Manual Estequiometría Pdf.pdf

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA “ANTONIO JOSÉ DE SUCRE” VECERRECTORTADO “LUIS CABALLERO MEJÍAS” DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS

MANUAL DE INSTRUCCIÓN PROGRAMADA EN QUIMICA: CONCEPTOS BASICOS Y ESTEQUIOMETRÍA

AUTOR: AISHA M. HURTADO CARRIZALES AÑO: 2009

INDICE DEL MANUAL DE INSTRUCCIÓN PROGRAMADA

1.- CONCEPTOS BÁSICOS……………………………………………………... 1.1.-Masas atómicas y moleculares ....…………………………………… 1.2.-Mol …………………………………………………………………………… 1.3.-Masa molar y volumen molar ………………………………………….. 1.4.-Interconversión ……………………………………………………………. 1.5.-Composición centesimal y fórmulas de compuestos …………… 1.6.-Formulas empíricas y moleculares 2.- REACCIONES QUÍMICAS ...…………………………………………………... 2.1.-Balanceo de ecuaciones ………………………………………………… 2.2.-Tipos de reacciones …………….……………….………………………... 2.3.-Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas 2.4.-Reactivos limitante y en exceso …………………………………… 2.5.-Pureza ……………………………………………………………………… 2.6.-Rendimiento ……………………………………………………………….. 2.7.-Reacciones Secuenciales ………………………………………………... 3.- EJERCICIOS DE RECAPITULACIÓN …………………………………………...

2 2 3 4 4 6 8 14 15 18 20 25 28 29 31 33

La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades, los cambios que sufre y las variaciones de energía que acompañan estos

procesos de cambio. La materia es todo lo que tiene masa y ocupa espacio. La masa es una medida de la cantidad de materia en una muestra de cualquier material, e incluye todo lo que es tangible, desde nuestros cuerpos y las cosas cotidianas hasta los objetos más grandes del universo. Algunos llaman a la Química la ciencia central. Se apoya sobre las bases de la Matemática y la Física y a su vez fundamenta las ciencias de la vida, Biología y Medicina. Para comprender completamente a los seres vivos, primero debemos comprender las reacciones e influencias químicas que operan en ellos. Las sustancias químicas de nuestros cuerpos afectan profundamente incluso al mundo personal de nuestros pensamientos y emociones. La química se puede estudiar de muchas maneras, una de ella puede ser estudiar la naturaleza cuantitativa de las fórmulas químicas y de las reacciones químicas, esta área de estudio se denomina estequiometría, palabra derivada del griego stoicheion, que significa “elemento”, y metron, que significa “medida”. La fórmula química de una sustancia muestra su composición química, esta representa los elementos presentes, así como las cantidades en que están los átomos de los elementos. A continuación se presentan una serie de conceptos básicos que son importantes para el estudio de la estequiometría.

Conceptos básicos 1.1.- Masas atómicas Cuando los químicos de los siglos XVIII y XIX buscaban cuidadosamente información sobre las composiciones de los compuestos y trataron de sintetizar sus conocimientos, se hizo aparente que cada elemento tiene una masa característica con relación a los otros elementos. Una primera observación fue que carbono e hidrógeno tienen masas atómicas relativas, tradicionalmente llamados también pesos atómicos. Miles de experimentos sobre

las

composiciones

de

los

compuestos

han

dado

lugar

al

establecimiento de una escala de pesos atómicos relativos basada en la unidad de masa atómica (uma) que se define exactamente como 1/2 de

la masa de un átomo de una clase particular de átomos de carbono, llamado carbono-12.

Masas moleculares La masa molecular de una sustancia no es mas que la suma de las masas atómicas de cada uno de los átomos de su fórmula molecular. Por ejemplo el H2SO4 PM = 2(PA de H) + (PA de S) + 4(PA de O) PM = 2(1,0 uma) + (32,0 uma) + 4(16,0 uma) = 98, 0 uma Se ha redondeado los pesos atómicos a una cifra después del punto decimal

Ejemplos: NaOH

Peso Fórmula = 40 uma Unid. P.A. (uma) 1 x Na = 1 X 23 uma 1xH= 1 X 1 uma 1xO= 1 X 16 uma

H3PO4 3xH 1xP 4xO

Peso Fórmula = 98 uma Unid. P.A. (uma) 3 X 1 uma = 3 uma 1 X 31 uma = 31 uma 4 X 16 uma = 64 uma

1.2.- El mol Aún la porción más pequeña de materia que puede manejarse contiene un número enorme de átomos. En cualquier situación real debemos tratar con grandes números de átomos, y es deseable alguna unidad para describir convenientemente esta cantidad de átomos. La idea de usar una unidad para describir un número particular (cantidades) de

objetos

se

ha

considerado

durante

largo

tiempo.

Ya

estamos

familiarizados con la docena (12 artículos), centena (100 artículos), decena (10 artículos), etc. La unidad SI (Sistema Internacional de Medidas) para cantidad de materia es el mol. Se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en exactamente 12 g de átomos de carbono-12 ( 12C) puro. Muchos experimentos han refinado este número, y el valor corrientemente aceptado es 1 mol = 6,0221367 x 1023 partículas Este número, a menudo redondeado a 6,022 x 10 23, se denomina número de Avogadro en honor de Amedeo Avogadro (1776-1856).

La masa de un mol de átomos de un elemento puro en gramos es numéricamente igual a la masa atómica de este elemento en uma. Esto también se llama masa molar del elemento, una forma de expresar sus unidades es gramos/mol. TIP: Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos

objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de

C.

12

1.3.- Masa molar Puesto que un mol de

C pesa 12g (por definición). Observe que la masa de

12

un solo átomo de un elemento (en uma) es numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos de ese elemento. Esto es cierto sin importar de que elemento se trate: Un átomo de

12

C pesa 12 uma, un mol de

Un átomo de

24

Un átomo de

197

C pesa 12 g.

12

Mg pesa 24 uma, un mol de

Mg pesa 24 g.

24

Au pesa 197 uma, un mol de

Au pesa 197 g.

197

La masa en gramos de un mol de una sustancia es su masa molar. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma), pero su unidad mas común es g/mol Volumen Molar Por último, se definirá al volumen molar como el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas medido en condiciones normales (CN) de presión (1 atm) y temperatura (25 °C) De acuerdo con el principio de Avogadro, que se apoya en la teoría cinética de los gases, 1 mol de cualquier gas ideal a pesar de poseer pesos diferentes, si se mide el volumen que ocupa, en las mismas condiciones de presión y temperatura se observará que, los volúmenes serán iguales, cuando se miden en CN. Los volúmenes molares de todos los gases son iguales y su valor es 22,414 L.

1.4.- Interconversión Es común tener que realizar conversiones de masa a moles y de moles a masa en cálculos en los que se usa el concepto de mol. Estos cálculos se facilitan si se aplica análisis dimensional (factor de conversión) como se muestra en el siguiente esquema:

Gramos Gramos

Usar masa molar

Moles Moles

Usar Nº Avogadro

Moléculas Moléculas

Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicio 1.- ¿Cuántos moles de C6H12O6 hay en 538 gramos? Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1 mol en 538 gramos.

2.- ¿Cuántos moles de C6H12O6 hay en 1 gramo? Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de 1 mol en 1 gramo.

Como la masa molar de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol. Nótese que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (Peso molecular), por tanto podemos expresar: Números de moles " n" =

masa de la sus tan cia( g ) Masa molar de la sus tan cia ( g / mol )

(Fórmula 1)

Por tanto, podemos hacer la conversión de masa a mol y de mol a masa mediante un análisis dimensional o por la aplicación de la fórmula.

AUTOEVALUACIÓN 1.-

¿Cuántos moles de NaHCO3 hay en 5.08 gramos de esta sustancia?

2.-

¿Cuál es la masa, en gramos de 0.433 moles de C6H12O6?

3.-

¿Cuál es la masa, en gramos de 6.33 moles de Na2CO3?

Respuestas:

(1) 0.0605 moles

(2) 77.9 gramos

(3) 671,0 gramos.

1.5.- Composición centesimal y formulas de compuestos Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen. Por ejemplo, una molécula de metano CH4 contiene 1 átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de CH4 contiene un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de hidrógeno. El tanto por ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100), por ello puede representarse la composición centesimal del metano, CH4 como: composicion porcentual de un elemento =

n (masa molar del elemento) ∗ 100 (Fórmula 2) masa molar del compuesto

Donde n es el número de átomos del elemento en el compuesto

EJEMPLO: 1) El gas mostaza (C4H8Cl2S) es un gas venenoso que se utilizó durante la Primera Guerra Mundial y posteriormente se prohibió su uso. Causa la destrucción general de los tejidos corporales, lo que tiene como resultado la aparición de ampollas. No hay antídoto efectivo contra él. Calcule la composición centesimal en masa de los elementos del gas mostaza. a. Lo primero que debemos hacer es escribir la fórmula molecular del compuesto. Compuesto: C4H8Cl2S b. Anotar las masas atómicas de los elementos presentes. Masa atómicas: C = 12; H = 1; Cl = 35,5; S = 32 c. Calcular la masa molar Masa Molar: 4 x (12) + 8 x (1) + 2 x (35,5) + 32 = 159 g/mol d. Relacionar la masa atómica de un mol de cada elemento con la masa molar del compuesto (Aplicar fórmula 2). %C =

4 × 12 g × 100% = 30,19 % 159 g

%H =

8 × 1g × 100% = 5,03 % 159 g

% Cl =

2 × 35,5 g × 100% = 44,65 % 159 g

%S=

1 × 32 g × 100% = 20,13 % 159 g

Si queremos verificar solo tenemos que sumar los porcentaje de cada elemento y la suma nos debe dar 100% que representa la totalidad 30,19% + 5,03% + 44,65% + 20,13% = 100%

2) Calcule la composición centesimal del HNO3 (ácido nítrico).

Respuesta: 1,6% H; 22,2% N y 76,2% O. 3) Determinar la composición centesimal del Fe2(SO4)2 [sulfato de hierro (III)]

Respuesta: 27,93 % Fe; 24,05 % S y 48,02 % O. 1.6.- Fórmulas empíricas y moleculares Desde el análisis de la composición porcentual, o centesimal, y el conocimiento de los pesos atómicos de los elementos, es posible obtener la relación mínima que existe entre los átomos de un compuesto. Esto se conoce

como

FÓRMULA

EMPÍRICA

o

FÓRMULA

MÁS

SIMPLE

y

no

necesariamente corresponde a la “FÓRMULA MOLECULAR” o verdadera. La fórmula empírica se puede establecer porque los átomos individuales en un compuesto se combinan en una relación de números enteros (Ley de las proporciones definidas) y cada elemento tiene una masa atómica específica. Por tanto, para calcular la fórmula empírica de un compuesto se necesitan conocer: a) Los elementos que se combinan para formar el compuesto. b) Sus masas atómicas c) La relación gravimétrica (en masa) o porcentajes en el que se combinan

Para escribir la fórmula empírica, se siguen los siguientes pasos: 1. Suponer una cantidad inicial definida del compuesto, que por lo general es de 100 g, cuando no se proporciona y expresar la masa de cada elemento en gramos. 2. Convertir los gramos de cada elemento en moles, con la masa molar de cada uno. Esta conversión da como resultado la cantidad en moles de átomos de cada elemento en la cantidad propuesta en el punto 1. 3. Dividir cada uno de los valores obtenido en el punto 2, entre el menor de ellos. Si los números obtenido mediante este procedimiento son enteros, usarlos como subíndices al escribir la fórmula empírica. 4. Si los números obtenidos en el punto 3 no son enteros, multiplicarlos por el número más pequeño que los convierta en enteros. Usar estos números como subíndices de la fórmula empírica. El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene 50,1 % de azufre y 49,9 % en peso de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica? 1. Consideremos 100 gramos del compuesto, los cuales contendrán: 50,1 g de S y 49,9 g de O. 2. Se calcula el número de moles de átomos de cada elemento, empleando análisis dimensional.

3. Obtener la relación de los átomos en la fórmula empírica. Una manera sencilla y útil de obtener relaciones entre varios números es: i) dividir cada uno de ellos entre el más pequeño y ii) multiplicar los resultados por el número entero más pequeño de los obtenidos en la eliminación de fracciones.

1,56/1,56 = 1 S

SO2

3,12/1,56 = 2 O

Ejemplo: Se encuentra que un compuesto tiene 52,9 % de aluminio (Al) y 47,1 % de oxígeno (O). ¿Determinar su fórmula empírica? 1. Consideremos 100 gramos del compuesto, los cuales contendrán: 52,9 g de Al y 47,1 g de O. 2. Se calcula el número de moles de átomos de cada elemento, empleando análisis dimensional. ? moles de atomos de Al = 52,9 g de Al × ? moles de atomos de O = 47,1 g de O ×

1 mol de atomos de Al = 1,9607 mol de Al 26,98 g de Al

1 mol de atomos de O = 2,9438 mol de O 16 g de Al

3. Obtener la relación de los átomos en la fórmula empírica. 1,9607/1,9607 = 1 Al AlO1,5 2,9438/1,9607 = 1,5 O 4. Como los números obtenidos en el punto anterior no son enteros, se multiplica por un número entero que los transforme en un número entero. En este caso se multiplica por 2, quedando la fórmula empírica como:

Al2O3

La fórmula verdadera (Fórmula molecular) de muchos otros compuestos es un múltiplo de la fórmula simplificada; consideremos, por ejemplo, el butano C4H10. Su fórmula empírica es C2H5, pero su fórmula verdadera contiene dos veces el número de átomos, o sea (C 2H5)2 = C4H10. El benceno, C6H6, constituye otro ejemplo. La fórmula empírica del benceno es CH, pero su fórmula molecular contiene seis veces ese número de átomos, (CH)6 = C6H6. Una forma sencilla de encontrar cuantas veces esta contenida la fórmula empírica en la fórmula molecular es: # relacion =

MasaMolarverdadera MasaMolarempirica

EJEMPLO 1) La fórmula empírica de la glucosa es CH 2O, sin embargo el peso fórmula (Peso Molecular) es 180 uma. ¿Cuál es su fórmula molecular? # relacion =

MasaMolarverdadera 180 g / mol = =6 MasaMolarempirica 30 g / mol

Por tanto la fórmula verdadera de la glucosa se determina multiplicando la fórmula empírica por 6.

(CH2O)6 = C6H12O6 2) La alicina es el compuesto responsable del olor característico al ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C = 44,4%; H = 6,21%; S= 39,5%; O = 9,86%. Calcule su fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es alrededor de 162 g? a. Suponer que se empezó con 100 g, por lo que los porcentajes de cada elemento se convierten en 44,4 g de C; 6,21 g de H; 39,5 g de S y 9,86 g de O.

b. Calcular el numero de moles de cada uno de los elementos nC = 44,4 g C ×

1 mol C = 3,7 mol C 12 g C

n H = 6,21g H ×

1 mol H = 6,21 mol H 1g H

n S = 39,5 g S ×

1 mol S = 1,23 mol S 32 g S

nO = 9,86 g O ×

1 mol O = 0,62 mol O 16 g O

c. Transformar los subíndices en números enteros dividiéndolos entre el subíndice más pequeño.

C=

3,7 = 5,97 ≈ 6 0,62

H=

6,21 ≅ 10 0,62

S=

1,23 = 1,98 ≈ 2 0,62

O=

0,62 =1 0,62

Así se llega a la fórmula empírica C6H10 S2O d. Relacionar la masa molecular entre la masa empírica # relación =

masa molecular masa empírica

# relación =

162 =1 162

e. Multiplicar todos los subíndices de la fórmula empírica por el número de relación antes calculado. Como el número es 1 entonces la fórmula empírica es igual a la fórmula molecular. Así se llega a la fórmula molecular C6H10 S2O

AUTOEVALUACIÓN a.- Determine la masa molecular y masa molar de los siguientes compuestos:

1.-

Ca(C2H3O2)2

2.-

C2H5OH

3.-

Ca 3(PO4)2

4.-

H2SO4

5.-

(NH4)2HPO4

6.-

(CH2CO)2C6H3(COOH)

b.- ¿Cuál es la masa en gramos de 0.257 moles de sacarosa, C12H22O11? c.- Una muestra de glucosa C 6H12O6, contiene 4.0 x 1022 átomos de carbono. ¿Cuántos átomos de hidrógeno y cuántas moléculas de glucosa contienen la muestra? d.- ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto siguiente? fórmula empírica CH, masa molar 78 g/mol

2.- REACCIONES QUÍMICAS Todo

nuestro

mundo

esta

rodeado

de reacciones

químicas, cuando

respiramos, cuando comemos, cuando cocinamos, de una u otra manera estamos en presencia de una reacción química, por otro lado todo lo que hoy utilizamos es producto de combinaciones de compuestos químicos o de una serie de reacciones químicas. Por ejemplo cuando jugamos con fuegos artificiales lo que tenemos inicialmente es diferente a lo que observamos al final lo que no sabemos es que todo esto ocurre gracias a una reacción química. Las reacciones químicas se representan mediante una ecuación química. Por ejemplo, cuando el hidrógeno arde reacciona con el oxígeno para formar agua, para escribir una ecuación química nos tenemos que responder estas dos preguntas: ¿Quienes reaccionan (reactivos)? ¿Que produce (productos)?

2

H2

+

2

O2

H2O

Obtención de fórmulas a partir de la composición centesimal Donde podemos leerla de la siguiente manera: El signo + significa: La flecha

REACCIONA CON

se lee como:

PRODUCE

Por lo que en resumen podemos decir que una ecuación química debe tener las sustancias de partida (reactivos) escritas a la izquierda de la flecha y las sustancias finales o que se forman (productos) escritas siempre a la derecha de la flecha. 2.1.- Balanceo de ecuaciones Es importante destacar que para que una ecuación química represente un reacción química debe estar balanceada (cumplir con la Ley de la conservación de la masa) que no es mas

que: las cantidades de átomos

iniciales sean iguales a los átomos finales por cada elemento, por ejemplo en la ecuación anterior sabemos que le hidrógeno reacciona con el oxígeno para formar agua

H2

+

O2

H 2O

Pero si observamos tenemos que: Elemento Hidrogeno (H) Oxígeno(O)

Átomos iniciales 2 2

Átomos finales 2 1

Por lo tanto no tenemos la misma cantidad de oxígeno inicial que final esto que significa que la ecuación NO ESTA BALANCEADA, es decir, no cumple con la Ley de Conservación de la Masa. Para balancearla se colocan números delante de cada fórmula química que garanticen que (al multiplicarlos por el subíndice tenemos la misma cantidad de átomos iniciales como finales). Este tipo de balanceo se llama por tanteo y al realizarlo nos encontramos que la ecuación balanceada es: Si volvemos a calcular las cantidades de átomos iniciales y finales tenemos:

2

H2

+

2

O2

Elemento Hidrogeno (H) Oxigeno(O)

Átomos iniciales

Átomos finales

2x2=4 1x2=2

2x2=4 2 x1=2

H2O

Por lo que ahora si podemos decir que la ecuación esta balanceada, los números antepuestos a la formulas son llamados

ESTEQUIOMÉTRICOS

COEFICIENTES

Al balancear las ecuaciones, es importante diferenciar entre los números antepuestos a una fórmula (coeficientes estequiométricos) y los subíndices de una fórmula observe el siguiente ejemplo:

Ejercicios de muestra A fin de mostrar el proceso de balancear ecuaciones, consideremos la reacción que ocurre cuando el metano (principal componente del gas natural) se quema para producir dióxido de carbono y vapor de agua

CH4

+

O2 CO2 + (NO BALANCEADA)

H2O

Toda ecuación química debe estar balanceada por lo que empezamos a balancear las especies diferentes a hidrogeno y oxígeno que se encuentran en la reacción, en este caso empezaremos a balancear el carbono (C). Si observamos la ecuación química nos encontramos con:

CH4

+

O2 CO2 + (NO BALANCEADA)

H2O

El carbono (C) esta presente en la molécula de metano en igual proporción que en la molécula de dióxido de carbono 1:1. Ahora trataremos de balancear el otro elemento que acompaña al carbono en los reactivos que es el hidrógeno. Si volvemos a observar la ecuación encontramos que:

CH4

+

O2 CO2 (NO BALANCEADA)

+

H2O

Inicialmente tenemos 4 átomos de hidrógeno y al final tenemos 2, por lo que buscamos el mínimo como un múltiplo entre 4 y 2, lo que es igual a 4 entonces: En la siguiente reacción tenemos 4 átomos de hidrógeno inicial y 4 átomos de hidrógeno al final

CH4

+

O2 CO2 + (NO BALANCEADA)

2

H2O

Por ultimo pero no menos importante balanceamos el oxígeno donde tenemos en la ecuación anterior que: inicialmente se tiene 2 átomos de oxígenos y final tenemos 4 que es el producto de la suma de 2 átomos de oxígeno del CO y 2 átomos de oxígenos provenientes del H 2O. Realizamos igual el procedimiento descrito para balancear el hidrógeno así que obtenemos la siguiente ecuación química.

CH4

+

2

O2

CO2 + ( BALANCEADA)

2

H2O

Verificamos que la ecuación esta balanceada llenando el siguiente recuadro Elementos C H O

Cantidad inicial Números de átomos 1x1=1 Total: 1 4x1=4 Total: 4 2x2=4 Total: 4

Cantidad final Números de átomos 1x1=1 Total: 1 2x2=4 Total: 4 2x1=2 1x2=2 Total: 4

Nota: como todos los totales de átomos iniciales son iguales a los números de átomos finales entonces podemos decir que la ecuación esta balanceada, todos los números en rojo son los coeficientes estequiométricos. Nuestra explicación anterior se concentra en la manera de balancear las ecuaciones químicas, dados los reactivos y productos de la reacción, a continuación se presenta algunos ejemplos de los tipos de reacciones.

2.2.- Tipos de reacciones 2.2.1.- Combustión en aire Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una flama. En la mayor parte de las reacciones de combustión que observamos interviene el O2 del aire como reactivo. Por ejemplo la combustión de propano C3H8, un gas que se utiliza para cocinar y para la calefacción de los hogares se describe con la ecuación siguiente: C3H8(g)

+

5O2(g)

3CO2(g)

+

4H2O(l)

Si no hay suficiente O2 presente, se produce monóxido de carbono, CO. Una restricción aún más severa del O2 causa la producción de las partículas finas de carbono que llamamos hollín. En la practica introductoria del laboratorio cuando hablamos de las partes del mechero y como obtener combustión completa y diferenciar cuando estamos en presencia de ella o no, se observa la llama azul que se produce cuando el propano arde como indicativo de una combustión competa, en cambio cuando observamos una llama amarilla que desprende un humo negro decimos que la combustión no es completa. Muchos de los compuestos que nuestro cuerpo utiliza como fuente de energía, como el azúcar glucosa, C6H12O6, reacciona de manera análoga dentro del cuerpo para formar CO2 y H2O. 2.2.2.- Reacciones de combinación y descomposición En las reacciones de combinación, dos o más sustancias reaccionan para formar un producto. Por ejemplo, el magnesio metálico arde en aire con un brillo enceguecedor para formar oxido de magnesio como se observa en la siguiente reacción:

2 Mg(S)

+

O2 (g)

2 MgO (S)

Esta reacción se empleaba en las bombillas de destellos, que antes se usaban comúnmente en la fotografía. En las reacciones de descomposición una sustancia sufre una reacción para producir dos o más sustancias

distintas. Muchos compuestos sufren reacciones de descomposición cuando se calientan, ejemplo. CaCO3 (S)

CaO (S) + CO2 (g)

La descomposición del CaCO3 es un proceso comercial importante en la producción de cal o cal viva (CaO) donde Estados Unidos utiliza más de 20 mil de toneladas x año

AUTOEVALUACIÓN a.- Obtenga los valores de “a”, “b”, “c” y “d” que balancee la ecuación: "a" B10H18 + "b" O2

"c" B2O3 + "d" H2O

2.- "a" C6H14O + "b" O2

"c" CO2 + "d" H2O

1.-

3.-

"a" Al + "b" Cr2O3

"c" Al2O3 + "d" Cr

b.- ¿Cuál es el coeficiente del HCl cuando la ecuación siguiente está balanceada correctamente? CaCO3 (s) + HCl (aq)

CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

c.- Balancee la siguiente ecuación e indique si se trata de una reacción de combustión, de combinación o de descomposición: 1.-

"a" Li + "b" N2

"c" Li3N

2.-

"a" H2O2 + "b" SO2

"c" H2SO4

3.-

"a" Al + "b" Cr2O3

"c" Al2O3 + "d" Cr

2.3.- Información cuantitativa a partir de las ecuaciones balanceadas El concepto de mol nos permite aprovechar, en un nivel macroscópico práctico, la información cuantitativa contenida en una ecuación química balanceada. Consideremos la siguiente ecuación balanceada: 2 H2 (g)

+

O2 (g)

2 H2O (l)

Los coeficientes nos dicen que dos moléculas de H 2 reaccionan con cada molécula de O2 para formar dos moléculas de H2O. Se dice que los números relativos de moles son idénticos a los números relativos de moléculas: 2 H2 (g)

+

2 moléculas 2(6,02 x 10

23

moléculas)

2 moles

O2 (g)

2H 2O (l)

1 molécula (6,02 x 10

23

moléculas)

2 moléculas 2(6,02 x 1023 moléculas)

1 mol

2 moles

Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar como los números relativos de moles que intervienen en la reacción. Ejemplo: Calcule la cantidad de oxígeno necesaria para reaccionar con 3 moles de H2 y la cantidad de H2O formado. 1.

Debemos calcular la cantidad de oxígeno que reacciona con 3

moles de H2 como no me especifican las unidades de cantidad entonces la cálculo en moles como se muestra a continuación n  moles O2 = 3 moles H 2 × 2.

1 mol O2 = 1,5 moles O2 2 moles H 2

Tenemos la cantidad de oxígeno e hidrógeno por lo tanto

podemos calcular la cantidad de agua con cualquiera de los dos, asumimos que estamos en presencia de una reacción completa porque solo me dan la cantidad de uno de los reactivos en este caso es el H2

n  moles H 2 O = 3 moles H 2 ×

2 mol H 2 O = 3 moles H 2 O 2 moles H 2

Como ejemplo adicional, consideremos la combustión del butano C 4H10, el combustible de los encendedores desechables: 2C4H10 (l)

+

13 O2(g)

8CO2(g)

+ 10H2O(l)

Supongamos que nos interesa conocer la masa de CO 2 que se produce al quemar 58 g de butano C4H10 Así pues, la secuencia de conversión es: Gramos Gramosdede reactivos reactivos

Moles Molesdede reactivos reactivos

Moles Molesdede productos productos

Gramos Gramosdede productos productos

Estos pasos se pueden combinar en una sola secuencia de factores En la figura siguiente se resume la estrategia general empleada para calcular las cantidades de sustancia consumidas o producidas en reacciones químicas Gramos Gramosdede sustancia sustanciaAA

Gramos Gramosdede sustancia sustanciaBB

Usar masa molar de B

Usar masa molar de A

Usar coeficientes Usar coeficientes estequiométricos de A estequiométricos de A y B de la ecuación y B de la ecuación balaceada balaceada

Moles Molesdede sustancia sustanciaAA

Moles Molesdede sustancia sustanciaBB

Por lo que si lo escribimos unidimensionalmente nos queda que el factor de conversión es el siguiente: g CO2 = 58 g C 4 H 10 ×

1 mol C 4 H 10 8 mol CO2 44 g CO2 × × = 176 g CO2 58 g C 4 H 10 2 mol C 4 H 10 1 mol CO2

AUTOEVALUACIÓN

a.- El CO2 que los astronautas exhalan de la atmósfera de la nave espacial por reacción con KOH se expresa a continuación: CO2

+

KOH

K2CO3

+

H2O

¿Cuántos kg de CO2 se pueden extraer con 1.00 kg de KOH? b.- ¿Cuántos gramos de óxido de hierro Fe2O3, se pueden producir a partir de 2.50 g de oxígeno que reaccionan con hierro sólido? c.- El octano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:

2

C8H18 +

25

16CO2

O2

+

18H2O

¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5.00 g de C8H18? d.-

La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico,

C2H5OH, y dióxido de carbono: C6H12O6(ac)

C2H5OH(ac)

+

CO2(g)

¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 100 g de glucosa? e.- Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la reacción: NaN3

Na +

N2

¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno gaseoso?

f.-

Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire

para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción:

10Na

+

2KNO3

K2O

+

5 Na2O

+ N2

¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 10 g de Na?

2.4.- Reactivos, limitante y en exceso En las reacciones químicas cuando uno de los reactivos se agota antes que los demás, la reacción se detiene. Este reactivo se define como el reactivo limitante, porque determina, o limita, la cantidad de producto que puede formar. El resto de los reactivos sobrantes, se consideran como reactivos en exceso, debido a que se encuentran presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con el reactivo limitante. Supongamos por ejemplo que: 1.

A Manuel lo llama una amiga y lo invita a la playa con unos

amigos, en la conversación Manuel le pregunta que si debe llevar algo, la amiga le dice: Bueno prepárate unos sándwich, Manuel le responde chévere nos vemos mañana. Manuel llama a su mama y le dice que le compre algunos ingredientes para preparar unos sándwiches que necesita para llevarlos a la playa. La mamá de Manuel le trae un paquete de pan (30 rebanadas), ½ kg de queso amarillo (20 lonjas) y ½ kg de jamón (30 lonjas). La preparación del sándwich se puede escribir de esta manera:

2 rebanadas de pan + 1 lonja de queso +1 lonja de jamón = Sándwich de jamón y queso 2P

+

Q

+

J

P 2QJ

Nos preguntamos: ¿Cuantos sándwiches puede preparar Manuel? 2 rebanadas de pan + 1 lonja de queso +1 lonja de jamón = Sándwich de jamón y queso i)

30

20

f)

0

5

30 15

15

Manuel solo puede preparar 15 Sándwiches por que se le terminó el pan eso quiere decir que las rebanadas de pan son el reactivo limitante. Esto se puede verificar matemáticamente: Supongamos, por ejemplo que tenemos una mezcla de 4 moles

2.

de H2 y 3 de O2 y que la hacemos reaccionar para formar H2O 2 H2 (g)

+

O2 (g)

2H2O (l)

Calculo del reactivo limitante a.

Para ello se debe escribir la reacción química balanceada

b.

Debajo de cada compuesto se debe escribir las cantidades que se

tiene de cada uno de ello c.

Se calcula la cantidad de uno de los reactivos que se necesitan para

que reaccione completamente el otro

 1molO2 molesdeO2 = ( 4molesH 2 ) x  2molesH 2 d.

  = 2molesO2  

Me hago la siguiente pregunta ¿Tengo eso o más?

Si la respuesta es Si el es él reactivo en exceso. Pero si la respuesta es No entonces él seria el reactivo límite ¿Tengo eso o más? Si por lo tanto el O 2 es el Reactivo en Exceso, lo que implica que al terminar la reacción queda una cierta cantidad de Oxígeno que se calcula como se muestra a continuación: Moles de O2 al finalizar la reacción = 3 moles – 2 moles = 1mol O2 En nuestro ejemplo el reactivo limitante es el H2, lo que implica que cuando se haya consumido todo el H2 la reacción se detendrá. Así pues la cantidades de producto formados en una reacción siempre están determinadas por la cantidad del reactivo limitante.

El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno

3.

gaseoso para formar dióxido de nitrógeno (NO2) un gas café oscuro. NO

(g)

+

O2

(g)

NO2

(g)

En un experimento se mezclaron 0,886 mol de NO con 0,503 mol de O 2. Calcule cuál de los dos reactivos es el limitante. Calcule también el número de moles de NO2 producido y que cantidad en gramos del reactivo en exceso queda

AUTOEVALUACIÓN a.- Un fabricante de bicicletas dispone de 5350 ruedas, 3023 marcos y 2655 manubrios. ¿Cuántas bicicletas puede fabricar con estas partes? b.-

El metal sodio reacciona con agua para dar hidróxido de sodio e

hidrógeno gas: Na(s)

+

H2O (l)

NaOH (aq) +

H2 (g)

Si 10.0 g de sodio reaccionan con 8.75 g de agua: ¿Cuál es el reactivo limitante? c.-

El vinagre (HC2H3O2) y la soda (NaHCO3) reaccionan produciendo

burbujas de gas (dióxido de carbono): HC2H3O2 (aq)

+

NaHCO3 (s)

NaC2H3O2 (aq)

Si 50 g de vinagre reaccionan con 5 moles de soda. ¿Cuál es el reactivo limitante? d.- Cuando se prepara H2O a partir de hidrógeno y oxígeno, si se parte de 4,6 mol de hidrógeno y 3,1 mol de oxígeno, ¿cuántos moles de agua se pueden producir y que cantidad en gramos queda del reactivo en exceso?

2.5.- Pureza: Hasta este punto hemos tratado los reactivos como sustancias puras, sin embargo, en la naturaleza son muy pocas las sustancias que se encuentran de esta manera, los procesos de purificación pueden ser muy costosos, En la mayoría de los espacios donde se trabaja con sustancias químicas las sustancias que están a la disposición no son totalmente puras por lo que es importante entender, como realizar cálculos donde este implicada la pureza. Ejemplo: Una estudiante de ingeniería, recibió de su abuela una medalla de 25 g, que ella supone de oro. Para averiguarlo, le solicita al Prof. Wolframio si puede hacerle en el laboratorio de química un análisis de la joya para la determinación de oro. El profesor hace reaccionar la joya con ácido clorhídrico en exceso, obteniendo un precipitado de 15 g de cloruro aúrico (AuCl 3) e hidrógeno gaseoso (H2). Determine: a) Porcentaje de pureza en oro de la joya b) La cantidad de HCl que reaccionó y repórtela con un 40% de exceso Análisis y resolución del problema 1. Escribir la reacción química

Au

+

HCl

AuCl3

+

H2

2. Balancear la reacción química

2 Au

+

6 HCl

2

AuCl3

+

3

H2

3. Analizamos que datos tenemos y calculamos la cantidad de oro que reacciona para formar 15 g de cloruro aúrico.

2 Au Inicial)

25 g

+

6 HCl

2

AuCl3

+

X g + 40%

Reacciona) Final) g Au = 15 g AuCl 3 ×

15 g 1 mol AuCl 3 2 mol Au 196,97 g Au × × = 9,74 g Au puros 303,47 g AuCl 3 2 mol AuCl 3 1 mol Au

3

H2

4. Calculamos el porcentaje de pureza % Pureza =

gramos puros × 100 gramos impuros

% Pureza =

9,74 g × 100 = 38,96 % ≈ 39 % de pureza 25 g

5. Calculamos la cantidad de reactivo que se necesita para formar 15 g del producto o la cantidad HCl que se necesita para reaccionar con 9,74 g de Au y luego se calcula el 40 % de exceso. g HCl = 15 g AuCl 3 × g HCl = 9,74 g Au ×

1 mol AuCl 3 6 mol HCl 36,5 g HCl × × = 5,41 g HCl 303,47 g AuCl 3 2 mol AuCl 3 1 mol HCl

1 mol Au 6 mol HCl 36,5 g HCl × × = 5,41 g HCl 196,97 g Au 2 mol Au 1 mol HCl g HCl = 5,41 g + (5,41 g ×

40 ) = 7,57 g HCl 100

7,57 g es lo que se debe pesar de HCl para tener un exceso del 40 % 2.6.- Rendimiento teórico La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante se llama rendimiento teórico. La cantidad de producto

que

realmente

se

obtiene

en

una

reacción

se

denomina

rendimiento real. El rendimiento real casi siempre es menor que el rendimiento teórico. Esta diferencia tiene muy diversas causas. Por ejemplo, es posible que una parte de los reactivos no reaccione, o que reaccione de una forma diferente de la deseada (reacciones secundarias). Además, no siempre es posible recuperar todo el producto de la reacción. El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico (calculado) % de Rendimiento =

Rendimiento real x 100 Rendimiento teórico

Por ejemplo: 1.- Calcular el rendimiento de un experimento en el que se obtuvieron 3,43 g de SOCl2 mediante la reacción de 2,50 g de SO2 con un exceso de PCl5, esta reacción tiene un rendimiento teórico de 4,64 g de SOCl2. SO2(l) + PCl5(l)

SOCl2(l) + POCl3(l)

El ejercicio anterior nos pide que calculemos el rendimiento de la reacción, para calcularlo debemos estar claro de que es lo que se forma realmente y que se debe esperar que se forme. Al analizar los datos nos damos cuenta que: a) Tenemos las cantidades del producto SOCl2 que se forma b) Se tiene el rendimiento teórico es decir cuanto se debe esperar en condiciones ideales, así que utilizamos la fórmula y nos queda que: % Re n dim iento =

3,43 g exp erimentales de SOCl 2 × 100 = 73,9 % ≈ 74 % 4,64 g teóri cos de SOCl 2

c) Un dato importante es que nos dan la cantidad de reactivo limitante SO 2 que se utiliza para la reacción, si no nos dieran el rendimiento teórico con este valor lo podemos calcular, pero como en este caso el rendimiento teórico es un dato no hay necesidad de realizar dicho cálculo. 2.- El cloruro de calcio reacciona con nitrato de plata para producir un precipitado de cloruro de plata: CaCl2(aq) + 2 AgNO3(aq)

AgCl(s) + Ca(NO3)2(aq)

En un experimento se obtienen 1.864 g de precipitado. Si el rendimiento teórico del cloruro de plata es 2.45 g. ¿Cuál es el rendimiento en porcentaje? (Realiza este ejercicio en casa se trabaja igual que el ejercicio anterior.)

2.7.- Reacciones secuenciales A menudo se necesita más de una reacción para cambiar los materiales de partida en los productos deseados. Esto es cierto con muchas reacciones que realizamos en el laboratorio y en muchos procesos industriales. Se llaman reacciones secuenciales. La cantidad de producto deseado de cada reacción se toma como material de partida para la siguiente. Ejemplo: A temperaturas elevadas el carbono reacciona con agua para formar una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno según la siguiente reacción:

C

+

Calor

H2O

CO

+

H2

El monóxido de carbono se separa del hidrógeno y entonces se utiliza para separar níquel de cobalto por formación de un compuesto gaseoso, tetracarbonilo de níquel Ni(CO)4 como se observa a continuación:

Ni

+

CO

Ni(CO)4

¿Qué masa de Ni(CO)4 podría obtenerse a partir de CO que se produce al hacer reaccionar 75,0 g de carbono? Estrategia: 1. Primero escribimos las ecuaciones químicas una debajo de la otra (No olvides balancear)

C Ni

+

H2O

+

4 CO

Calor

CO

+

H2

Ni(CO)4

2. Luego analizamos cual es la incógnita y que tenemos como dato Para eso nos pide que calculemos la cantidad de Ni(CO)4 que se puede formar cuando reacciona 75 g de Carbono (C). Pero si observamos como ocurre la reacción primero el carbono reacciona para formar CO y este a su vez reacciona para formar el Ni(CO)4

por lo tanto un factor importante de

calcular es el compuesto común en las dos reacciones ¿Quién es este? El CO. Una vez definido esto realizaremos el cálculo estequiométrico.

? mol CO = 75 g C ×

1 mol C 1 mol CO × = 6,25 mol CO 12 g C 1 mol C

Ahora calculamos la cantidad de Ni(CO)4 que se forma cuando reacciona 75 g de C pero como existe una especie intermedia que es el CO utilizamos para el calculo la cantidad de CO formada en la primera reacción es decir el CO es producto en la primera reacción pero es reactivo en la segunda (Observar las reacciones químicas). Entonces realizamos el cálculo.

? g Ni (CO) 4 = 6,25mol CO ×

1 mol Ni (CO) 4 171g Ni (CO) 4 × = 267 g Ni (CO) 4 4mol CO 1 mol Ni(CO) 4

Al finalizar con reacciones secuenciales, hemos logrado cubrir los aspectos más importantes para la comprensión de la estequiometría, como actividad complementaria a continuación se presentan una serie de ejercicios del nivel de exámenes que pueden desarrollar fuera del aula, El profesor esta siempre a su disposición para cualquier duda o sugerencia.

Éxito

Ejercicios de tipo examen Los ejercicios que se presentan a continuación son una recopilación de los ejercicios más completos de nivel de examen que deben manejar los estudiantes. 1) Hay un oxiácido orgánico muy abundante en limones, naranjas y toronjas, cuando se queman 5 gramos de este ácido se producen 6.875 gramos de bióxido de carbono y 1.875 gramos de agua, si 0.25 moles de este compuesto equivalen a 48 gramos. a. ¿Cuál es la composición porcentual del oxiácido? b. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido? c. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto orgánico? 2) La vitamina C es indispensable para la prevención del escorbuto y en dosis grandes puede ser efectiva para evitar los resfriados. La combustión de una muestra de 0,2 g de este compuesto formado por C, H y O produce 0,2998 g de CO 2 y 0,0819 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica de la vitamina C? 3) Se determinó que un compuesto orgánico contiene solo 3 elementos: carbono, hidrógeno y cloro. Cuando se quemó por completo en el aire una muestra de 1.5 gramos del compuesto, se produjeron 3.52 g de CO2. En otro experimento, el cloro de una muestra de un gramo del compuesto, se transformó en 1.27 gramos de cloruro de plata. a. ¿Cuál es la masa en gramos que hay de cada elemento en 1.5 gramos de muestra del compuesto mencionado? b. ¿Cuál es la composición porcentual de cada elemento en el compuesto? c. ¿Cuál es la fórmula mínima para esta sustancia orgánica? 4) Diga cuales de las siguientes afirmaciones son correctas “Justifique su respuesta” H2S + SO2 --- S + H2O a.

Se producen tres moles de S por cada mol de H2S.

b.

Se producen tres gramos de S por cada gramo de SO2 que se consume.

c.

Se produce un mol de H2O por cada mol de H2S que se consume.

d. El número total de moles del producto es igual al número de moles de reactivo consumido.

5) La tiza esta compuesta por carbonato de calcio y sulfato de calcio, con algunas impurezas como SiO2. Solamente el CaCO3 reacciona con el HCl diluido. ¿Cuál es la masa porcentual de CaCO3 en un trozo de tiza de 3,28 g que produce 0,981 g de CO 2 (g) al reaccionar con el HCl? CaCO3 (s)

+

HCl (l)

CaCl2 (aq)

+

H2O (l)

+

CO2 (g)

6) Un proceso industrial utiliza gas propano, C 3H8, como combustible, haciéndolo reaccionar con aire caliente ( considere que el aire contiene 21% en masa de O 2): C3H8 + O2

CO2 + H2O

Si se disponen de 200 l de propano medidos en condiciones normales y 10 Kg de aire, determine: a)

Producción de CO2, en litros medidos en C.N.

b) Producción de H2O, en moléculas. 7) La disminución del ozono (O3) en la estratósfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones de los aviones de propulsión, a alturas elevadas. La reacción es: O3

+

NO

O2

+

NO2

Si 0,740 g de O3 reaccionan con 0,670 g de NO. a.

¿Cuántos gramos de NO2 se producirán?

b.

¿Cuál compuesto es el reactivo limitante?

c.

Calcule el número de moles del reactivo en exceso que se recupera al finalizar la reacción.

8) La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la manufactura de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono: C6H12O6

C2H5OH

+

CO2

Si se empieza con 500,4 g de glucosa, ¿Cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol = 0,789 g/mL) 9) Un ingeniero necesita rediseñar una planta productora de un compuesto cuyo peso molecular es 100. la producción requiere seis etapas consecutivas, cada una de ellas con un rendimiento de 50%. Si empieza con 30 kg de material inicial que tiene un peso molecular de 80.¿Cuantos gramos de producto final obtendrá?. ¿Cuántos gramos del material inicial se requerirá para producir 100kg de producto final?

10) El azobenceno es un compuesto intermedio en la reacción de obtención de tintes que puede prepararse haciendo reaccionar nitrobenceno y trietilenglicol en presencia de Zn y KOH. La reacción entre 0,10 L de nitrobenceno ( d = 1,20 g/mL) y 0,30 L de trietilenglicol ( d = 1,12 g/mL) proporciona 55 g de azobenceno. ¿Cuáles son (a) el rendimiento teórico, (b) el rendimiento real y (c) el rendimiento porcentual de la reacción? Zn y KOH

2 C6H5NO2 nitrobenceno

+ 4 C6H14O4

(C6H5N)2

trietilenglicol

+

4 C6H12O4

+

4 H2O

azobenceno

11) 25 gramos de una muestra impura de óxido férrico (Fe 2O3) se tratan con carbono (C) . El CO2 formado se absorbe en una solución de Ba(OH) 2 y se precipitan 15 g de BaCO3. Las reacciones químicas son las siguientes: Fe2O3 + C --- CO2 + Fe CO2 + Ba(OH)2

-- BaCO3 + H2O

Determine: a.

Porcentaje de pureza del Fe2O3 en la muestra.

b. Masa de carbono (C) requeridos para la reacción

12) El etileno (C2H4), es un importante reactivo químico industrial, se puede preparar calentando hexano (C6H14) a 800 ºC: C6H14

C2H4 + Otros productos

Si el rendimiento de la producción de etileno es 42,5 % .¿Qué masa de hexano se debe utilizar para producir 481 g de etileno? 13) Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y para otras funciones. Una ecuación general global para este complicado proceso representa la degradación de la glucosa (C6H12O6) a dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

C6H12O6

+

O2

CO2

+

H 2O

Calcule la producción anual de CO2 en gramos, suponiendo que cada persona consume 500 g de glucosa diariamente. La población mundial es de 6.500 millones y hay 365 días por año.

14) El fósgeno, COCl2, se utilizó en ocasiones como gas de combate, ya que al ser inhalado reacciona con el agua de los pulmones produciendo ácido clorhídrico, HCl, el cual produce graves lesiones pulmonares, ocasionando la muerte. La reacción química es: COCl2

+

H 2O

CO2

+

HCl

Calcular: a.

¿Cuántos moles de HCl se producen al reaccionar 0,43 moles de COCl 2?

b.

¿Cuántos moles de HCl se formarán si 0,2 mol de COCl2 se mezclan con 7,2 g de H2O?

15) El dolor de las picaduras de las abejas se debe al ácido fórmico CHO 2H segregado que penetra bajo la piel. El ácido fórmico se obtiene industrialmente por la acción del monóxido de carbono CO, sobre el hidróxido de sodio NaOH, a unos 200 ºC y de presión 8 atm, en dos etapas: CO

(g)

+ NaOH

CHO2Na

(l)

CHO2Na

(s)

+ HCl

(l)

CHO2H

(l)

(l)

+ NaCl

(s)

Si se inicia la reacción mezclando 3 moles de CO con 5 moles de NaOH a.

Se produce reacción completa explique

b. Cuantas moléculas de ácido fórmico se produce si hay suficiente HCl. c.

Cuantos gramos de NaOH hay al finalizar la reacción.

16) En una situación hipotética existe una mezcla de A y B 2C3 e impurezas que pesa 80 g. Dicha mezcla tiene una distribución porcentual de 28 % de impurezas y 38 % de B 2C3. Al producirse una chispa, ocurre la reacción que produce A2C3 y B. Determine: a.

Gramos máximos de B y A2C3 formados

b. Si se desea obtener 20 g de B, que cantidad de la mezcla se debe pesar. Masa molecular g/mol: A = 30 ; B = 50 ; C = 20 17) En un motor de combustión interna que utiliza gasolina (C 8H8) como combustible. Al producirse la ignición, salta la chispa que comienza la siguiente reacción: C8H8 Si se dispone de 10 g de

+

O2

CO2

+

H 2O

y 30 g de O 2, el CO2 producido es utilizado en una absorción con

90,8 g de Ba(OH)2, que al reaccionar producen: agua H2O y carbonato de bario BaCO3. Calcule: a.

Los gramos de CO2 producido

b. Los gramos de reactivo en exceso (en caso de haber) en la reacción de absorción

18) El gas metano (CH4), componente principal del gas natural que se desprende en las refinerías petrolíferas, es un valioso combustible utilizado ampliamente como fuente de energía doméstica. También se utiliza como materia prima para la fabricación de numerosos productos químicos. En el laboratorio, el metano se obtiene tratando carburo de aluminio con agua: Al4C3

+

H 2O

CH4

+

Al(OH)3

Suponga que una industria química dispone de un lote de 7,5 Kg de carburo de aluminio al 85 % de pureza. Se estima que el proceso de recolección del gas metano se origina una pérdida de 15 % de gas. La industria recibe un pedido de 1700 Kg de metano. ¿Con la materia prima existente, está su empresa en capacidad de producir esa cantidad? 19) Cierta muestra de carbón contiene 1,6 % en masa de Azufre. Cuando se quema el carbón, el azufre se convierte en dióxido de azufre. Para evitar la contaminación del aire, el dióxido de azufre se trata con óxido de calcio (CaO) para formar sulfito de calcio (CaSO 3). Calcule la masa de CaO (en Kilogramos) que necesita diariamente una planta de energía que utiliza 6,6 x 106 Kg de carbón al día. 20) El octano (C8H18) es uno de los componentes de la gasolina. Su combustión completa produce CO2 y H2O. la combustión incompleta produce CO y H 2O, lo que no solamente reduce la eficiencia del motor que utiliza el combustible, sino que también es tóxico. En cierta prueba se quemó 1.000 galones de octano en un motor. La masa total de CO y CO 2 y H2O que se produjo fue de 11,53 Kg. Calcule la eficiencia del proceso, es decir, calcule la fracción de octano que se convierte en CO2. La densidad del octano es 2,65 Kg/galón. 21) El ácido nítrico se produce industrialmente mediante el proceso de Ostwald, se representa con las siguientes ecuaciones:

4 NH3 (g) NO (g) NO2 (g)

+ + +

5 O2 (g) O2 H2O (l)

4 NO (g)

+

6 H2O (l)

NO2 (g) HNO3 (ac)

2 +

HNO2 (ac)

¿Qué masa de NH3 (en g) se debe utilizar para producir 1,00 toneladas de HNO 3 de acuerdo con el procedimiento anterior, suponga un porcentaje de rendimiento de 80% en cada uno de los pasos (1 ton = 2000 libras, 1 lb = 453,6 g.)

BIBLIOGRAFÍA 1. Brady y Humiston (1980). “Química Básica, Principios y Estructura” (4 ta Edición) México: Limusa. 2. Browm T. L. (2000). Química: La Ciencia Central. México: Prentice Hall 3. Chang, R. (2000). Química (6ta Edición). México: McGraw-Hill. 4. Duch, B. Problems: a key factor in http://www.udel.edu/pbl/cte/spr96-phys.html

PBL.

Disponible

en:

5. Mahan, B. (1977). Química Curso Universitario. Bogotá: Fondo Educativo Interamericano 6. Masterton, W., Slowinski, E. y Stanitski, C (1989). Quimica General Superior (6ta Edición). Mexico: McGraw- Hill. 7. Petrucci, R. (2003). Química General (8va Edición). España: Prentice Hall. 8. Pinto, G., Llorens, J.A., Oliver-Hoyo, M., “Fisicoquímica de las bebidas autocalentables: ejemplo de aprendizaje basado en problemas” . En Anales de la Real Sociedad Española de Química, en prensa. 9. Pinto, G. (2008). Didáctica de la Química y vida cotidiana . Disponible en: http://quim.iqi.etsii.upm.es/vidacotidiana/Inicio.htm [Consulta: 1 septiembre 2008]. 10. Pinto, G. Cálculos de estequiometría aplicado a problemas de la realidad cotidiana; Universidad Politécnica de Madrid, E.T.S. de Ingenieros Industriales, Grupo de Innovación Educativa de Didáctica de la Química. 11. Universidad Central de Venezuela, Vicerrectorado académico, Sistema de Actualización Docente del Profesorado. (2003). Las Teorías del Aprendizaje y la Instrucción. Caracas: Poggioli, Lisette.