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ESTEQUIOMETRÍA Fundamentos: Masa atómica. La masa de un átomo depende del número de electrones, protones y neutrones que contiene. Los átomos son partículas extremadamente pequeñas, incluso la partícula de polvo más pequeña que pueda apreciarse a simple vista es tan grande en relación al átomo que contiene 1*1016 átomos, lo que indica que no se puede pesar un solo átomo.

Balanza analitica Como consecuencia se ha establecido determinar la masa atómica de los elementos en relación a la masa atómica del carbono-12, como consecuencia de ello por acuerdo internacional la masa atómica (peso atómico) es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a una doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. El carbono-12 es el isotopo de del carbono que tiene seis protones y seis neutrones. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma, se tiene el átomo que se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo, ciertos experimentos han demostrado que, en promedio, un átomo de hidrogeno tiene solo 8.400% de la masa del átomo de carbono-12; de manera que si la masa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12 uma, la masa atómica del hidrogeno debe ser 0.084*12.00 uma, es decir, 1.008 uma, utilizando cálculos similares se obtienen las masas atómicas de los elementos. Por ejemplo oxigeno 16.00 uma, hierro 55.85 uma, etc. El método más exacto para determinar masas atómicas y moleculares es la espectrometría de masas.

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Masa atómica promedio. Las masas atómicas promedio de cada uno de los elementos se determinan, utilizando las masas de los diversos isotopos de un elemento y su abundancia relativa. Se denomina isotopo al átomo de un elemento que difiere en masa de otro átomo similar. Por lo tanto: Masa atomica promedio =

m1 (A1 %1 ) m2 (A2 %2 ) m3 (A3 %3 ) mn (An %n ) + + +⋯+ 100 100 100 100

Numero de Avogadro – Masa molar de una sustancia. Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos, debido a que los átomos tienen masas extremadamente pequeñas, no se puede diseñar una balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En realidad se manejan muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. En el SI, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12g o 0.012Kg del isotopo de carbono-12. El número real de átomos en 12g de carbono-12 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA), en honor del científico italiano Amadeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es: N = 6.0221367*10

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A

Masa molar (M): Se define como la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Por ejemplo, 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exactamente de 12g y contiene 6.022*1023 átomos de carbono-12. Una vez que se conoce la masa molar y el número de Avogadro, es posible calcular la masa en gramos de un solo átomo. Por ejemplo, se sabe que la masa molar del carbono-12 es 12.00g y que hay 6.022*1023 átomos de carbono-12 en un mol de sustancia, por tanto, la masa de un átomo de carbono-12 está dada por: 12.00g de atomo de carbono − 12 g = 1.993 ∗ 10−23 23 6.022 ∗ 10 atomos de carbono − 12 atomo de carbono − 12 Se puede utilizar el resultado anterior para determinar la relación entre las unidades de masa atómica y los gramos. Por ejemplo, la masa de todo átomo de carbono-12 es exactamente 12 uma, el número de unidades de masa atómica equivalente a un gramo es: uma 12 uma 1 atomo de carbono − 12 uma = ∗ = 6.022 ∗ 1023 −23 gramo 1 atomo de carbono − 12 1.993 ∗ 10 g En resumen:

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Masa molecular. Es posible calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que la forman. La masa molecular (peso molecular) es el resultado de la suma de las masas atómicas (en uma, gramos) en una molécula. Por ejemplo, la masa molecular del H2SO4 es: M = 2(masa atómica del H) + 1(masa atómica del S) + 4(masa atómica del O) M = 2(1.008 uma) + 1(32.07 uma) + 4(16.00 uma) = 98.086 uma M = 2(1.008 g) + 1(32.07 g) + 4(16.00 g) = 98.086 g En general, para determinar la masa molecular o peso molecular de un compuesto es necesario encontrar la sumatoria del producto de la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de cada elemento presente en la molécula, es decir:

Volumen molar. Se define como el volumen que ocupa un mol de una sustancia gaseosa en condiciones normales (c.n; TPE, STP), este volumen ideal es de 22,4 litros. Composición porcentual de los compuestos. La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presentes en cada unidad del compuesto. Sin embargo, suponga que se necesita verificar la pureza de un compuesto para usarlo en un experimento de laboratorio, entonces a partir de la fórmula de dicho compuesto se puede determinar el porcentaje con que contribuye cada elemento a la masa total del compuesto. La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada elemento contenida en 1 mol de compuesto entre la masa molecular (peso molecular) del compuesto y multiplicado por 100; es decir: n ∗ masa molar del elemento Porcentaje en masa de un elemento = ∗ 100 masa molecular del compuesto Formula empírica. La fórmula empírica de una sustancia es la relación de números enteros más simples en la cual puedan combinarse los átomos de un compuesto. Formula molecular. La fórmula molecular indica el número real de átomos presentes en la molécula de un compuesto, la formula molecular puede ser igual a la formula emperica o un múltiplo de ella.

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Por ejemplo, la formula empírica que corresponde al benceno es CH, cuya fórmula molecular es C6H6. En forma general, la composición en peso expresa los pesos relativos de los elementos constitutivos en un determinado compuesto. Si dividimos cada peso relativo entre el peso atómico del elemento correspondiente, se obtiene el numero relativo de moles o átomos-gramo de cada elemento, obteniéndose la formula empírica, para obtener la formula molecular a partir de la formula empírica se debe conocer la masa molecular (peso molecular) del compuesto y realizar una relación entre ambos, el peso empírico y el peso molecular. Estequiometria. En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en una reacción química. Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) fue el primero en describir la estequiometria de la siguiente manera: «La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados en una reacción química». Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias que intervienen en el proceso; es decir, que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. Leyes ponderales. Ley de la conservación de la masa y energía de Lavoisier Establece que: En la naturaleza nada se crea ni se destruye, tan solo se transforma. En una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible. A escala microscópica una reacción química se produce por la colisión de las partículas que intervienen ya sean moléculas, átomos o iones. Este choque provoca que las uniones que existían previamente entre los átomos se rompan y se facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un reordenamiento de los enlaces entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se produce por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto es lo que se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos principios siguientes: 4

 

El número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia. El número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción.

En el transcurso de las reacciones químicas las partículas subatómicas tampoco desaparecen, el número total de protones, neutrones y electrones permanece constante. Y como los protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga negativa, la suma total de cargas no se modifica. Esto es especialmente importante tener en cuenta para el caso de los electrones, ya que es posible que durante el transcurso de una reacción química salten de un átomo a otro o de una molécula a otra, pero el número total de electrones permanece constante. Esto que es una consecuencia natural de la ley de conservación de la masa y se denomina ley de conservación de la carga e implica que: 

La suma total de cargas antes y después de la reacción química permanece constante.

Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad se la denomina ecuación estequiométrica.

Ley de Proust o de las proporciones constantes Proust llego a la conclusión de: Que cuando dos o más elementos químicos se combinan para formar un compuesto, la relación ponderal (masas, pesos) en los que ellos entran es constante y definida. Por ejemplo: para formar 1 mol de agua, H2O, la relación de masas o pesos entre el hidrogeno y oxigeno son: O 1 mol de oxigeno 1 ∗ 16 g = = =8=k H 2 mol de hidrogeno 2∗1g O 2 mol de oxigeno 2 ∗ 16 g = = =8=k H 4 mol de hidrogeno 4∗1g Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico del Hidrogeno es 1 y del Oxigeno es 2; por lo tanto la masa de 1 mol de agua: 1 mol de agua = 2g + 16g = 18 g; de los que 2g son de hidrogeno y 16g de oxígeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g de oxigeno por cada uno de hidrógeno, o cantidades proporcionales. La cual se conservara siempre que se deba formar H2O Caso contrario, sí por ejemplo reaccionaran 3g de hidrogeno con 8g de oxígeno, sobrarían 2g de hidrogeno.

Una aplicación de la ley de Proust es la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

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Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Dalton llego a la conclusión de: Que cuando dos elementos se combinan para formar dos o más compuestos, la relación ponderal entre dichos elementos establece que mientras uno de ellos permanece constante el otro varia en relación a números enteros sencillos. Por ejemplo, siempre cuando se combinan el cloro y el oxígeno forman cuatro compuestos:

Ley de Richter o de los pesos equivalentes Richter llego a la conclusión de: Los pesos de dos elementos que reaccionan con un mismo peso de un tercero, son los mismos con que reaccionan entre sí; es decir, los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí.

Por ejemplo: En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación: N2 + 3 H2  2 NH3

1 g. H2  4.67 g. N2

2H2 + O2  2H2O

1 g. H2 8.00 g. O2

Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno: N2 + O2  2 NO

28 g. N2  32 g. O2

En forma general, si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y también c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces sí A y C reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c. Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (H = 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente o equivalente; cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo.

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Ejemplos: Para formar agua H2O, el hidrógeno y el oxígeno se combinan en la relación 1g de H/8 g de O; entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxígeno es 8 gramos. En el caso de los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco, NH3, puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el N requiere 3 átomos de H para formar NH3, se tendrá que el peso equivalente del N es 4,6667 g. En general: Peso equivalente – Equivalente gramo de: Un elemento: Resulta de dividir la masa atómica (peso atómico) entre el número de oxidación

(valencia).

Un hidróxido: Resulta de división dividir la masa molecular (peso molecular) entre el número de

oxidrilos de la base (subíndice del OH).

Un ácido: Resulta de dividir la masa molecular (peso molecular) del ácido entre el número de

hidrógenos que pierde.

Una sal: Resulta de dividir la masa molecular (peso molecular) de la sal entre el número de cargas

positivas o negativas, del catión y anión respectivamente.

Una sustancia redox: Resulta de dividir la masa molecular (peso molecular) del compuesto entre

el número de electrones ganados o perdidos en el proceso de óxido-reducción.

Ecuaciones químicas. Una ecuación química es una representación escrita de una reacción química. Se basa en el uso de símbolos químicos que identifican a los átomos que intervienen y como se encuentran agrupados antes y después de la reacción. Cada grupo de átomos se encuentra separado por formulas y representa a las moléculas que participan, cuenta además con una serie de números que indican la 7

cantidad de átomos de cada tipo que las forman (subíndices) y la cantidad de moléculas que intervienen (coeficientes), y con una flecha que indica la situación inicial y la final de la reacción. Por ejemplo, en la reacción:

Tenemos los grupos de átomos (moléculas) siguientes:   

O2 H2 H2O

El subíndice indica la atomicidad, es decir la cantidad de átomos que forma cada molécula (agrupación de átomos). Así el primer grupo, representa a una molécula que está formada por 2 átomos de oxígeno, el segundo a una molécula formada por 2 átomos de hidrógeno, y el tercero representa a una molécula formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, es decir a la molécula agua. Los números que van por delante, se llaman coeficientes e indican la molecularidad, es decir la cantidad de cada tipo de moléculas que intervienen. Así por ejemplo la expresión: 

O2

Debe leerse como 1(O2) es decir, un grupo de moléculas de oxígeno. Y la expresión: 

2H2O

Debe leerse como 2(H2O), es decir dos grupos o dos moléculas, cada uno de los cuales se encuentra formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Finalmente vemos que H2 y O2 se encuentran en la situación "antes de", es decir del lado de los reactivos y H2O se encuentra en la situación de "despues de", es decir del lado de los productos. En conclusión: «Una molécula de oxígeno diatómico (O2) reacciona químicamente con dos moléculas de Hidrógeno diatómico (2H2) para formar dos moléculas de agua (2H2O)» Clasificación de las reacciones químicas: Reacciones de combinación. Es la reacción en la que dos o más sustancias se combinan para formar un solo compuesto, ejemplos: 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s) 8

CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) Reacciones de desplazamiento. Son las reacciones en las cuales un elemento desplaza a otro en un compuesto dado, ejemplo: Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g) Reacciones de descomposición. Son aquellas en las que un compuesto se descompone para producir dos elementos o dos o más compuesto, ejemplos: 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) Reacciones de metátesis. Son aquellas reacciones en las cuales dos compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos compuestos sin que se produzca un cambio en el número de oxidación, ejemplo: Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) → PbCrO4(ac) + 2KNO3(ac) Reacciones de óxido reducción. Son las reacciones en las cuales las sustancias experimentan un cambio en el número de oxidación, ejemplo: 3NiS(s) + 2HNO3(ac) + 6HCl(ac) → 3NiCl2(ac) + 2NO(g) + 3S(s) + 4H2O(l) Reacciones de combustión. Son reacciones en las cuales el oxígeno se combina con rapidez con materiales altamente exotérmicas produciendo flama visible. La combustión completa de los hidrocarburos produce dióxido de carbono y vapor de agua como productos principales, ejemplo: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(v) + ∆H Reacciones endotérmica. Se llaman reacciones endergonicas a aquellas que absorben energía. Una reacción química endergonica, en el que la energía se absorbe en forma de calor se llama reacción endotérmica, ejemplo: 2KClO3(s) + ∆H → 2KCl(s) + 3O2(g) Reacciones exotérmicas. Se llaman reacciones exergonicas, a aquellas que desprenden energía. Una reacción química exergonica en el que se la energía se desprende en forma de calor se llama reacción exotérmica, ejemplo: C6H12O6(ac) + 6O2(g) - ∆H → 6CO2(g) + 6H2O(l)

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Balance de materia. Se dice que una ecuación química se encuentra ajustada, equilibrada o balanceada cuando cumple la ley de conservación de la materia, según la cual la cantidad de átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos (antes de la flecha) y en los productos de la reacción (después de la flecha). Para balancear una ecuación, se deben ajustar los coeficientes, y no los subíndices, porque cada tipo de molécula tiene siempre la misma composición, es decir se encuentra siempre formada por la misma cantidad de átomos, si modificamos los subíndices estamos nombrando a sustancias diferentes: H2O es agua común y corriente, pero H2O2 es peróxido de hidrógeno, una sustancia química totalmente diferente. Al modificar los coeficientes sólo se determina el manejo de mayor o menor cantidad de una determinada sustancia. Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular (O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O). La reacción química sin ajustar será:

En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes estequiométricos. El cálculo de estos coeficientes debe servir para validar la ley de conservación de la materia, es decir, la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Existen cuatro métodos principales para balancear una ecuación estequiométrica, que son: el método de tanteo, el método algebraico, el método redox y el de iónelectrón. Método por tanteo El método de tanteo se basa simplemente en modificar los coeficientes de uno y otro lado de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de masa. No es un método rígido, aunque tiene una serie de delineamientos principales que pueden facilitar el encontrar rápidamente la condición de igualdad.  Se comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de oxidación en valor absoluto.  Se continúa ordenadamente por los elementos que participan con menor estado de oxidación.  Si la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en segunda instancia.  Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en última instancia. En el ejemplo, se puede observar que el elemento que participa con un estado de oxidación de mayor valor absoluto es el carbono que actúa con estado de oxidación (+4), mientras el oxígeno lo hace con estado de oxidación (-2) y el hidrógeno con (+1).

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Comenzando con el carbono, se iguala de la forma más sencilla posible, es decir con coeficiente 1 a cada lado de la ecuación, y de ser necesario luego se corrige.

Se continúa igualando el oxígeno, se puede observar que a la derecha de la ecuación, así como está planteada, hay 3 átomos de oxígeno, mientras que a la izquierda hay una molécula que contiene dos átomos de oxígeno. Como no se deben tocar los subíndices para ajustar una ecuación, simplemente añadimos media molécula más de oxígeno a la izquierda:

O lo que es lo mismo:

Luego se iguala el hidrógeno. A la izquierda de la ecuación hay dos átomos de hidrógeno, mientras que a la derecha hay cuatro. Se añade un coeficiente 2 frente a la molécula de agua para balancear el hidrógeno:

El hidrógeno queda balanceado, sin embargo ahora se puede observar que a la izquierda de la ecuación hay 3 átomos de oxígeno (³⁄₂ de molécula) mientras que a la derecha hay 4 átomos de oxígeno (2 en el óxido de carbono (IV) y 2 en las moléculas de agua). Se balancea nuevamente el oxígeno agregando un átomo más (½ molécula más) a la izquierda:

O lo que es lo mismo:

Ahora la ecuación queda perfectamente balanceada. El método de tanteo es útil para balancear rápidamente ecuaciones sencillas, sin embargo se torna sumamente complicada para balancear ecuaciones en las cuales hay más de tres o cuatro elementos que cambian sus estados de oxidación. En esos casos resulta más sencillo aplicar otros métodos de balanceo.

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Método algebraico El método algebraico se basa en el planteamiento de un sistema de ecuaciones en la cual los coeficientes estequiométricos participan como incógnitas, procediendo luego despejar estas incógnitas. Es posible sin embargo que muchas veces queden planteados sistemas de ecuaciones con más incógnitas que ecuaciones, en esos casos la solución se halla igualando uno cualquiera de los coeficientes a 1 y luego despejando el resto en relación a él. Finalmente se multiplican todos los coeficientes por un número de modo tal de encontrar la menor relación posible entre coeficientes enteros. En el ejemplo, para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se puede plantear una condición de igualdad para el hidrógeno: Hidrógeno: 4·a = 2·d Y procediendo de la misma forma para el resto de los elementos participantes se obtiene un sistema de ecuaciones: Hidrógeno: 4·a = 2·d Oxígeno: 2·b = 2·c + d Carbono: a=c Con lo que tenemos un sistema lineal de tres ecuaciones con cuatro incógnitas homogéneo:

Al ser un sistema homogéneo tenemos la solución trivial:

Pero podemos buscar una solución mejor, la primera ecuación la podemos simplificar dividiéndola por dos:

Si, la tercera ecuación, la cambiamos de signo, la multiplicamos por 2 y le sumamos la primera tendremos:

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Pasando d al segundo miembro, tenemos:

Con lo que tenemos el sistema resuelto en función de d:

Se trata en encontrar el menor valor de d que garantice que todos los coeficientes sean números enteros, en este caso haciendo d= 2, tendremos:

Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción:

Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua. Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse valores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo de los denominadores. Método Redox. En el método Redox, se balancean las ecuaciones considerando el cambio del número de oxidación (valencia) que sufren algunos elementos constituyentes de las moléculas que intervienen en la reacción química. Se debe considerar los siguientes parámetros:

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Oxidación: Aumento en el número de oxidación o perdida de electrones Reducción: Diminución del número de oxidación o ganancia de electrones

Para realizar un balance de carga efectivo en el proceso de óxido – reducción se plantea el siguiente esquema:

El procedimiento utilizado para igualar por el método Redox es el siguiente: 1- Escribir la ecuación general sin balancear, en forma completa. MnSO4 + KNO3 + Na2CO3 → Na2MnO4 + KNO2 + Na2SO4 + CO2 2- Determinar los números de oxidación (valencia) de todos los elementos constituyentes de las moléculas que intervienen en la reacción química.

3- Se identifican los elementos que cambian de número de oxidación y se crean semi-reacciones entre los elementos que cambian, para luego realizar el balance de carga respectivo El Mn+2 cambia Mn+6 ; el N+5 cambia a N+3 4- Se crean semi-reacciones entre los elementos que cambian de número de oxidación: Mn+2 → Mn+6 5- Se balancea el número de elementos y carga de cada semi-reaccion, añadiendo o quitando electrones determinando, determinando de esta manera el proceso de oxidación o reducción:

6- Se balancea la transferencia de electrones, multiplicando las semi-reacciones de manera cruzada por el número de electrones ganados o perdidos en dicho proceso:

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7- Sumar el producto de las semi-reacciones y eliminar términos comunes si existieran:

8- Los coeficientes de los elementos que se oxidan o reducen en la anterior reacción se los lleva a la ecuación principal de manera correspondiente: 2MnSO4 + 4KNO3 + Na2CO3 → 2Na2MnO4 + 4KNO2 + Na2SO4 + CO2 9- Balancear la ecuación general, utilizando en último caso el tanteo simple; El balance total se determina mediante el conteo de los elementos en la reacción química, se recomienda utilizar el siguiente orden: metal, no metal, oxigeno e hidrogeno. 2MnSO4 + 4KNO3 + 4Na2CO3 → 2Na2MnO4 + 4KNO2 + 2Na2SO4 + 4CO2 Elemento: reactivos: productos: Mn: 2 2 K: 4 4 Na: 8 8 N: 4 4 C: 4 4 O: 32 32 De esta manera se determina la ecuación química balanceada. Método ion electrón. En el método del ion electrón se balancean las ecuaciones en forma separada y escribiendo semireacciones de oxidación y reducción. En este método se debe tener en cuenta los siguientes parámetros: Oxidación: Aumento en el número de oxidación o perdida de electrones. Reducción: Disminución en el número de oxidación o ganancia de electrones

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Agentes oxidantes: Sustancias que experimentan la disminución del número de oxidación y

oxidan a otras sustancias. Agentes reductores: Sustancias que experimentan aumento del número de oxidación y reducen

a otras sustancias. El procedimiento utilizado para balancear una ecuación química por el método ion-electrón es el siguiente: 1- Se escribe la ecuación general sin balancear, de forma completa: Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O 2- Establecer la ionización de todas las moléculas que intervienen en la reacción (separación en aniones y cationes). Los elementos simples, los compuestos orgánicos, los óxidos, peróxidos, anhídridos, las sustancias en estado molecular simple no se ionizan se les asigna el valor cero (0).

3- Construir las semi-reacciones de oxidación y reducción no balanceadas; identificando los iones que cambian de número de oxidación y/o de estructura:

4- Balancear por tanteo todos los elementos de cada semi-reaccion, con excepción del Hidrogeno y el Oxígeno. Para balancear el oxígeno se debe añadir tantas moléculas de agua como cantidad de átomos de oxígeno. Para balancear el hidrogeno se debe añadir tantos protones H+ como sea posible:

5- Balancear la carga de cada semi-reaccion, mediante la transferencia de electrones en el proceso de óxido-reducción:

6- Balancear la transferencia de electrones, multiplicando las semi-recciones balanceadas por la cantidad de electrones transferidos. 16

7- Sumar las semi-reacciones resultantes y eliminar los términos comunes para obtener una ecuación balanceada.

8- Los coeficientes obtenidos para esta reacción se deben llevar a la ecuación general, si es necesario se debe terminar el balance por tanteo simple. El balance total se determina mediante el conteo de los elementos en la reacción química, se recomienda utilizar el siguiente orden: metal, no metal, oxigeno e hidrogeno. 5Na2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → K2SO4 + 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O Elemento: reactivos: productos: Na: 10 10 K: 2 2 S: 8 8 Mn: 2 2 C: 10 10 O: 60 60 H: 16 16 De esta manera se determina la ecuación química balanceada. 9- Si la reacción se efectúa en medio básico, se debe añadir tanto iones oxidrilo OH- como protones H+ existan; es necesario recordar que: H+ + OH→ H2O. Finalmente simplificar términos semejantes. Mezcla, proporciones y condiciones estequiométricas Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:   

La mezcla es estequiométrica; Los reactivos están en proporciones estequiométricas; La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;

Las tres expresiones tienen el mismo significado.

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En estas condiciones, si la reacción se produce, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes. Cálculos estequiométricos Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos son muy importantes y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria. Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione las cantidades de los reactantes con las cantidades de los productos. Las llamadas relaciones estequiométricas dependen de la manera en que se plantea el problema, es decir de las unidades en que se da la sustancia conocida del problema y de las unidades en que se requiere o pide la sustancia que se desea determinar (dato que se desconoce y se pide calcular). Relaciones: peso-peso, peso-volumen, mol-mol, volumen-volumen, mol-peso Por ejemplo, en la ecuación: + 3H2  2NH3; se pueden dar las siguientes relaciones:

N2     

1 mol deN2 + 3 mol de H2  2 mol de NH3 1 molécula de N2 + 3 moléculas deH2  2 moléculas de NH3 28 g de N2 + 6 g de H2  34 g de NH3 6.02 x 1023 moléculas de N2 + 3 (6.02 x 1023) moléculas de H2  2 (6.02 x 1023)moléculas de NH3 22.4 L de N2 + 67.2 L de H2  44.8 L de NH3 (Si son gases en condic. STP) 1L N2 + 3L H2  2L NH3 (Si son otras condiciones de presión y temperatura – volúmenes de combinación)

Reactivo limitante. Sustancia que se encuentra en menor cantidad en una reacción química y de ella depende la cantidad de producto obtenido. Reactivo en exceso. Sustancia que se encuentra en mayor cantidad y que cuando reacciona toda la sustancia limitante, existe una cantidad de ella que no participa en la reacción; es decir es un sobrante en la reacción Rendimiento de una reacción

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La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante en el proceso. El rendimiento teórico es el máximo rendimiento, se determina a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, es la cantidad de producto que se obtiene en laboratorio o en un proceso industrial a partir de la reacción química, casi siempre es menor que el rendimiento teórico. La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se denomina el rendimiento teórico de la reacción. La cantidad de producto que se obtiene prácticamente en una reacción es el rendimiento real Rendimiento real < Rendimiento teórico El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico:

El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y la presión. Problemas resueltos. 1- Balancear las siguientes ecuaciones a) Utilizando el método del tanteo: a) C + O2 → CO2 b) 2CO + O2 → 2CO2 c) H2 + Br2 → 2HBr d) 2K + 2H2O → 2KOH + H2 e) 2Mg + O2 → 2MgO f) 2H2O2 → 2H2O + O2 g) N2 + 3H2 → 2NH3 h) Zn + 2AgCl → ZnCl2 + 2Ag i) 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O j) CH4 + 4Br2 → CBr4 + 4HBr k) Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 19

b) Utilizando los métodos del ion-electrón o redox: a) 3Cu2S + 20HNO3 → 8NO + 6Cu(NO3)2 + 3SO2 + 10H2O S= + 2H2O -6e- → SO2 + 4H+ *3 + 2+ Cu2 -2e- → 2Cu *3 NO3- + 4H+ +3e- →NO + 2H2O *8 3 S= + 6 H2O + 3Cu2+ + 8 NO3- + 32H+ → 3 SO2 + 12H+ + 6Cu2+ + 8NO + 16H2O 3 S= + 3Cu2+ + 8 NO3- + 20H+ → 3 SO2 + 6Cu2+ + 8NO + 10H2O b) 10H2SO4 + 16NaI → 2H2S + 8H2O + 8I2 + 8Na2SO4 SO4= + 8H+ + 8e- → S= + 4H2O *2 2I- -2e- → I20 *8 = + = 2SO4 + 16H + 16I → 2S + 8H2O + 8I2 c) 5Na2C2O4 + 2KMnO4 + 16HCl → 10CO2 + 2MnCl2 + 2KCl + 10NaCl + 8H2O C2O4= -2e- → 2CO20 *5 MnO4- + 8H+ +5e- → Mn2+ + 4H2O *2 5 C2O4= + 2 MnO4- + 16H+ → 10 CO20 + 2 Mn2+ + 4 H2O d) 5H2O2 + 2NaMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2 + Na2SO4 + 8H2O H2O2 -2e- → O20 + 2H+ *5 + 2+ MnO4 + 8H +5e- → Mn + 4H2O *2 5 H2O2 + 2 MnO4- + 16H+ → 5O20 + 2 Mn2+ + 4 H2O e) 3NaNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3NaNO3 + 2MnO2 + 2KOH NO2- + H2O -2e- → NO3- + 2H+ *3 + 0 MnO4 + 4H +3e-→ MnO2 + 2H2O *2 + 3 NO2 + 3 H2O + 2 MnO4 + 8H → 3 NO3 + 6H+ + 2 MnO20 + 4 H2O 3 NO2- + 2 MnO4- + 2H+ → 3 NO3- + 2 MnO20 + H2O 2H+ +2OH- → H2O + 2OHH2O → 2OHf) 8Zn + 14NaOH + 2NaNO3 → 8Na2ZnO2 + 4H2O + 2NH3 Zn0 + 2H2O -3e- → ZnO2- + 4H+ *8 + -3 NO3 + 6H +8e- → N + 3H2O *3 0 + 8 Zn + 16 H2O + 3 NO3 + 18H → 8 ZnO2 + 32H+ + 3 N-3 + 9 H2O 8 Zn0 + 7H2O + 3 NO3- → 8 ZnO2- + 14H+ + 3 N-3 7H2O + 14OH- → 14H+ + 14OH14OH- → 7H2O g) 4ClO2 + 4NaOH → 3NaClO3 + 2H2O + NaClO ClO20 + H2O -1e- → ClO3- + 2H+ *3 ClO20 +2H+ +3e- → ClO- + H2O *1 3 ClO20 + 3 H2O + ClO20 + 2H+ → 3 ClO3- + 6H+ + ClO- + H2O 4 ClO20 + 2 H2O → 3 ClO3- + 4H+ + ClO2H2O + 4OH- → 4H+ + 4OH- = 4OH- → 2H2O 20

h) 5C6H12O6 + 24KMnO4 + 36H2SO4 → 12K2SO4 + 24MnSO4 + 30CO2 + 66H2O C6H12O60 + 6H2O -24e- → 6CO20 + 24H+ *5 MnO4- + 8H+ +5e- → Mn2+ + 4H2O *24 0 + 5 C6H12O6 +30 H2O + 24 MnO4 + 192H → 30 CO20 + 120H+ + 24 Mn2+ + 96H2O 5 C6H12O60 + 24 MnO4- + 72H+ → 30 CO20 + 24 Mn2+ + 66H2O i) 2CrI3 + 27Cl2 + 64NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaIO4 + 54NaCl + 32H2O Cr3+ + 4H2O -3e- → CrO4= + 8H+ *2 + I3 + 12H2O -24e- → 3IO4 + 24H *2 0 Cl2 +2e- → 2Cl *27 3+ 0 2 Cr + 8H2O + 2I3 + 24H2O + 27Cl2 → 2 CrO4= + 16H+ + 6IO4- + 48H+ + 54Cl2 Cr3+ + 32H2O + 2I3- + 27Cl20 → 2 CrO4= + 64H+ + 6IO4- + 54Cl32H2O + 64OH- → 64H+ + 64OH- => 64OH- → 32H2O j) 3Ag2S + 8HNO3 → 6AgNO3 + 2NO + 3S + 4H2O S= +2e- → S0 *3 + 0 NO3 + 4H +3e- →NO + 2H2O *2 = + 0 0 3 S + 2NO3 + 8H → 3S + 2NO + 4H2O k) 3As4 + 20HNO3 + 8H2O → 20NO + 12H3AsO4 As40 + 16H2O -20e- → 4AsO4-3 + 32H+ *3 NO3- + 4H+ +3e- →NO0 + 2H2O *20 0 + -3 3As4 + 48H2O + 20NO3 + 80H → 12AsO4 + 96H+ + 20NO0 + 40H2O 3As40 + 8H2O + 20NO3- → 12AsO4-3 + 16H+ + 20NO0 l) 2Na3AsO3 + 2I2 + 4NaHCO3 → 2Na3AsO4 + 4NaI + 4CO2 + 4H2O AsO3-3 + H2O -2e- → AsO4-3 + 2H+ *2 I20 +2e- → 2I-1 *2 -3 0 -3 + 2 AsO3 + 2 H2O + 2 I2 → 2AsO4 + 4H + 2Im) 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5HNO2 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5HNO3 + 3H2O MnO4- + 8H+ +5e- → Mn2+ + 4H2O *2 NO2- + H2O -2e- → NO3- + 2H+ *5 + 2+ 2 MnO4 + 16H + 5 NO2 + 5H2O → 2 Mn + 8 H2O + 5 NO3- + 10H+ 2 MnO4- + 6H+ + 5 NO2- → 2 Mn2+ + 3 H2O + 5 NO3n) K2Cr2O7 + 4NaCl + 6H2SO4 → 2CrO2Cl2 + 2KHSO4 + 4NaHSO4 + 3H2O Cr2O7= + 6H+ + 0e- → 2CrO22+ + 3H2O o) 2Na2Cr4O7 + 2H2SO4 + 44H2O2 → 8H2CrO8 + 38H2O + 2Na2SO4 Cr4O7= +25H2O -44e- → 4CrO8= + 50H+ *2 H2O20 + 2H+ + 2e- → H2O0 + H2O0 *44 = 0 + = 2 Cr4O7 + 50 H2O + 44 H2O2 + 88H → 8CrO8 + 100H+ + 88H2O0 2 Cr4O7= + 44 H2O20 → 8CrO8= + 12H+ + 38H2O0

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2- Por análisis espectro métrico de masas Se ha encontrado que en la naturaleza, las abundancias relativas de los diferentes átomos isotópicos de silicio son: 92,23% de masa 27,977; 4,67% de masa 28,976 y 3,10% de masa atómica 29,974. Determine la masa atómica promedio del silicio. Masa atómica promedio =

27,977∗92,23 28,976∗4,67 29,974∗3,10 * * = 28,086 100 100 100

3- El neón consta de tres isotopos de masas: 20,0, 21,0 y 22,0. La abundancia del isotopo del centro es de 0,26%. Estimar las otras abundancias. %1 + %2 + %3 = 100 %1 + %3 = 99,745 (I) (*-20) 20%1 + 21%2 + 22%3 = 2017,9 20%1 + 22%3 = 2012,44 (II) -20%1 - 20%3 = -1994,9 (I) 20%1 + 22%3 = 2012,44 (II) 2%3 = 17,54 %3 = 8,77 %1 = 90,97 4- ¿Cuántos moles de glucosa, C6H12O6 hay en: a) 538g del compuesto

538g C6H12O6*

1mol C6H12O6 180g C6H12O6

= 2,99mol C6H12O6

b) 1 g del compuesto

1g C6H12O6*

1mol C6H12O6 180g C6H12O6

= 5,56E-3molC6H12O6

5- a) ¿Cuál es la masa en gramos de 0,433 moles de glucosa?

22

1mol C6H12O6

0,433g C6H12O6*

= 77,94molC6H12O6

180g C6H12O6

b) ¿Cuál es la masa en gramos de 6,33 moles de Na2CO3? 106gNa2CO3

6,33molNa2CO3

= 670,98gNa2CO3

1molNa2CO3

c) ¿Cuántos moles de NaHCO3 hay en 5,08g de esta sustancia?

5,08gNaHCO3

1molNaHCO3 84gNaHCO3

= 0,06molNaHCO3

6- Determinar la masa en gramos de cada uno las siguientes sustancias: a) 0,00085 moles de SO2 64g SO2

0,00085 mol SO2

1 mol SO2

= 0,0544g SO2

b) 3,58E22 átomos de Ar 1mol Ar 3,58E22 átomos Ar

39,948g Ar = 2,37g Ar

6,023E23 átomos Ar

1mol Ar

c) 1,5E20 moléculas de cafeína, C8H10N4O2

1,5E20 moléculas C8H10N4O2

1mol C8H10N4O2

194g C8H10N4O2

6,023E23 moléculas C8H10N4O2

1mol C8H10N4O2

= 0,0483g C8H10N4O2

7- Calcular las moléculas que hay en cada una de las siguientes muestras: a) 0,15 moles de acetileno C2H2, un combustible que se emplea en la soldadura.

0,15 mol C2H2

6,023E23 moléculas C2H2 1mol C2H2

= 9,035E22moleculas C2H2

b) Una tableta de 500 mg de vitamina C C6H8O6

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1g 1mol C6H8O6 6,023E23moleculas CHO CHO 1000 mg 176g 1mol C6H8O6 CHO CHO c) un copo de nieve promedio que contiene 5,0E-5 g de H2O 500 mg CHO

5,0E-5 g H2O

1mol H2O

6,023E23moleculas H2O

18 g H2O

1mol H2O

= 1,71E21moleculas CHO

= 1,67E18moleculas H2O

8- El nivel de concentración permisible del cloruro de vinilo, C2H3Cl, en la atmosfera en una industria química es 2,05E-6 g/L. a) ¿Cuántos moles de cloruro de vinilo por litro existen en esta cantidad?

2,05E-6 g/L C2H3Cl

1mol C2H3Cl 62,5 g C2H3Cl

= 3,28E-8mol C2H3Cl

b) ¿Cuántas moléculas por litro?

2,05E-6 g/L C2H3Cl

1mol C2H3Cl

6,023E23moleculas C2H3Cl

62,5 g C2H3Cl

1mol C2H3Cl

= 1,98E16moleculas C2H3Cl

9- El aspartame, edulcorante artificial, comercializado por G. D. Seatle como NutrasSweet, tiene una formula molecular de C14H18N2O5. a) ¿Cuál es la masa de 1,0 moles de aspartame? 1mol C14H18N2O5

294g C14H18N2O5 1mol C14H18N2O5

= 294g C14H18N2O5

b) ¿Cuántos moles existen en 75,8g de aspartame?

75,8g C14H18N2O5

1mol C14H18N2O5 294g C14H18N2O5

= 0,258mol C14H18N2O5

c) ¿Cuál es la masa en gramos de 0,76 moles de aspartame?

0,76mol C14H18N2O5

294g C14H18N2O5 1mol C14H18N2O5

= 223.44g C14H18N2O5

d) ¿Cuántos átomos de hidrogeno hay en 8,22 mg de aspartame?

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10- Una conocida marca comercial de sal yodada contiene 0,01% en masa de KI. ¿Cuántos moles de KI se encuentran en un paquete ordinario de esta sal, cuya masa es de 26 onzas?. 26 ozsal ∗

28.35 g. sal 0.01 gKI 1molKI ∗ ∗ = 𝟒. 𝟒 ∗ 𝟏𝟎−𝟒 𝐦𝐨𝐥𝐊𝐈 1 oz. sal 100 g sal 166gKI

11- Uno de los primeros gases propulsores usado para aerosol en envases metálicos fue el monóxido de di nitrógeno, llamado también gas hilarante. ¿Cuántos gramos de N2O están contenidos en un envase de aerosol cargado con 5,6 moles de dicho gas? 5.6 mol N2 O ∗

44gN2 O = 𝟐𝟒𝟔. 𝟒𝐠𝐍𝟐 𝐎 1molN2 O

12- Un átomo de un elemento tiene una masa de 9,786E-23g. ¿Cuál es la masa atómica del elemento? 9.786 ∗ 10−23 g 6.023 ∗ 1023 atomos 𝐠 𝐠 ∗ = 𝟓𝟖. 𝟗𝟒 = 𝟓𝟖. 𝟗𝟒 1 atomo 1at − g 𝐚𝐭 − 𝐠 𝐦𝐨𝐥 13- Una muestra de 1,74g de un compuesto desconocido que contiene solamente carbono e hidrogeno, se quemó en presencia de oxígeno y se obtuvo 5,28g de CO2 y 2,7g de agua. ¿Cuál es la composición porcentual del compuesto? 5.28gCO2 ∗

1molCO2 1molC 12gC 100 ∗ ∗ ∗ = 𝟖𝟐. 𝟕𝟓𝟗%𝐂 44gCO2 1molCO2 1molC 1.74g

1molH2 O 1molH2 2gH 100 ∗ ∗ ∗ = 𝟏𝟕. 𝟐𝟒𝟏%𝐇 18gH2 O 1molH2 O 1molH2 1.74g 14- Determinar las formulas empírica y molecular de cada una de las siguientes sustancias: a) Etilenglicol, la sustancia que se utiliza como componente principal de la mayor parte de las soluciones anticongelantes, que tiene la siguiente composición: 38,7% C; 9,7% H y 51,6% O; su masa molecular es 62,1 g/mol 2.7gH2 O ∗

C38.7 H9.7 O51.6 12

1

16

C3.225 H 3.225

9.7 O3.225 3.225 3.225

Formula empirica: C H3 O

peso molecular 62.1g = = 2; entonces la formula empirica se multiplica por 2 peso empirico 31g La formula molecular es: 𝐂𝟐 𝐇𝟔 𝐎𝟐 Relacion:

25

b) cafeína, un estimulante que se encuentra en el café, que tiene la siguiente composición: 49,5% C; 5,15% H; 28,9%. N y 16,5% O,; su masa molecular es aproximadamente 195

C49.5 H5.15 N28.9 O15.6 12

1

14

16

C4.125 H 5.15 N2.064 O0.975 0.975

0.975

0.975

0.975

Formula empirica: C4 H3 N2 O

Relacion:

peso molecular 195g = = 2; entonces la formula empirica se multiplica por 2 peso empirico 95g

La formula molecular es: 𝐂𝟖 𝐇𝟔 𝑵𝟒 𝐎𝟐 15- Escriba una ecuación química balanceada que corresponda a cada una de las siguientes descripciones: a) Cuando el trióxido de Azufre reacciona con el agua, se forma una solución de acido sulfúrico. SO3 + H2O = H2SO4 b) La fosfina gaseosa, entra en combustión con el oxigeno gaseoso para formar agua en estado gaseoso y decaoxido de tetrafosforo. 8PH3 +16O2 = 2P4O10 +12H2O c) Cuando el nitrato de mercurio (II) solido se calienta, se descompone para formar oxido de mercurio (II) solido, dióxido de nitrógeno gaseoso y oxigeno molecular. 2Hg(NO3)2 + Ø = 2HgO + 4NO2 + O2 16- El ácido brómico se puede obtener haciendo reaccionar 3380 libras de bromato áurico al 79% con 350 libras de solución de ácido ortocarbónico al 89% y se obtienen 1898 libras de ácido brómico al 90%. Determinar el rendimiento de la reacción. 4Au(BrO3)3 + 3H4CO4 mAu(BrO3 )3 = 3380lbmineral ∗ mH4 CO4 = 350lbsolucion ∗

79lbAu(BrO3 )3 = 𝟐𝟔𝟕𝟎. 𝟐𝐥𝐛𝐀𝐮(𝐁𝐫𝐎𝟑 )𝟑 100lbmineral

89lbH4 CO4 = 𝟑𝟏𝟏. 𝟓𝐥𝐛𝐇𝟒 𝐂𝐎𝟒 100lbsolucion

mHBrO3 = 1898lbmineral ∗ 2670,2lbAu(BrO3 )3 ∗

→ Au4(CO4)3 + 12HBrO3

90lbBrO3 = 𝟏𝟕𝟎𝟖. 𝟐𝐥𝐛𝐁𝐫𝐎𝟑 100lbminerl

1lbmolAu(BrO3 )3 3lbmolH4 CO4 80lbH4 CO4 ∗ ∗ = 𝟐𝟕𝟓. 𝟕𝟓𝐥𝐛𝐇𝟒 𝐂𝐎𝟒 581lbAu(BrO3 )3 4lbmolmAu(BrO3 )3 1lbmolH4 CO4 26

2670,2lbAu(BrO3 )3 ∗ R% =

1lbmolAu(BrO3 )3 12lbmolHBr O3 129lbHBr O3 ∗ ∗ = 𝟏𝟕𝟕𝟖. 𝟔𝐥𝐛𝐇𝐁𝐫 𝐎𝟑 581lbAu(BrO3 )3 4lbmolmAu(BrO3 )3 1lbmolHBr O3

RP 1708.2lb ∗ 100 = ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟗𝟔. 𝟎𝟒% RT 1778.6lb

17- El bromo se puede obtener en el laboratorio de acuerdo con la siguiente reacción: 2KBr + MnO2 + 3H2SO4 = 2KHSO4 + MnSO4 + Br2 + 2H2O, Calcular las cantidades de: a) KBr puro, que se necesitan para obtener 80 gramos de Br2 80gBr2 ∗

1molBr2 2molKBr 119gKBr ∗ ∗ = 𝟏𝟏𝟗𝐠𝐊𝐁𝐫 160gBr2 1molBr2 1molKBr

b) MnO2 con un 94% de pureza, que se necesitan para obtener 80 gramos de Br2 80gBr2 ∗

1molBr2 1molMnO2 87gMnO2 100gMnO2 (i) ∗ ∗ ∗ = 𝟒𝟒𝟔. 𝟒𝐠𝐌𝐧𝐎𝟐 160gBr2 1molBr2 1molMnO2 94gMnO2

c) H2SO4 del 68% de pureza, que se necesitan para obtener 80 gramos de Br2 80gBr2 ∗

1molBr2 3molH2 SO4 98gH2 SO4 100gH2 SO4 (i) ∗ ∗ ∗ = 𝟐𝟏𝟔. 𝟏𝟖𝐠𝐇𝟐 𝐒𝐎𝟒 160gBr2 1molBr2 1molH2 SO4 68gH2 SO4

18- El proceso de oxidación de la glucosa [C6H12O6] a dióxido de carbono [CO2], se tratan 2.45kg de glucosa con permanganato de potasio [KMnO7] en medio de ácido sulfúrico [H2SO4]; produciéndose sulfato de potasio, sulfato manganoso y agua, según la reacción: C6H12O6 + KMnO4 + H2SO4 ===> K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O a) Iguale la reacción química por el método del ión-electrón 5C6H12O6 + 24 KMnO4 + 36H2SO4 ===> 12K2SO4 + 24MnSO4 + 30CO2 + 66H2O 6H2O + C6H12O6 -24e- ===> 6CO2 + 24H+ *5 8H+ + MnO4- +5e- ===> Mn2+ + 4H2O *24 30H2O + 5 C6H12O6 + 192H+ + 24MnO4- ===> 30CO2 + 120H+ + 24Mn2+ + 96H2O b) Determine la cantidad de dióxido de carbono [CO2] producido en el proceso si el rendimiento de la reacción es del 90% en condiciones PTP. 2.45KgC6 H12 O6 ∗

1kmolC6 H12 O6 30kmolCO2 22.4m3 ∗ ∗ = 𝟏. 𝟖𝟐𝟗𝐦𝟑 𝐂𝐎𝟐 ∗ 𝟎. 𝟗 = 𝟏. 𝟔𝟒𝟔𝟏𝐦𝟑 180kgC6 H12 O6 5kmolC6 H12 O6 1kmolCO2

c) La cantidad de ácido sulfúrico necesaria para el proceso. 2.45kgC6 H12 O6 ∗

1kmolC6 H12 O6 36kmolH2 SO4 98kgH2 SO4 ∗ ∗ = 𝟗. 𝟔𝟎𝟒𝐤𝐠𝐇𝟐 𝐒𝐎𝟒 180kgC6 H12 O6 5kmolC6 H12 O6 1kmolH2 SO4 27

19- 100 gramos de bromuro sódico se tratan con ácido nítrico concentrado, densidad 1.39 g/ml y riqueza del 70%, y caliente hasta que la reacción completa produce bromo, dióxido de nitrógeno, nitrato sódico y agua. Calcular: 2NaBr + 4HNO3 → Br2 + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O a) El volumen de ácido necesario para completar la reacción 1molkNaBr 4molHNO3 63gHNO3 100gacido 1ml 100gNaBr ∗ ∗ ∗ ∗ ∗ = 𝟏𝟐𝟓. 𝟕𝟐𝐦𝐥 103gNaBr 2molNaBr 1molHNO3 70gHNO3 1.39gacido b) La masa de bromo obtenida 1molkNaBr 1molBr2 160gBr2 100gNaBr ∗ ∗ ∗ = 𝟕𝟕. 𝟔𝟕𝐠𝐁𝐫𝟐 103gNaBr 2molNaBr 1molBr2 Problemas Propuestos. 20- El olor característico de la piña se debe al butirato de etilo, un compuesto que contiene carbono, hidrogeno y oxígeno. La combustión de 2,78mg de butirato de etilo produce 6,32 mg de CO2 y 2,58 mg de agua. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? C3H6O 21- 5,28g de estaño reaccionan con flúor para dar 8,65g de un fluoruro metálico. Cuál es la fórmula empírica del fluoruro? SnF4 22- El nitrato de peroxiacetilo es un enérgico gas lacrimógeno y ha sido detectado en mínimas concentraciones en humos foto químicos. La combustión completa de 0,2818g de este compuesto produjo 0,2049g de CO2 y 0,0629g de agua. Un ensayo por separado para el nitrógeno en el que se emplearon 0,3704g del compuesto, produjo 0,0521g de NH3; el otro elemento presente en la molécula es oxígeno. a) Cual es la fórmula empírica del nitrato de peroxiacetilo? b) La densidad del vapor del nitrato de peroxiacetilo en c. n. es 5,4 g/L. Cuál es la fórmula molecular? C2H3NO5. 23- El ácido peryódico [HIO4)] se puede preparar haciendo reaccionar 2950 libras de peryodato ferroso [Fe(IO4)2] al 87% con 1250 libras de solución de ácido antimónico [H3SbO4] al 92% y se obtienen 2132 libras de ácido periódico al 95%, además se obtiene en el proceso antimoniato ferroso [Fe3(SbO4)2]. Determinar a) El reactivo limitante; b) El rendimiento de la reacción. Fe(IO4)2 + H3SbO4 ==== HIO4 + Fe3(SbO4)2 24- En un proceso industrial el bismuto metálico se obtiene mediante un proceso que contiene las siguientes reacciones sucesivas: 1º- El sulfuro bismútico [Bi2S3] se oxida en presencia de aire a óxido bismútico [Bi2O3], desprendiéndose óxido sulfuroso [SO2].

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Bi2S3 + O2

→

Bi2O3 + SO2

2º- El óxido bismútico se trata con coque (carbón) para producir bismuto y dióxido de carbono [CO2]. Bi2O3 + C → Bi + CO2 Cuando se hacen reaccionar 1250 kg de mineral del 94% en sulfuro bismútico con 375 metros cúbicos de oxígeno en condiciones de presión y temperatura patrón, se producen 1043 kg de óxido bismútico. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción? 25- El bromo se puede obtener en el laboratorio de acuerdo con la siguiente reacción: KBr + MnO2 + H2SO4 = KHSO4 + MnSO4 + Br2 + H2O Calcular las cantidades de: a) KBr puro 119.2g KBr b) MnO2 con un 94% de pureza 46.32 g MnO2 c) H2SO4 del 68% de pureza 216.6 g H2SO4 Que se necesitan para obtener 80 gramos de Br2 26- En el proceso de oxidación de la plata metálica (Ag) por el ácido nítrico (HNO3), uno de los productos de la oxidación es el monóxido de nitrógeno (NO), según la siguiente reacción: Ag + HNO3 = AgNO3 + NO + H2O Que volumen de NO en condiciones normales se podrán obtener cuando reaccionan 45g de Ag con 130g de HNO3? 27- Se calientan fuertemente 12.82g de una mezcla de clorato de potasio [KClO3] y cloruro de sodio [NaCl]. El clorato de potasio reacciona produciendo cloruro de potasio [KCl] y oxígeno [O2]. El cloruro de sodio no participa en la reacción, ni sufre modificación alguna después de calentar, la masa del residuo (cloruro de sodio y cloruro de potasio) es de 9.45g. Suponiendo que toda la pérdida de masa representa la pérdida de oxígeno gaseoso. a) Determine el porcentaje de clorato de potasio en la mezcla original 67.09% b) Determine la cantidad de oxígeno liberado en el proceso en condiciones normales. 2.36L 28- ¿Cuántos gramos de yodo [I2] se obtendrán cuando 250 g de yoduro de potasio [KI], reaccionan con permanganato de potasio [KMnO7] en medio de ácido sulfúrico [H2SO4]?, según la reacción: KI + KMnO4 + H2SO4 ===> K2SO4 + MnSO4 + I2 + H2O 29- 100 gramos de bromuro sódico se tratan con ácido nítrico concentrado de densidad 1.39 g/ml y riqueza del 70%, y caliente hasta que la reacción completa produce bromo, bóxido de nitrógeno, nitrato sódico y agua. Calcular: a) El volumen de ácido necesario para completar la reacción 125.7 ml 29

b) La masa de bromo obtenida

77.8 g

30- El carburo de silicio. [SiC], se conoce comúnmente como carborundum. Esta sustancia dura, la cual se utiliza comercialmente como abrasivo, se fabrica calentando bióxido de silicio [SiO2]y carbono a temperaturas elevadas, formando además monóxido de carbono. a) ¿Cuántos gramos de carburo de silicio se forman por reacción completa de 5 g de bióxido de silicio? 3.33g b) ¿Cuántos gramos de carburo de silicio se forman de 5 g de bióxido de azufre, si el rendimiento de la reacción es del 92%? 3.06g c) ¿Cuántos gramos de carbono se requieren para reaccionar con 5 g de bióxido de silicio? 3g d) ¿Cuántos gramos de monóxido de carbono en condiciones PTP se pueden formar cuando 2.5 g de bióxido de silicio y 2.5g de carbono se dejan reaccionar? e) Identificar el reactivo limitante y el reactivo en exceso, de este último y calcular cuánto sobra. Limitante SiO2, exceso C, 1g 31- Determinar las formulas empírica de los compuestos con las siguientes composiciones en porcentaje: a) 1,65%H, 22,2%N y 76,2%O HNO3 b) ¿62,1%C, 5,21%H, 12,1%N y 20,7%O C12H12N2O3 32- Determinar la formula empírica y molecular de cada una de las siguientes sustancias: a) Epinefrina (adrenalina), una hormona secretada al torrente sanguíneo en momento de peligro o de tensión que tiene: 59%C, 7,1%H, 26,2%O y 7,7%N; su masa molecular es aproximadamente 180 g. C9H13O3N b) Nicotina, un componente del tabaco, que tiene 74,1%C, 8,6%H y 17,3%N, su masa molecular es 160±5 C10H14N2. 33- La sal de Epson, un laxante enérgico empleado en medicina veterinaria, tiene la formula MgSO4.XH2O. Cuando 5,061g de este hidrato se calientan a 250°C, se pierde toda el agua de hidratación dejando 2,472g de MgSO4. Determine el valor de X. 7. 34- Una muestra de 5,325g de benzoato de metilo, compuesto que se utiliza en la manufactura de perfumes, contiene 3,758g de carbono, 0,316g de hidrogeno y 1,215g de oxígeno. Determine la formula empírica de este compuesto. C4H4O. 35- a) Cuantos átomos están contenidos en 92,91g de P4? 1,807E23 átomos b) Cuantas moléculas están contenidos en 92,92g de P4?. 4,517E23 moléculas. 36- a) cuantos moles de Ba y Cl están contenidos en 107g de Ba(ClO3)2.H2O? 0,332 moles Ba, 0,664 moles Cl

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b) Cuantas moléculas de agua de hidratación están presentes en la misma cantidad del compuesto? 2E23 37- Cuantos moles de Fe y S están contenidos en: a) 1 mol de FeS2 2mol

b) 1kg de FeS2 8,33 moles

c) Cuantos kilogramos de S están contenidos exactamente en 1kg de FeS2

0,535kg

38- a) Que masa de alúmina contienen 775 lb de un mineral que contiene en masa 24,3% de Al2O3 188,3lb b) Que masa de impurezas contiene la muestra? 589lb c) Que masa de aluminio contiene la muestra? 99,7lb 39- La combustión completa del butano, C4H10 se efectúa como sigue: C4H10(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) a) Cuantos moles de oxigeno son necesarias para quemar 10 moles de butano? 65 mol b) Cuando se queman 10 moles de butano, cuantos gramos de oxigeno se necesitan? 36g 40- El alcohol del gasol arde de acuerdo a la siguiente reacción química: C2H5OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) a) Cuantos moles de CO2 se producen cuando se queman 5 moles de C2H5OH? 10 moles b) Cuantos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5g de C2H5OH? 9,57g 41- El ácido fluorhídrico HF (ac) no se puede guardar en frascos de vidrio porque los silicatos del vidrio son atacados por el ácido fluorhídrico. Por ejemplo, el silicato de sodio NaSiO 3, reacciona de la siguiente manera: Na2SiO3(s) + 8HF(ac) = H2SiF6(ac) + 2NaF(ac) + 3H2O(l) a) Cuantos moles de HF se requieren para disolver 2,5 moles de Na2SiO3? 20 moles b) Cuantos gramos de NaF se forman cuando 5 moles HF reaccionan? 54g c) Cuantos gramos de Na2SiO3 se pueden disolver por 5g de HF? 3,8g 42- La efervescencia que se produce cuando una tableta de Alka Seltzer se disuelve en agua se debe a la reacción entre el carbonato acido de sodio NaHCO3 y el ácido cítrico H3C6H5O7: NaHCO3(ac) + H3C6H5O7(ac) = 3CO2(g) + 3H2O(l) + Na3C6H5O7(ac) Cuantos gramos de ácido cítrico se deben emplear por cada gramo de carbonato acido de sodio? 2,3g 43- La reacción del mineral fluoropatita con ácido sulfúrico se realiza de acuerdo a la ecuación: Ca10F2(PO4)6(s) + 7 H2SO4(l) = 2HF(g) + 3Ca(H2PO4)2(s) + 7CaSO4(ac) 31

a) Cuantos moles de CaSO4 se producen con 8 moles de Ca10F2(PO4)6´ 60,2 moles b) Cuantos moles de ácido sulfúrico se necesitan para preparar 2 moles de Ca(H2PO4)2? 16,9 moles 44- Considerar la siguiente reacción: H2S(g) + NaOH(ac) = Na2S(ac) + H2O(l) Cuantos gramos de Na2S se forman si 3,05g de H2S se hacen burbujear dentro de una solución que contiene 1,84g de NaOH, considerando que el reactivo limitante se consume por completo? 1,794g 45- El azobenceno C12H10N2, es un intermediario importante en la fabricación de colorantes. Se puede preparar por la reacción entre el nitro benceno, C6H5NO2 y trietilenglicol C6H14O6, en presencia de zinc e hidróxido de potasio: 2C6H5NO2 + 4C6H14O6 = C12H10N2 + 4C6H12O6 + 4H2O a) Cual es el rendimiento teórico del azobenceno cuando reaccionan 115g de nitrobenceno y 327g de trietilenglicol? 81,75g b) Si la reacción rinde 55g de azobenceno. Cuál es el porcentaje de rendimiento del azobenceno? 67,3% 46- Para la reacción: Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O Si se agregan 24g de Cu a 2g de HNO3: a) Que sustancias estarán presentes cuando se complete la reacción? b) Cuantos gramos habrá de cada uno al finalizar la reacción? 13,4gCu(NO3)2, 1,4gNO, 1,7gH2O, 19,5gCu 47- Determine en c. n. el volumen de yodo [I2] en litros, cuando se hacen reaccionar 250g de yoduro de potasio [KI] con permanganato de potasio [KMnO4] en medio de ácido clorhídrico [HCl], según la reacción: KI + KMnO4 + HCl = I2 + KCl + MnCl2 + H2O 48- La anilina es un compuesto orgánico que contiene sólo carbono, hidrógeno y nitrógeno. Una muestra de 3 mg se somete a combustión y forma 8.52 mg de CO2 y 2.03 mg de H2O. a. ¿Cuál es la composición porcentual de la anilina? b. ¿Cuál es la fórmula empírica de la anilina? c. ¿Qué cantidad de aire en c.n. es necesario para la combustión de 240 g de anilina?. El aire contiene 79% de nitrógeno y 21% de oxígeno en volumen.

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