Estequiometria I Electivo 2019.docx

Colegio San Gabriel Arcaá ngel Fundacioá n Juan XXIII Depto Quíámica Prof Paola Espinoza P

Química Diferenciada Estequiometria I

I.

Encierra en un circulo la alternativa correcta

1.¿De qué modo se representan las reacciones químicas? B. C. D. E. F. 2.

D.

Estructuras de Lewis. Ecuaciones químicas. Diagrama de orbitales. Fórmulas estructurales. Configuración electrónica.

E.

El componente destacado en la siguiente ecuación química representa: 5. 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (ℓ) I. II. III. IV. A. B. C. D. E.

3.

agua líquida. la energía de activación. el coeficiente estequiométrico. el estado físico de los elementos. I y ll. I y lll. ll y llI. I y IV. Il y lV.

¿Quién propuso el enunciado “la masa total de las sustancias presentes antes de una reacción química es la misma que la masa de las sustancias después de la reacción”? A. B. C. D. E.

4.

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, la proporción de las masas de los elementos tiene un valor definido y constante. Los volúmenes de todas las sustancias gaseosas, medidos a presión y temperatura constante, están en una relación de números enteros y sencillos.

J. Dalton. J. Proust. Gay-Lussac. A. Lavoisier. A. Avogadro.

¿Cuáles de los siguientes enunciados corresponden a la ley de las proporciones múltiples? A. B.

C.

Las colisiones solo pueden ser efectivas entre partículas de los reactivos. La cantidad de un mismo elemento que se une con una cantidad fija de otro elemento para formar un compuesto está en una relación de números enteros y sencillos. En las reacciones químicas, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.

La IUPAC acordó normalizar la determinación de las masas atómicas de los elementos. ¿La masa de qué isótopo se consideró como referencia? A. B. C. D. E.

Oxígeno-17. Oxígeno-18. Carbono-12. Carbono-14, Nitrógeno-14.

6.

Calcula la masa atómica promedio para el hidrógeno de acuerdo con los datos registrados en la siguiente tabla:

Isótopo

Número másico A Protio 1 Deuterio 2 Tritio 3 A. 0,99955 uma. B. 1,00015 uma. C. 2,98500 uma. D. 3,01500 uma. E. 4,00100 uma.

Porcentaje de abundancia 99,985% 0,015% trazas

7.

Cuando dos átomos de la misma clase se unen para formar una molécula, dan origen a una:

A. B. C. D. E.

sustancia. compuesto. isomolécula. homomolécula. heteromolécula

II. Responde las siguientes preguntas. 1.

Un mol de cierto compuesto contiene 112 g. ¿Cuál es la masa de una molécula en unidades de masa? ¿Cuántas moléculas hacen falta para completar 200 g?

2.

Para obtener hidrógeno, se hacen reaccionar 327 g de cinc con una cantidad suficiente de ácido clorhídrico, obteniéndose, además, dicloruro de cinc. Zn (s) + HCl (ac)  ZnCl2 (ac) + H2 (g) ¿Cuántos gramos de producto se han formado y cuántos gramos de reactivo se ocuparon? 3. a. b.

Explica si estas afirmaciones contradicen o no la ley de Lavoisier sobre reacciones químicas: Cuando un objeto de metal se oxida, pesa más que al principio. Al arder un tronco, las cenizas pesan menos que el tronco inicial.

4.

Un aparato de respiración artificial emplean tanques de superoxido de potasio (KO 2). Este compuesto consume el CO2 que se exhala y lo reemplaza por oxigeno 4KO2 (S) + 2CO2 (g) ------- 2K2CO3 (s) + 3 O2 (g) a) ¿qué masa de KO2 se requiere para que reaccione con 8,9 L de CO 2 medido en CNPT? b) ¿Cuántos mol de K2CO3 se producen en la reacción? c) ¿Qué volumen de O2 se libera, si este se encuentra medido en CNPT?

5.

El óxido férrico puede transformarse en hierro tratándolo con monóxido de carbono Fe2O3(s) + CO(g) ------ Fe(s) + CO2 (g) Si se hacen reaccionar 25 moles del óxido, en CNPT : a) ¿Qué volumen de CO2 se obtiene? b) ¿Qué masa de CO es necesaria para que reaccione completamente el óxido? c) ¿Con cuántos gramos de óxido se formara 1 tonelada de hierro

6.

¿Cuál es la masa atómica del silicio sabiendo que en la naturaleza existen tres isótopos, cuya masa y porcentaje de abundancia aparecen en la tabla adjunta? Isótopo Si-28 Si-29 Si-30

7.

Una muestra de 150 g de magnesio (Mg) se trata adecuadamente con ácido clorhídrico. ¿Qué volumen de hidrógeno se producirá si este se encuentra medido en CNPT? Mg + 2HCl

8.

% de abundancia 92,21% 4,7% 3,09%

MgCl2 + H2

El Na2CO3 se produce en forma comercial por calentamiento de bicarbonato de sodio NaHCO 3, de acuerdo con la siguiente ecuación NO balanceada NaHCO 3  Na2CO3 + CO2 + H2O a) ¿Cuántos gramos de NaHCO3 se necesitan por cada gramo de Na2CO3 que se produce? b) ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se pueden obtener a partir de 178 gramos de NaHCO 3? c) ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen a partir de 178 gramos de NaHCO3?

9. Balancea las siguientes ecuaciones. Utilice el método que mas le acomode.

1)

Zn

+

HCl

2)

HCl

3)

Al2O3

4)

P

+

5)

KClO3

6)

P2O5

7)

Na

8)

Fe

9)

NaNO3

+

KCl

10)

Ag2SO4

+

NaCl

11)

FeS2

+

O2

→

Fe2O3

12)

SO2

+

O2

→

SO3

13)

H2SO4

14)

BaO2

15)

NaOH

16)

Na

+

H2O

17)

HCl

+

MnO2

18)

Cu

+

HNO3

→

Cu(NO3)2

19)

Hg

+

H2SO4

→

HgSO4

+

→

ZnCl 2

+

H2

Ca(OH)2

→

CaCl2

H2SO4

→

Al2(SO4)3

O2

→

P2O3

→

KCl

+

+

+

H2O

+ +

HCl

+ + +

NaOH FeCl 3 →

H2O

H2 +

KNO 3

AgCl

→

SO 2

HCl

→

BaCl 2 →

+

Na 2SO4

+

SO2

+

CO2 +

+

MnCl2

+

H2O

H2O2

Cu(OH)2

NaOH →

H2

+

C

→

+

NaCl

→

CuCl2

+

H3PO4

→ →

H2O

O2

→

H2O

+

+

NaCl

H2 +

H2O +

+

+

H2O H2O

Cl2 +

+

NO2 SO2

10. El cobre es un metal conocido desde épocas muy remotas. En la naturaleza se encuentra 65 63 en 2 isotopos: 29Cu (30,91%) y el 29Cu (69,09%) cuyas masas respectivamente son: 62,93 uma y 64,9278 uma. Determine la masa atómica promedio del cobre.

11. ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na 2S corresponden a 2.709 x 1024 moléculas de sulfuro de sodio y cuántos moles de sodio?

12. Se sabe que 8 g de azufre reacciona con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre:

a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá b) si se descomponen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán? 13. ¿Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12 g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl 2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían? 14. El galio posee dos isótopos estables: 69Ga y 71Ga. El primero posee una masa isotópica de 68.9256 u.m.a., mientras que el segundo 70.9247 u.m.a. (ambos datos fueron extraídos de tablas). ¿En qué proporción se encuentran los dos isótopos presentes? La masa atómica del Galio es de 69, 72 uma 15. El oxígeno se combina con el silicio en una relación de masa 1,14:1. a) Qué masa de silicio es necesaria para reaccionar con 1g de oxígeno? b) ¿Qué masa de óxido de silicio se formará? Enuncia brevemente las leyes ponderales que hayas utilizado. 16. La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el número de átomos de N, C, O e H en 1.68 × 104 g de urea.

17. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento del Si en cloro gaseoso: Si(s) + 2Cl2 (g) → SiCl4(l) En una reacción se producen 0.507 moles de SiCl 4. a) ¿Cuántas moles de cloro molecular se utilizaron en la reacción? b) ¿Qué masa de silicio se necesito para que el proceso se llevara a cabo?

18. ¿Cuál de las siguientes especies posee el mayor número de átomos? A) 10g de P4 B) 5g de S8

C) 30g de O3

LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS

LEY DE LAVOISIER (CONSERVACIÓN DE LA MASA)  Lavoisier realizó sus experimentos por un convencimiento de que el cambio material, físico o químico, no producía la creación o destrucción de la materia, sino tan sólo su reordenamiento.  Esta ley se puede enunciar como: “EN TODO CAMBIO QUÍMICO, LA SUMA DE LAS MASAS DE REACTANTES DEBE SER IGUAL A LA SUMA DE LAS MASAS DE LOS PRODUCTOS OBTENIDOS”

LEY DE PROUST (LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS)  En el siglo XVIII Lavoisier, Proust y Richter determinaron que en un cambio químico no sólo hay conservación de masa, sino que las cantidades de los elementos permanecen intactas. Se determinó, además, que los compuestos puros presentan una composición fija. Así, el agua contiene siempre 11,2% de Hidrógeno y 88,8% de Oxígeno. El gas Metano contiene siempre un 75% de Carbono y sólo 25% de Hidrógeno.  La Ley fue enunciada de la siguiente manera: “CUANDO 2 O MÁS ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR UN COMPUESTO LO HACEN EN PROPORCIONES FIJAS Y DEFINIDAS”.

LEY DE DALTON DE LAS

(LEY

PROPORCIONES MÚLTIPLES)  “SI 2 ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR MÁS DE UN COMPUESTO, LAS DIFERENTES MASAS DE CADA UNO, QUE SE COMBINAN CON LA MASA DEL OTRO ESTÁN EN UNA RAZÓN DE NÚMEROS ENTEROS Y PEQUEÑOS”.

LA LEY DE AVOGADRO En 1811, el químico italiano Amedeo Avogadro enunció la ley que lleva su nombre: “DOS VOLÚMENES IGUALES DE CUALQUIER GAS, A LA MISMA TEMPERATURA Y PRESIÓN, CONTIENEN EL MISMO NÚMERO DE MOLÉCULAS”. De acuerdo con esto, el volumen de un gas ideal a temperatura y presión fijas sólo depende la cantidad de materia involucrada, en otras palabras, volúmenes iguales de gases encerrados a la misma temperatura y presión, contienen la misma cantidad de partículas independiente de las masas de cada gas involucrado y la naturaleza del gas.

EL NÚMERO DE AVOGADRO El concepto de MOL, siempre lleva a confusión, no sólo por la estratosférica cifra que corresponde, además, es un parámetro bastante abstracto y de compleja lectura. Sin embargo, es trascendente para los posteriores estudios de estequiometría y soluciones. Amedeo Avogadro, quien enunció la magnitud, formuló también definiciones exactas para los conceptos de átomo, molécula y equivalente. Se debe mencionar que Avogadro, por cierto, no tenía ningún conocimiento del mol, o del número que iba a llevar su nombre. El MOL es una cifra, inconmensurable que sólo podría ser útil para contabilizar entidades que por su tamaño no son cuantificables. Por esta razón, el mol se utiliza para establecer el número de átomos, moléculas, iones, partículas, electrones, y otros. La magnitud para el número establecido es: 6,0221367·1023 Por definición MOL es una cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12. Los científicos estaban convencidos de que el número de átomos de carbono que hay en 12 gramos de carbono (o el número de átomos en cualquier peso atómico gramo) debía ser muy grande. Pero no tenían idea de su magnitud hasta que Josef Loschmidt intentó medir en 1865 el tamaño de las moléculas de aire. Loschmidt encontró que las moléculas tenían alrededor de una millonésima de milímetro de diámetro, lo cual significa que un peso molecular gramo debe contener 4·1022 moléculas. Esta estimación no fue del todo mala tratándose de un primer intento. Las mediciones posteriores, con base en diversas estrategias, han demostrado que el diámetro real de las moléculas de aire es un poco más pequeño que el determinado por Loschmidt y que el número de moléculas presentes en un peso molecular gramo es de 6,02·10 23.

LA LEY COMBINADA DE LOS GASES IDEALES Es posible combinar las leyes de los gases en una sola ecuación sencilla si la temperatura se expresa en la escala absoluta (escala Kelvin). La presión es inversamente proporcional con el volumen y directamente proporcional con la temperatura. Así la ley de Charles-Gay Lussac y la ley de Boyle unidas quedarían:

Lo que indica que el producto del volumen de un gas por su presión dividido por su temperatura absoluta es una cantidad constante. Ello significa que una muestra gaseosa dada puede evolucionar de un estado inicial a otro final cambiando en el proceso su presión, su volumen o su temperatura, pero siempre que la cantidad P·V/T no varíe. La constante de proporcionalidad depende de la cantidad de sustancia gaseosa, (n) considerada. De lo anterior se deduce que:

Donde n es el número de moles de la muestra gaseosa considerada y R una constante para los gases de valor: 0.082 Atm L/ mol K MASA ATÓMICA Y MASA MOLAR Se entiende por masa atómica de un elemento como “la masa igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12”, expresada en unidades de masa atómica (u.m.a)

Así cuando nos referimos a la masa atómica o comúnmente llamado peso atómico estamos hablando de un átomo. En las tablas de pesos atómicos no aparecen valores enteros, puesto que los valores que allí se tabulan son promedios de las masas atómicas de los isótopos, considerando sus abundancias en la naturaleza. La masa molar de un elemento, en cambio, es la masa de 1 mol de átomos del mismo y equivale a su masa expresada en gramos. Por ejemplo: la masa atómica del helio es 2; por lo tanto se verifica que 2 gramos de helio equivalen a 1 mol de átomos. De lo anterior se deduce que: MM = MASA/MOL De la misma forma, la masa molar de una molécula es la masa molecular (u.m.a.) expresada en gramos

 Masa o peso molecular CuSO4 = (mcu + ms + 4 mo) uma.  CuSO4 = (53,5 + 32 + 4  16) uma = 159,5 uma.  masa molar CuSO4 = 159,5 g/mol. VOLUMEN MOLAR De acuerdo con la ley de Avogadro: un gas sometido a la presión de 1 atmósfera y 0 ºC ocupa un volumen exacto de 22,4 Litros. Las condiciones antes mencionadas se conocen como condiciones normales. La predicción es válida para cualquier gas y es independiente del valor de su masa molar.