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SAPTIMA PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSMTEMA: CÁLCULOS QUÍMICOS - ESTEQUIOMETRIA

Es el conjunto de unidades planteadas con lafinalidad de expresar la masa de las sustancias y su

relación con el número de partículas contenidas en

ella (átomos, iones, moléculas, etc).

UNIDADES U MICAS DE MASA (U M)

Masa Atómica Promedio de un Elemento

Según el espectrómetro de masas:

( ) ( )( ) ( )( )34,969 75,77 36,996 24,23

M.A. C100

+

=l

( )M.A. C 35,453 uma=l

Isótopo A

Masa

isotópica

(uma)

% Abundancia

3517

Cl 35 34, 969 75, 77 %

3717

Cl 37 36, 996 24,23 %

Significa: 1 átomo de Cloro ( Cl ) tiene una masa en

promedio 35,453 uma.

Se define como la masa relativa de las moléculas de

una sustancia. Se puede determinar sumando las

masas atómicas relativas de los átomos que

constituyen la molécula

Ejemplos:

( ) ( )2H OM 1 16 2 1 18∴ = + =

( )M M.A. E= ∑

Algunos ejemplos:

( ) ( )2H S

M 2 1 1 32 34= + =

( ) ( ) ( )3HNO

M 1 1 1 14 3 16 63= + + =

( )2

M 2 14 28= =

( ) ( ) ( )6 12 6C H O

M 6 12 12 1 6 16 180= + + =

Nota: Para compuestos iónicos se emplea la

masa o peso formula (P.F). Los compuestos

iónicos no forman moléculas, se representanor su unidad fórmula.

Masa o Peso Molecular ( M )

En el sistema S.I. el mol es la cantidad de una

sustancia que contiene tantas entidades elementales

(átomos, moléculas y otras partículas) como átomos

hay exactamente en 12 gramos del isótopo de

Carbono -12. El valor aceptado en la actualidad es:

Conce to de Mol

1mol 6,022045 10 particulas

23

*=

En forma práctica:

NA: Número de Avogadro

1 mol de sustancia = 6 x 10 partículas = 1 NA

Es aquella cantidad de un elemento, que contiene

exactamente 1 mol de átomos y su masa equivale

numéricamente a su masa atómica, expresado engramos

Ejemplos:

1 at-g (C) = 12g Equivale o

contiene → 1mol de átomos

(C) ó 6,022 x 1023

átomos (C)

Átomo gramo (at-g)

Es aquella cantidad de una sustancia covalente, que

contiene exactamente 1 mol de moléculas y su masa

equivale numéricamente a su masa molecularexpresado en gramos.

Molécula gramo (mol-g)

Ejemplos:



Relaciona la masa de una sustancia con la masa de

“ Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación ”

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Número de molécula gramo de una sustancia

A

Masa(Sust) # moléculas(Sust)# mol g n

M(Sust)− = = =

CONCEPTOEs aquella parte de la química que estudia las

relaciones cuantitativas (masa, volumen, moles) de

los componentes puros de una reacción química.

Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas

pueden ser ponderales y / o volumétricas.

otras sustancias.

1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LAMASAFue planteada por el químico Francés Antoine

Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de

la química moderna; nos indica que en toda

reacción química completa y balanceada la masa

total de las sustancias reactantes es igual a la masa

total de las sustancias de los productos. Ejemplo:

4847640.A.P

Ca2

=

+4847632M

)g(2O1

=

→

4847656M

CaO2

=

Relación

Molar

2 mol – g 1 mol–g 2mol–g

Relación

en Masa

80g 32g 112g

∑Masa (Reactantes) =∑Masa (Productos) = 112g

2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS

ESTE UIOMETRIA

Leyes Ponderales

Fue enunciada por el químico francés Joseph

Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo

proceso químico los reactantes y productos

participan manteniendo sus masas o sus moles en

proporción fija, constante y definida; cualquier

exceso de uno de ellos permanece sin reacción

Ejemplo: Quemado de carbón

4847612.A.P

)g(C2

=

+

4847632M

)g(2O1

=

→

4847656M

)g(CO2

=

Reacción

molar


Relación

en Masa

24g 32g 56g

PorProust

3g 4g 7g

Ejemplo 60g 80g 140g

Se observa que:

NOTA:

Reacción Limitante (RL):

Es aquella sustancia que ingresa al reactorquímico en menor proporción estequiométrica y al

agotarse limita la cantidad máxima del

producto(s) obtenido(s).

Reactivo en Exceso (RE):Es aquella sustancia que ingresa al reactor

químico en mayor proporción estequiométrica por

lo tanto queda como sobrante al finalizar la

reacción.

Regla práctica para evaluar el R.L. y R.E para

cada reactante se plantea la siguiente proporción.

químicaecuaciónladeobtenidaCantidad

reactivodedatoCantidad

La menor relación es para el RL y todos los

cálculos se hacen con el

La mayor relación es para el R.E.

Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay –

Lussac (1778 – 1850), quién investigando las

reacciones de los gases determino: “A las mismas

condiciones de presión y temperatura existe una

relación constante y definida entre los volúmenes de

las sustancias gaseosas que intervienen en una

versión química; cualquier exceso deja de

combinarse”.

Estas relaciones solo serán aplicables a sustancias

gaseosas. Ejemplo: Síntesis del amoniaco

7

)CO(masa

4

)2O(masa

3

)C(masa==

Leyes Volumétricas




Página | 3

1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Reacción

molar


Relación

volumétrica

1vol 3vol 2vol

Por GayLussac 1L5L

30cm3

3L15L

90 cm3

2L10L

60 cm3

Relación de volúmenes:

2

)3NH(vol

3

)2H(vol

1

)2N(vol==

ESTEQUIOMETRÍA

1. En el Sistema Internacional, la cantidad de sustancia es una magnitud básica y suunidad es el MOL. Al respecto de sus equivalencias, marque la alternativaINCORRECTA.

I. Un mol de Cu contiene 6,02x1023 moléculas de Cu.

II. En 1 mol de hidrógeno gaseoso hay 2 moles de átomos de H.III. 1,2x1024 moléculas de NH3 ocupan un volumen de 44,8L a CN.

1 mol = 6,02x1023

A) VFV B) FVF C) VVV D) FFV E) FVV

Solución:

6,02 x 1023

1 mol P. At. (g) PF (g)

22,4 L (gas CN)I. FALSO: 1 mol de Cu = 6,02x1023 átomos de Cu.II. VERDADERO: 1mol H2(g) = 6,02x1023 moléculas de H2 = 2 mol de átomos de H = 1,2x1024

átomos de H.III. VERDADERO: 1,2x1024 moléculas NH3 = 2 mol de NH3 = 44,8 L de NH3 (CN).

2. Complete los espacios en blanco:

I. Dos moles de NO2 pesan _______ gramos y contienen 3,6 X1024 átomos.

II. En 127g de FeC l 2 hay 1U .F . de FeC l 2 y ________ iones cloruro.

Datos: Pesos atómicos: N = 14 O = 16 Fe = 56 C

= 35,5

A) 92 – 1,8x1024 B) 46 – 1,2x1024 C) 92 – 6,02x1023

D) 46 – 2,4x1024 E) 92 – 1,2x1024

Solución:

I. PF NO2

= (14) + 2(16) = 46

1 mol NO2 = 46 g NO2 = 1mol de átomos N + 2mol de átomos O = 3 mol de átomos

2 mol NO2 = 2 x 46g NO2 = 92g NO2 = 6 mol átomos = 3,6 x 1024 átomos.




Página | 4

II. PF FeC l 2 = (56) + 2(35,5) = 127

127g FeC l 2 = 1 U.F. FeC l 2 = 2 mol iones C l 1-

= 1,2x1024 iones cloruro

3. La fórmula del yeso es: CaSO4.2H2O. Al respecto, complete los espacios en blanco:

a) El porcentaje en peso de la sal anhidra es __________ %b) En 344g de yeso hay _____________ g de agua

Datos:

A) 79 - 72 B) 72 - 79 C) 79 - 21D) 21 - 79 E) 79 - 79

Solución:

Peso Fórmula del yeso:

CaSO4.2H2O = (40) + 32 + (4x16) + 2(18) = 172

CaSO4 = 136 2H2O= 36

anhidra al9 100x172

136 x100

O.2HCaSOPF

PF.CaSOCaSO%

24

44

OH 2g

2

O.2HgCaSO172

O2H36gO.2HCaSO344g

24

224

4. El etilenglicol, un anticongelante tiene un peso molecular de 62g/mol. Si sucomposición contiene 38,7% de C; 9,7% de H y 51,6% de O, indique la alternativaque contiene la fórmula molecular del anticongelante.

Pesos atómicos: C = 12 O = 16 H = 1

A) C2H22O1 B) C2H5O2 C) C2H6O2

D) C3H10O E) CH2O3

Solución:

Fórmula empírica: C1H3O1 PM CH3O = 31

Elemento Ca S O H

Peso Atómico 40 32 16 1

Elemento %W W(g) W(g) ÷ PA = n Proporción a números enteros

C 38,7 38,7 38,7 ÷ 12 = 3,2 3,2 ÷ 3,2 =1

H 9,7 9,7 9,7 ÷ 1 = 9,7 9,7 ÷ 3,2 =3

O 51,6 51,6 51,6 ÷ 16 = 3,2 3,2 ÷ 3,2 =1

100g

2empíricaFórmulaPM

molecular FórmulaPM

31

62x

Fórmula molecular: C2H6O2



5.


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Una barra de magnesio puro reacciona estequiométricamente con 146g de clorurode hidrógeno contenido en ácido clorhídrico generando la respectiva sal haloidea ehidrógeno gaseoso.

Al respecto marque la secuencia de verdadero (V) ó falso para las siguientesproposiciones:

I. El peso de magnesio que reaccionó fue de 24g.II. Se formó 190g de cloruro de magnesio.III. Se liberó 44,8 L de H2(g) medidos a CN.

Datos: P.At. Mg = 24 PF HC

= 36,5

A) VFV B) FVV C) VVV D) FFV E) FVF

Solución:

Mg(s) + 2HC (ac) MgC 2(ac) + H2(g)

I. FALSO: El peso de magnesio que reaccionó fue de 48g.

Mg48g2x36,5gHC

24gMg146gHC

l l

II. VERDADERO: Se formó 190g de cloruro de magnesio: MgC 2

2

2 l

l

l l MgC190g

2x36,5gHC

MgC95g146gHC

III. VERDADERO: Se liberó 44,8 L de H2(g) medidos a CN

(CN)H44,8L2x36,5gHC

H22,4L146gHC

2

2

l l

6. El hidróxido de sodio (NaOH) o soda caústica es utilizado en la industria para fabricar jabones, papel, limpiadores, entre otros. Una forma de obtenerlo es combinandohidróxido de calcio [Ca(OH)2] o cal apagada y carbonato de sodio (Na2CO3) o sosa através de una reacción de metátesis. Al respecto complete los espacios en blanco.

I. Por 2 mol de cada reactante que se combinan estequiométricamente se generan ___ mol de producto.

II. Se requiere ______ kg de cal apagada de 74% de pureza para producir 80kg desoda cáustica.

Pesos Fórmula: NaOH = 40 Ca(OH)2 = 74

A) 6 - 100 B) 3 - 80 C) 6 - 80 D) 3 - 100 E) 6 – 74

Solución:

Ca(OH)2 (ac) + Na2CO3 (ac) → 2 NaOH (ac) + CaCO3 (s)

.



7.


Página | 6

I. 2 moles de reactantes generan 3 moles de productos y 4 moles de reactantesgeneran 6 moles de producto.

II. apagada cal kg100 Ca(OH) kg74

apagadacal kg100

NaOH kg2x40

Ca(OH) kg74NaOH kg80

2

2

Bajo ciertas condiciones se obtuvo vapor de agua a partir de 8 gramos de hidrógeno

y 32 gramos de oxígeno. Indique el reactivo limitante y determine el volumen en litrosdel reactivo en exceso, medido a CN, al finalizar la reacción.

A) O2 y 44,8 B) H2 y 22,4 C) H2 y 44,8

D) H2 y 89,6 E) O2 y 98,6

Solución:

1 mol H2 = 2g H2 → 8g H2 = 4 moles H2

1mol O2 = 32g O2

Ecuación balanceada:

2 H2(g) + O2(g) 2H2O(v)

2 mol H2 requiere 1 mol O2(g) y forma 2 mol H2O(v)

→ Reactivo en exceso = H2

nH2 exceso = 4 mol – 2 mol = 2mol →→ Reactivo limitante = O2

8. Para obtener la sosa Solvay o natrón (Na2CO3), se emplea 100g de carbonato de

calcio con 12g de carbono y suficiente cantidad de sulfato de sodio, según laecuación:

Na2SO4(s) + CaCO3(s) + C(s) → Na2CO3(s) + CaS(s) + CO2(g)

¿Cuál fue el rendimiento de la reacción si se obtuvo 45g de sosa?

P.At.C = 12 PF CaCO3 = 100 PFNa2CO3

A) 80 B) 78 C) 75 D) 83 E) 85

Solución:

Balanceando la ecuación:Na2SO4 + CaCO3 + 2C → Na2CO3 + CaS + 2CO2

100gCaCO3---- 24g C

2 mol H2 = 2x22,4L = 44,8L

Reactivo Limitante: C

Reactivo en exceso: CaCO3

3232 CONag53

C24g

CONag106 xC12g

orendimientde85% 100x53g

45g

100xCalculada Cantidad

Obtenida Cantidad

R%



5.

4.

3.

2.

1.

10.

9.

8.

7.

6.

5.

4.

3.

2.

1.


Página | 7

SEMANA Nº 7: UQM - ESTEQUIOMETRIA

¿Cuántos átomos- gramos o moles de átomos hay

en 112g de nitrógeno molecular?

A) 4 B) 5 C) 3 D) 6 E) 8

Los pesos fórmulas de los compuestos Zn3(PO4)2

(fosfato de Zinc) y (NH4)2SO4 (sulfato de

amonio), respectivamente son:

A) 132 y 386,2 B) 386,2 y 128

C) 370,2 y 128

D) 386,2 y 132 E) 370,2 y 132

¿Cuántos gramos y átomos de oxígeno hay,

respectivamente, en 386,2g de Zn3(PO4)2?

A) 128 y 4,8x1024

B) 128 y 4,8x10-24

C) 4,8x1024

y 128

D) 128 y 2,4x1024

E) 128 y 2,4x10-24

Determine respectivamente el porcentaje en peso

de cada elemento en el Al(OH)3

A) 3,85; 61,64; 34,61

B) 43,61; 3,85; 61,57

C) 34,61; 61,54; 3,85

D) 34,61; 60,54; 3,85

E) 34,61; 61,54; 4,85

Determine la fórmula empírica para un compuestoque contiene 26,6% de K, 35,4% de Cr y 38% de

oxígeno.

A) KCrO4

B) K2Cr2O7

C) KCr2O7

D) K2CrO7

E) K2Cr2O4

En la reacción: Al + HCl → AlCl3 + H2 , si

reaccionaran 54g de aluminio con suficiente

cantidad de ácido clorhídrico, ¿cuántos gramos de

hidrógeno y moles de cloruro de aluminio (III) seproducirán, respectivamente?

A) 3 y 2 B) 2 y 6 C) 3 y 1

D) 6 y 4 E) 6 y 2

¿Cuántos gramos de SO2 se formarán a partir de

96g de azufre y 64g de oxígeno?

A) 96 B) 128 C) 64

D) 32 E) 138

¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen en la

combustión completa de 80g de propano (C3H8)?

A) 220 B) 44 C) 240

D) 180 E) 260

En la descomposición por calentamiento de

2,45g de KClO3, ¿qué volumen de oxígeno en

mL, a C.N se obtendrá?

KClO3 → KCl + O2

A) 6,72x10-1

B) 6,72x102

C) 6,72x10-2

D) 6,72x103

E) 6,72x10-3

¿Qué cantidad, en gramos, de óxido de aluminio

se puede preparar a partir de 24,9g de aluminio

que reacciona con suficiente oxígeno?

A) 40 B) 57 C) 32

D) 36 E) 47

PRÁCTICA DOMICILIARIA

(UNMSM-2004-II) ¿Cuántas moles de dióxido de

carbono se produce, si 375g de CaCO3 con 80% de

pureza se descompone según la reacción

CaCO3 → CaO + CO2 P.A( Ca=40; C=12; O=16 )

A) 3,75 B) 3,00

D) 3,55 E) 2,95

C) 3,20

(UNMSM-2005-II) ¿Cuántos gramos de anhídrido

carbónico se forman cuando reaccionan 60g de

carbono con suficiente oxígeno. P.A ( C=12uma ,

O=16uma )

A) 220 B) 440D) 240 E) 200

C) 130

(UNMSM-2008-II) ¿Cuántos gramos de agua se

formarán al hacer reaccionar 10g de H2 con 500g

de O2?

A) 45g B) 90g

D) 270g E) 135g

C) 180g

(UNMSM-2011-II) Se hace reaccionar 20g de

NaNO3, cuya pureza es 75% con suficiente

cantidad de H2SO4, según la ecuación:

2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3

Calcule el peso de HNO3 producido.

Datos: P.F( HNO3=63 g/mol; NaNO3= 85g/mol)

A) 14,8g B) 11,1g C) 22,2g

D) 13,9g E) 18,5g

UNMSM-2004-I) A partir de 0,303g de KClO3 se

ha obtenido 0,1g de O2. Calcular el porcentaje de

rendimiento de la reacción:

2 KClO3 →2 KCl + 3 O2 P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 )

A) 84,2% B) 64,0%

D) 74,2% E) 32,0%

C) 94,0%

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