2H5OH) y dióxido de

carbono:

C6H12O6 C2H5OH + CO2

Si se dispone de 500,4 g de glucosa, calcule:

a. ¿cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se obtendrá por

medio del proceso?

dETANOL= 0,789 g/mL. R: 255,92 gramos / 0,324 litros.

b. ¿cuántos moles de CO2 se desprenden en el proceso? R: 5,56 moles CO2.

3. El fertilizante sulfato de amonio [(NH4)2SO4] se prepara mediante la reacción entre

amoniaco y ácido sulfúrico:

NH3(g) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac)

a. ¿Cuántos kg de NH3 se necesitan para producir 1,00 x 105 kg de (NH4)2SO4? R: 2,58

x 104 kg

b. ¿Cuántos moles de ácido sulfúrico se consumen en la reacción? R: 7,57 x 105

moles H2SO4

4. La cloropicrina (CCl3NO2), puede fabricarse económicamente para ser utilizada como

insecticida mediante un proceso que involucra la siguiente reacción:

CH3NO2 + Cl2 CCl3NO2 + HCl

a. ¿Cuántos moles de CH3NO2 se necesitan para formar 5 g de CCl3NO2? R: 0,03 moles

CH3NO2

b. ¿Cuántos gramos de HCl se forman por cada mol de Cl2 consumido? R: 36,46 gramos

HCl

c. ¿Cuántas moléculas de CCl3NO2 se producen por cada gramo de CH3NO2? R:

9,87x1021 moléc. CCl3NO2


Reactivo limitante y reactivo en exceso.

1. El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso para formar

dióxido de nitrógeno (NO2), un gas color café oscuro.

NO(g) + O2(g) NO2(g)

En un experimento se mezclaron 0,886 mol de NO con 0,503 mol de O2. Determine:

a. ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso? R: NO es limitante / O2

es exceso

b. Calcule también el número de moles de NO2 producidos. R: 0,886 moles NO2

c. ¿qué masa del reactivo en exceso se consume y que masa queda excedente? R: se

consumen 14,18 g/ queda en exceso 1,92 gramos O2.

2. Considere la reacción MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

Si reaccionan 0,86 moles de MnO2 y 48,2 g de HCl,

a. ¿cuál de los reactivos se consumirá primero? R: HCl es limitante / MnO2 está en

exceso.

b. ¿cuántos gramos de Cl2 se producirán? R: 18,57 gramos Cl2.

c. ¿cuántos mililitros de agua se obtienen? dagua= 1,00 g/ml R: 9,43 ml de H2O

d. ¿cuántas moléculas de MnCl2 se forman en la reacción? R: 1,58x1023

moléculas

MnCl2

e. ¿qué masa del reactivo en exceso se consume y que masa queda excedente? R: se

consumen 22,77 gramos MnO2, quedan en exceso 52,00 gramos.

Porcentaje de rendimiento, rendimiento teórico (calculado) y rendimiento real

(experimental).

1. Se produce bromuro de etilo (C2H5Br), haciendo reaccionar alcohol etílico (C2H5OH)

con tribromuro de fósforo (PBr3); mediante la siguiente reacción:

C2H5OH + PBr3 C2H5Br + H3PO3

Sí reaccionan 34 g de C2H5OH con 59 g de PBr3,

a. ¿Cuál es el reactivo limitante? R: PBr3 es el limitante.


b. ¿Cuál es el rendimiento teórico del C2H5Br? R: 71,25 g C2H5Br

c. ¿Cuál es el rendimiento porcentual, sí realmente se obtienen 26 g de C2H5Br? R:

36,49%

2. El óxido de etileno (C2H4O), un fumigante que se emplea en ocasiones para exterminar

las plagas se sintetiza utilizando C2H5OBr con NaOH:

C2H5OBr + NaOH C2H4O + NaBr + H2O

a. ¿Qué masa de C2H4O se producirán, al mezclar 25 g de C2H5OBr y 0,225 mol de

NaOH? R: 8,81 g C2H4O

b. Si el porcentaje de rendimiento es del 77%, ¿cuánto C2H4O se obtendrá realmente? R:

6,78 g C2H4O.

Pureza de reactivos.

1. El hidróxido de sodio (NaOH) reacciona con ácido sulfúrico (H2SO4) para producir la sal

sulfato de sodio

(Na2SO4). NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O

Suponiendo que se tiene exceso del ácido sulfúrico,

a. ¿Cuántos gramos y moles de NaOH puro se necesitan para obtener 15,7 g de sulfato de

sodio?

R: 8,85 g / 0,22 mol de NaOH.

b. ¿Qué masa de una muestra de NaOH al 90 % de pureza se debe tomar para producir la

misma cantidad de sal de la pregunta a.? R: 9,83 gramos NaOH 90%.

2. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento de Si en cloro

gaseoso:

Si(s) + 2Cl2(g) SiCl4(l)

a. ¿Qué masa de una piedra que contiene 60% de silicio se debe tomar para reaccionarla

con exceso de cloro y obtener 30,15 moles de SiCl4? R: 1411,52 gramos de la piedra de

Si 60%.

3. En la reacción MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O


Cierto mineral contiene 86% de MnO2.

a. ¿Cuántos gramos de ese mineral se debe tomar para producir 7,13 g de MnCl2?

b. ¿Qué masa del mineral se debe tomar para obtener 2 moles de Cl2?

4. Se hace reaccionar 5,26 g de aluminio al 86% de pureza con suficiente HCl de acuerdo

con la siguiente

reacción: Al + HCl AlCl3 + H2

Calcule:

a. La masa de AlCl3 producida en la reacción. R: 22,37 g de AlCl3.

b. El rendimiento práctico de AlCl3, sí se obtiene un rendimiento porcentual de éste de

83%. R: 18,57 g AlCl3

c. El número de moléculas de HCl que reaccionan. R: 3,03x1023

moléculas HCl.

5. La hidracina (N2H4), se puede obtener mediante la siguiente reacción:

NH3 + Cl2 N2H4 + NH4Cl

a. Sí se hacen reaccionar 50 g de NH3 con 80 g de Cl2 al 97% de pureza, ¿cuál es el

rendimiento porcentual de la reacción, sí se obtienen experimentalmente 17,5 g de N2H4?

R: 74,44 %.

6. Una de las reacciones que se llevan a cabo en alto horno donde el mineral de hierro se

convierte en hierro fundido, es:

Fe2O3 + CO Fe + CO2

Cuando se somete a las altas temperaturas una muestra de 2,62 kg del mineral se obtiene

1,64 kg de hierro puro. Diga que porcentaje de óxido de hierro (III) está presente en dicho

mineral. ¿Cuántos moles de CO2 se producen durante el proceso?


PRÁCTICA N° 7 DEMOSTRACIÓN DE LEYES PONDERALES

Consideraciones teóricas

Las Leyes Ponderales o Gravimétricas son un grupo de leyes que estudian las reacciones

químicas en función de las cantidades de materia de los diferentes elementos que

intervienen.

Objetivos

Objetivo Principal

Demostrar el cumplimento de una de las leyes ponderales de la química.

PRE-LABORATORIO

1. ¿Qué se entiende por leyes ponderales de la química?

2. Mencione 4 leyes ponderales de la química.

3. Enuncie la Ley de las proporciones múltiples y la Ley de las proporciones

equivalentes (indique nombre del científico y año de promulgación)

Materiales:

Vasos precipitados o beakers, cilindro graduado, embudos, nitrato de plomo (II), yoduro de

potasio, balanza.

Actividad:

El docente preparara dos disoluciones, una de nitrato de plomo (II) y otra de yoduro de

potasio. Siguiendo las instrucciones del docente llene el siguiente cuadro:

LABORATORIO


Agregue 5 ml de la solución de nitrato de

plomo en un vaso precipitado y péselo.

Masa 1:

Agregue 5 ml de la solución de yoduro de

potasio en un vaso precipitado y péselo.

Masa 2:

Masa total de los reactivos M1+M2:M3

M3:

Agregue la solución de yoduro de potasio a la

solución de nitrato de plomo y describa que

ocurre

Pese en la balanza el vaso precipitado (con el

contenido) más el que quedo vacío.

M4:

Compare las masas M3 y M4

¿Qué ley se cumplió?

POST-LABORATORIO

1) Escriba la ecuación química de la reacción involucrada en esta práctica.

2) Sabiendo que el amoniaco (NH3) se obtiene mediante la combinación de H2 y N2.

Establezca la reacción química balanceada y calcule la cantidad de NH3 que se

obtendría a partir de 1g de H2 y 6,25 g de N2.


PRÁCTICA N° 8 REACCIONES QUÍMICAS

(Reacción ácido-base)

Consideraciones teóricas

En una reacción química, los reactivos se convierten en productos. En esta actividad, los

reactivos son el bicarbonato de sodio (NaHCO3) y el ácido acético presente en el vinagre

(CH3COOH).

El ácido acético es una sustancia ácida porque es dador de H+, mientras que el

bicarbonato de sodio es una sustancia básica, es decir, capaz de unirse a los iones de

Hidrogeno. El ácido acético cede un ion de hidrogeno al bicarbonato de sodio y se forma

ácido carbónico y la sal de acetato de sodio. A su vez el ácido carbónico se descompone

formando dióxido de carbono y agua.

Los productos de esta reacción química son: agua, acetato de sodio (que se disuelve

en el agua) y dióxido de carbono gaseoso, que se desprende en forma de burbujas. Como el

dióxido de carbono es menos denso que el agua, las burbujas suben a la superficie.

Objetivos

Objetivo Principal

Mostrar los cambios que ocurren en una reacción química, facilitando la distinción de los

reactivos y productos.

PRE-LABORATORIO

1. ¿Qué es una reacción química?

2. ¿Qué es una ecuación química?

3. Realice un esquema con la clasificación o tipos de reacciones químicas

4. Defina (y de ejemplo) de la reacción ácido-base


Materiales:

Un globo, bicarbonato de sodio, vinagre, botella de plástico vacía, embudo.

Actividad:

1. Coloque el vinagre dentro de la botella de plástico (llene un poco menos de la mitad

de la botella).

2. Con la ayuda del embudo, agregue el bicarbonato dentro el globo (más o menos la

mitad del globo debe quedar lleno).

3. Coloque la boca del globo en la boca de la botella con mucho cuidado, dejando caer

el bicarbonato.

Describa lo que observa:

POST-LABORATORIO

1) Escriba la ecuación química de la reacción involucrada en esta práctica.

(Balanceada)

2) ¿Qué gas se produce? Encierre el gas producido en un circulo en la ecuación

anterior

3) Si se tiene 25 g de NaHCO3 ¿Cuánto en masa del gas se produce? Realice los

cálculos estequiométricos para demostrarlo.

LABORATORIO

u.e. “nuestra señora de lourdes” · 2020. 1. 21. · guia de quÍmica 4to aÑo (segundo lapso)...

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