General

tema nº 1: estructura atómica balance y ESTEQUIOMETRÍA

1er Semestre de Ingeniería Civil Universidad Autónoma del Beni

Estructura Atómica 1.1 Teoría Atómico Molecular 1.2 Modelos Atómicos 1.3 Estructura Básica del Átomo 1.4 Configuración Electrónica 1.5 Enlace Químico 1.6 Sistema Periódico de los Elementos

1.7 Propiedades Periódicas

Balance de ecuaciones químicas y Estequiometría 1.8 Fórmulas Químicas y Ecuaciones Químicas 1.10 Estequiometría -Conceptos Estequiométricos

1.9 Balance Ecuaciones Redox 1.11 Leyes Estequiométricas

1.1 TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR.- La idea de átomo fue introducida por los filósofos de la antigua Grecia (del griego lo indivisible) como partícula a la que se llega por sucesivas divisiones de la materia, pero que es en sí misma indivisible. El químico inglés John Dalton (1766-1844) la empleó de nuevo para explicar la Ley de las Proporciones Definidas y de las Proporciones Múltiples, naciendo así la Teoría Atómico-Molecular; la cual dice: una sustancia simple o elemento estaría formado por átomos iguales entre sí, pero a su vez diferentes de los de otro elemento químico. 1.2 MODELOS ATÓMICOS.Modelo atómico de Thompson En 1897 Joseph John Thompson en base a los experimentos realizados con los tubos de descarga de Crookes, fue el primero en plantear un modelo atómico en la que proponía que el átomo es una masa con carga positiva, con electrones esparcidos en todo el átomo y los más separado posible entre ellos. Esta teoría se conoce como la teoría del “pudín o ciruela”, en la cual el pudín es la masa con carga positiva y las pasas los electrones. Modelo atómico de Rutherford En base a los experimentos de la dispersión de partículas Alfa, Ernest Rutherford en 1911, imagina el átomo como un minúsculo sistema solar, donde el núcleo es el Sol, cargado positivamente y los electrones los planetas, cargados negativamente, que giran alrededor del núcleo en cualquier posición, describiendo únicamente orbitas circulares. Existiendo el mismo número de cargas positivas y negativas, manteniéndose la electroneutralidad en el átomo. Rutherford postulo que la mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva reside en una región muy pequeña, extremadamente densa, la cual llamó núcleo. La mayor parte del volumen del átomo es un espacio vacío.

Fig. 1

Modelo de Dalton

Modelo de Rutherford

Modelo de Bohr

Modelo atómico de Bohr Niels Bohr (1855-1962), en base a la teoría cuántica planteada por Max Planck, y estudios realizados en el átomo de hidrógeno, en 1914 propone un nuevo modelo, “que los electrones giran alrededor del núcleo describiendo únicamente órbitas circulares y en determinado niveles de energía”, Por lo que establece que la energía de los electrones es cuantizada y puede perderse o ganarse únicamente en cantidades discretas. En resumen Borh propone la cuantización de la materia e introduce el número cuántico principal, n. Para evitar dificultades con el modelo anterior, Borh introdujo los tres postulados siguientes: 1° El producto del impulso o cantidad de movimiento (mv) del electrón por la longitud de la órbita que describe es un múltiplo del cuanto de energía

mv ⋅ 2r = h ⋅ n

2° Mientras un electrón gira en una orbita fija no emite energía radiante 3° Un electrón puede saltar desde una orbita de energía, E1, a otra interior de menor energía, E0. En este salto el átomo emite una cantidad de energía radiante igual a la diferencia de energía de los estados inicial y final: E1-E0

E1 − E 0 = h ⋅ v

1.3 ESTRUCTURA BÁSICA DEL ÁTOMO.- De acuerdo a las teorías desarrolladas, las tres partículas fundamentales del

átomo, se encuentran distribuidas tanto en el núcleo como en la envoltura. 1.3.1 NÚCLEO.- El núcleo central (cuyo radio es del orden de 10-12 cm, frente al radio atómico que mide, aproximadamente 10-8 cm), es solamente una pequeña parte del átomo en términos de tamaño, pero contiene la mayor parte de la masa del átomo. Por esta razón el núcleo tiene una densidad alta (1,1 * 1014 g/cm3). Los protones y neutrones se encuentran formando parte del núcleo central del átomo. También como c/protón tiene una carga relativa de +1 (+1,60217733 * 10-19 C), la carga relativa del núcleo es positiva igual al número de protones. El número de protones en el núcleo se define como el número atómico (Z). De este modo, todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones. Blog (comentarios, consultas): http://uabcivil.blogia.com Portal (bajar temas y otros): http://everyoneweb.com/paracorchosychalecos Correos (consultas, ideas y otros): [email protected] ; [email protected]

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1.3.2 ENVOLTURA O CORTEZA.- En la envoltura se encuentran exclusivamente los electrones girando alrededor del núcleo en orbitas circulares y/o elípticas, y al mismo tiempo girando sobre su propio eje. Debido a la presencia de los electrones (-1,60217733 * 10-19 C) la carga relativa de la envoltura es negativa e igual al número de electrones presentes en c/nivel. 1.3.3 PROPIEDADES QUE DERIVAN DE LA ESTRUCTURA DEL NÚCLEO.- Esta propiedades que derivan de la estructura del núcleo se deben a la existencia de las partículas más pesadas del átomo, protones y neutrones, cuya presencia, ausencia o variación con los electrones nos permite considerar a: NÚMERO ATÓMICO (Z).- El número atómico es un número que especifica: 1.° El número de cargas negativas que hay en la envoltura. 2.° El número de cargas positivas que hay en el núcleo. 3° La posición que ocupa un elemento en la tabla periódica. Por ejemplo: Cuando decimos que el número atómico del Br es 35, quiere decir que tiene 35 electrones en su envoltura y 35 protones en el núcleo, y, por último, donde debemos buscar al Bromo en la tabla periódica. PESO ATÓMICO (A).- Peso Atómico de un elemento es el número que indica las veces que un átomo de ese elemento es más pesado que la doceava parte de un átomo de C12. El primer átomo tomado como unidad fue el Hidrógeno, por ser el más liviano; pero luego se tomó al Oxígeno, ya que muchos elementos no se combinan con el H. Y no son múltiplos enteros de la unidad. Por ejemplo: Cuando decimos que el peso atómico del Hg es 200, quiere decir que un átomo de Hg pesa 200 veces más que 1/12 de un átomo de C.

A=Z +N

donde

A = masa .atómica ; Z = n°.atómico ; N = n°.de.neutrones

ISÓTOPOS (Iso = igual – topo = lugar).- Se denominan así a los átomos de un mismo 1+ 1+ elemento que poseen el mismo número atómico, pero difieren en su masa atómica. En 0N 1N consecuencia los Isótopos de un elemento tienen todos las mismas propiedades, pues tienen los mismos electrones de valencia y ocupan el mismo lugar en la clasificación Hidrógeno Deuterio 1 H2 (Protio) 1H1 periódica porque el número es común a la pléyade o conjunto de isótopos de un elemento químico. Los Isótopos de un elemento tienen todos los mismos números de protones o 1+ cargas positivas en el núcleo, pero difieren en número de neutrones. Así por ejemplo los 2N Isótopos del H son tres: el H corriente o Protio, el Deuterio y Tritio, este último muy inestable. Los 3 tiene de numero atómico 1, pero su masa atómica varía: la del Protio 1, Tritio 1H3 Deuterio2 y del Tritio 3. Lo que quiere decir que el núcleo del H ordinario (Protio) consta sólo de un protón, el Deuterio de 1 protón y 1 neutrón, y el del Tritio, 1 protón y dos neutrones. Para calcular la masa atómica de un elemento se toma la media aritmética ponderada de las masas nuclídicas de sus isótopos. A=

A1 (%)1 + A2 (%)2 + A3 (%)3 + ... ; por.otro.lado 100%

(%)1 + (%)2 + (%)3 + ... = 100%

A n ... = pesos atómicos (%) n ...= porcentajes o abundancias

ISÓBAROS (Iso = igual – baro = peso).- También existen elementos que teniendo el mismo peso atómico tienen distinto número atómico. En ellos permanece constante la suma del número de neutrones y protones y varían éstos y los electrones planetarios, ambos en la misma cantidad. Así, existen tres Isóbaros de Uranios y tres elementos de Ra: los Isóbaros tienen propiedades físicas y químicas distintas, por ser diferentes en su estructura atómica exterior al núcleo; los Isótopos, en cambio, como tienen igual estructura de las capas que envuelven al núcleo, gozan de propiedades idénticas y no pueden separarse de su mezcla por medio de químicos. . Por ejemplo: Existen 3 Isóbaros del Uranio, (de A = 234: Z 1 = 90, Z 2 = 91 y Z 3 = 92) y 3 elementos de Radio (de A = 214: Z 1 = 82, Z 2 = 83 y Z 3 = 84). Los isóbaros también se presentan en átomos de distinto elemento 1.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo. Los tres principios básicos que permiten una distribución electrónica adecuada son: La tabla 1.1 resume la distribución electrónica: NIVEL N 1

SUBNIVEL L 0

PISO O CAPA

N° REAL DE e-

K

N° MÁXIMO DE e2N2 2

2

2

1s2

1

L

8

8

2s2 2p6

3

2

M

18

18

3s2 3p6 3d10

4

3

N

32

32

4s2 4p6 4d10 4f14

5

4

O

50

18

5s2 5p6 5d10

6

5

P

72

8

6s2 6p6

7

6

Q

98

2

7s2

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SUBCAPAS

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1.5 ENLACE QUÍMICO.- En la edad Media lo alquimistas suponían que las sustancias que se combinaban entre sí los hacían por afinidad. Del mismo modo si no se combinaban era porque esa afinidad no existía. Este sentimiento hacía que las distintas partículas siguieran juntas hasta que una fuerza superior las separara. Como es lógico, este concepto de enlace resistió lo primeros embates de los hombres de ciencia. Aunque la cita anterior nos guía implícitamente en un concepto de Enlace, es necesario conocer algunos conceptos que implican un mejor entendimiento del Enlace Químico. Iones. Se denomina iones a los átomos o grupos atómicos que poseen exceso o deficiencia de electrones. En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo caso están cargados positivamente y se llaman cationes. Elementos electropositivos y electronegativos. Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales. Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides. Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo. Electrones de valencia. La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro. Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad. Valencia electroquímica.- Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en Ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el Ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc. ¾ Entonces ¿Qué es un Enlace Químico?- Se entiende por enlace químico a la fuerza de atracción que existe entre dos átomos o dos compuestos, donde los mismos se encuentran muy cerca uno del otro ocupando determinadas posiciones. 1.5.1 REGLA DEL OCTETO.- Walter Kossel en 1916 establece que la unión de elementos se realiza a través de reacciones químicas y mediante la transferencia de electrones donde uno de los átomos cede electrones y el otro acepta, adoptando de esta manera la configuración electrónica del gas noble más próximo. El enlace entre dos átomos se produce por efecto de la atracción electrostática entre las dos cargas opuestas. 1.5.2 TIPOS DE ENLACES.- En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos: 1. Enlace iónico o electrovalente, polar o heteropolar. 2. Enlace covalente normal, homopolar, no polar. ƒ Simple o sencillo. Enlace Sigma σ ; Doble. Enlace Sigma, σ y Phi π . ; Triple. Enlace Sigma, σ y Phi π . 3. Enlace covalente coordinado o dativo, semipolar. 4. Enlace metálico. Elemento

Peso Atómico

Períodos

1.6 SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS.- Los Tabla 2. Número de electrones en las distintas capas primeros intentos de una clasificación sistemática de los L M N O P O elementos químicos empezaron poco tiempo después de que la K n=1 2 3 4 5 6 7 ciencia asimilara el concepto de átomo. En 1871, Mendeléiev (1834-1907) propone su tabla en base a las repeticiones 1 1 → 2 H → He 1 → 2 periódicas que observó en las propiedades químicas de los 2 3 → 10 Li → Ne 2 1 → 8 elementos al aumentar su masa atómica. Fue posteriormente 1→8 3 11 → 18 Na → Ar 2 8 Moseley (1887-1915) quien perfecciono la tabla tras estudiar las 19 36 K → Kr 8 → 18 1 → 8 2 8 radiaciones de rayos X, demostró que el responsable de las 4 → 37 → 54 Rb → Xe 2 8 → 18 1 → 8 5 8 18 propiedades de los elementos es el Número Atómico, de modo 18 → 32 8 → 18 1 → 8 6 55 → 86 Cs → Rn 2 8 18 que los ordeno de esa manera. 87 Fr 18 → 8 → 1 → 7 2 8 18 32 → → El sistema de los elementos se compone de períodos y grupos. Los períodos son siete en total, 3 cortos y 4 largos, c/u a excepción del primero y del último, incluye a los elementos cuyas estructuras electrónicas son las intermedias entre las de dos gases inertes consecutivos 1.7 PROPIEDADES PERIÓDICAS.- Se las llama así a aquellas propiedades a las que es posible predecir por la posición que ocupa el elemento en la tabla y que dependen directamente de la configuración electrónica externa. Son muy numerosas y están ligadas entre sí. Entre estas tenemos: Radio Atómico: se refiere a al a mitad de la distancia que separa dos núcleos de un mismo elemento unidos entre sí formando una molécula. El radio aumenta al descender por un grupo, pues aumenta el número de capas llenas. El radio disminuye a lo largo del período, pues aumenta la carga nuclear efectiva (Z*).

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Energía de Ionización: llamada también Potencial de Ionización, es la energía que hay que comunicar aun átomo en estado gaseoso para separar un electrón de la influencia de su núcleo, con lo que se forma un ión positivo o catión. El comportamiento periódico de las energías de ionización es inverso al del radio atómico, disminuye al bajar en un grupo y aumenta en un período. Afinidad Electrónica: es la capacidad o habilidad que poseen determinados átomos para capturar electrones, formándose un ión negativo o anión. En un grupo disminuye con el número atómico y en un período aumenta con el número atómico. 1.8 Una fórmula química es un conjunto de símbolos y números en forma de subíndices que representan una molécula. La fórmula indica: A. Los elementos que constituyen la molécula B. La proporción en que participan. EL símbolo representa una cantidad determinada y concreta del elemento, representa a un átomo. La ecuación química es una forma corta de expresar en términos de símbolos y fórmulas un proceso de transformación química En una ecuación química las sustancias reaccionantes o Reactivos se encuentran en el lado izquierdo (Fig. 1) y los Productos a la derecha, separados ambos por un signo igual (=), una flecha sencilla ( → ) o una flecha doble ( ⇔ ), dependiendo del tipo de reacción. Es importante que una ecuación química contemple el estado físico de todas las sustancias, así el estado gaseoso se indica por medio del subíndice (g) o mediante una flecha dirigida hacia arriba, el estado sólido por medio del subíndice (s) o mediante una flecha dirigida hacia abajo o subrayando la sustancia, el estado líquido por medio del subíndice (l) y una sustancia en solución acuosa por medio del subíndice (ac). Un catalizador se escribe encima o debajo de la flecha de reacción. El calor se indica con los símbolos, Δ.ó.Φ , que se escribe antes, encima, debajo o después de la flecha de reacción. 1.8.1 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.- Una reacción química es el proceso por el que se combinan varias sustancias para producir otras nuevas. Conocer en forma general una clasificación de las reacciones químicas nos permitirá predecir, aproximadamente, los productos a obtener. REACCIONES POR SU MECANISMO.- Atendiendo a l tipo de estas reacciones se clasifican en: REACCIONES DE ADICIÓN O COMBINACIÓN Se caracterizan por que la combinación de dos o más sustancias da como resultado un solo producto. Por ejemplo: 4Fe (s) + 3O 2(g)

→ 2Fe 2 O 3(s)

→ CO2 (g)

C (s) + O2 (g) + Φ

REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN Son aquellas reacciones donde una sustancia se descompone, ya sea por medio del calor, la electricidad, etc., produciendo dos o más sustancias nuevas. Por ejemplo: 2KBrO 3(s) + Φ

→ 2KBr (s) + 3O 2(g)

2H 2 O (g) + Corriente eléctrica

→ 2H 2(g) + O 2(g)

REACCIONES DE SIMPLE DESPLAZAMIENTO O REEMPLAZO Son aquellas en las cuales un elemento reemplaza a otro, para que ello ocurra es necesario que la actividad de dicho elemento sea mayor a la del elemento reemplazado. La actividad creciente que presentan algunos metales y no metales se observar en la siguiente relación: L i- K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Zn – Fe – Cd – Ni – Sn – Pb - (H) – Cu – Hg – Ag - Au Creciente en actividad F – O – Cl – Br – I – At – S – Se – Te - (H) – N – P – As – Sb – C – Si – B

A continuación se presentan algunos ejemplos: H 2 SO 4(ac) + Mg (s)

→ MgSO 4(s) + H 2(g)

CuCO 3(ac) + Ca (s)

→ CaCO 3(ac) + Cu (s)

REACCIONES POR CAMBIO DE VALENCIA.- Considerando si los elementos mantienen o cambian su estado de oxidación durante una reacción éstas se clasifican en reacciones no redox y reacciones redox. REACCIONES NO REDOX En una reacción No Redox todos los elementos mantienen su estado de oxidación inicial. Esto quiere decir que los elementos no cambian de valencia al pasar de un miembro a otro en una ecuación química. Por ejemplo: 1+ 6+ 2-

2+ 2-

H 2 SO 4(ac) + CaO (s)

2+ 6+ 2-

1+ 2-

→ CaSO 4(ac) + H 2 O (l)

1+ 5+ 2-

1+ 1-

AgNO 3(ac) + NaCl (ac)

1+ 5+ 2-

1+ 1-

→ NaNO 3(ac) + AgCl (s)

REACCIONES REDOX Las reacciones Redox se caracterizan porque dos o más elementos cambian su estado de oxidación al pasar de un miembro a otro en una ecuación química. En esta clase de reacciones debe estar presente por lo menos un elemento que aumente de valencia y otro que disminuya o simultáneamente que un mismo elemento sufra los dos cambios de estado de oxidación. Por ejemplo: 7+

1-

KMnO 4 + HCl

2+

0

→ KCl + Mn Cl 2 + Cl 2 + H 2 O

3+ 2-

5+

5+

6+

2+

As 2 S 3 + HNO 3 H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO

1.9 BALANCE DE ECUACIONES REDOX.- En una ecuación Redox, o de Oxidación-Reducción, existe una transferencia de electrones entre dos o más elementos. Debido a la electronegatividad del átomo, el elemento que pierde electrones aumenta su estado de oxidación, en cambio el elemento que gana electrones disminuye su estado de oxidación. Siendo una acción mutua el proceso de oxidación-reducción, no puede existir en forma aislada cualquiera de los dos cambios. Blog (comentarios, consultas): http://uabcivil.blogia.com Portal (bajar temas y otros): http://everyoneweb.com/paracorchosychalecos Correos (consultas, ideas y otros): [email protected] ; [email protected]

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Oxidación: Es cualquier cambio químico en el cual una sustancia pierde electrones y por consiguiente aumenta su estado de oxidación. Es decir, aumenta de valencia. Agente Reductor: Se denomina agente reductor a la sustancia que se oxida puesto que éste causa la reducción de la otra. Reducción: Es un cambio químico en el cual una sustancia gana electrones y por tanto disminuye su estado de oxidación. Es decir, disminuye su valencia. Agente Oxidante: Se denomina agente oxidante a la sustancia que se reduce puesto que éste causa la oxidación de la otra. OXIDACIÓN 4-; 3-; 2-; 1-; 0; 1+ ; 2+; 3+; 4+; 5+; 6+; 7+; 8+ REDUCCIÓN 1.9.1 MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN.- Este método se utiliza para ecuaciones no muy complejas. El método contempla los siguientes pasos: 1° Escribir correctamente la reacción. 2° Identificar a los elementos que camban su estado de oxidación. 3° Escribir el número de oxidación encima de cada elemento que cambia de valencia. 4° Determinar que elemento se oxida y que elemento se reduce. 5° Cuantificar el número de electrones que transfiere cada uno de los elementos que se oxida y se reduce. 6° El número total de electrones que transfieren tanto el elemento oxidante y el reductor se escriben debajo de ellos. 7° Los números escritos debajo de cada compuesto se intercambian como coeficientes, del oxidante al reductor y viceversa. El intercambio se realiza en primero en el lado izquierdo de la reacción, si no satisface la operación, se realiza en el lado derecho. 8° Los coeficientes delante de los compuestos son la base para balancear la ecuación. EJERCICIOS RESUELTOS 1.1 * Balancear las siguientes ecuaciones químicas por el método del número de oxidación. 6+

1.

1-

3+

K 2 Cr 2 O 7 + NaCl + H 2 SO 4

-

0

→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + Cl 2 +H 2 O

El Cromo se reduce de 6+ a 3+ en tres valencias, como son dos Cromos, intercambia en total seis electrones, 6e- . El Cloro se oxida de 1- a 0 en una valencia, como son dos cloros, intercambia en total dos electrones, 2e- .

K 2 Cr 2 O 7 + 6NaCl + 7H 2 SO 4

→ 1Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3Cl 2 + 7H 2 O

Para que la ecuación pueda igualarse con los coeficientes más bajos posibles deben simplificarse los electrones (e-) que intercambian, pues ambos son pares. El intercambio es satisfactorio en el miembro derecho de la ecuación.

2.

4+

5+

7+

3+

MnO 2 + NaBiO 3 + HNO 3 → HMnO 4 + BiONO 3 + NaNO 3 + H 2 O

El Mn se oxida de 4+ a 7+ en tres valencias, intercambia 3e-.

El Bi se reduce de 5+ a 3+ en dos valencias, intercambia 2e-.

2MnO 2 + 3NaBiO 3 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 3BiONO 3 + 3NaNO 3 + 2H 2 O

En este caso el intercambio de los coeficientes es distinto en cualquier miembro de la ecuación. P R Á C T I C A E N C L A S E Nº 3 Siguiendo el ejemplo de los ejercicios resueltos en clases, realiza el balance de las siguientes ecuaciones. 1. MnSO 4 + KClO 3 + Na 2 CO3 → Na 2 MnO 4 + KCl + Na 2 SO 4 + CO 2 2. NaPH 2 O 2 + CuSO 4 + H 2 O → CuH + H 3 PO 4 + NaHSO 4 + H 2 SO 4

1.9.2 MÉTODO REDOX O ELECTRÓN VALENCIA.- Llamado también estado de oxidación, utiliza dos semirreacciones. Suele utilizarse ya en reacciones un poco más complejas o bien cuando existe dificultad en el intercambio de electrones propuesto en el anterior método. Los pasos que se siguen son similares al anterior método hasta el 5°. 6° Escribir dos semirreacciones, una debe contener sólo al elemento que se oxida y otra al elemento que se reduce, si los elementos llevan subíndices, se escriben como coeficientes en las semirreacciones, salvo que la sustancia aislada exista como tal en estado natural. Si la ecuación química contempla dos o más elementos que se oxidan o se reducen, se suman ambas sustancias que cambian de valencia en el mismo sentido y se escribe una sola semirreacción para cada paso. 7° Balancear molecularmente cada semirreacción: se agregan los coeficientes más bajos posibles para que el número de elementos en cada lado de la semirreacción se iguale. 8° Balancear eléctricamente cada semirreacción: se escribe el número de electrones necesarios en el lado de la semirreacción con mayor número de estado de oxidación, hasta que el número de cargas positivas o negativas sea la misma en ambos lados de la semirreacción. 9° El número de electrones perdidos y ganados deben ser iguales, para ellos se multiplican ambas semirreacciones por los coeficientes más bajos posibles de tal manera que sean los mismos. 10° Sumar miembro a miembro ambas semirreacciones. 11° Los coeficientes determinados en la suma de ambas semirreacciones para c/u de los elementos que cambian de valencia se llevan a la ecuación planteada y son la base para balancear la ecuación. Blog (comentarios, consultas): http://uabcivil.blogia.com Portal (bajar temas y otros): http://everyoneweb.com/paracorchosychalecos Correos (consultas, ideas y otros): [email protected] ; [email protected]

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EJERCICIOS RESUELTOS 1.2 * Balancear las siguientes ecuaciones químicas por el método Redox o Electrón Valencia. 1. 25+ 2+ 0 NiS + HCl + HNO 3 → NiCl 2 + NO + S + H 2 O El S se oxida de 2- a 0 en dos valencias, intercambia 2e-. El N se reduce de 5+ a 2+ en tres valencias, intercambia 3e-. Las dos semirreacciones son: S2N5+

-

+

3S22N5+

3e +

-

6e

3S2- + 2N5+ + 6e-

→ → → →

S0 N2+

+

2e-

3S0 2N2+

+

6e-

→

3S0

+

*3 *2 s/m/m

2N2+ +

6e-

Los coeficientes encontrados se trasladan a la ecuación planteada que sirven de guía para igualar los demás elementos. Como el número de electrones (e-) en ambos miembros de la ecuación son iguales estos se simplifican. Puede ser que uno de los coeficientes se modifique, no más de uno. En el presente caso los cuatro coeficientes son útiles. 3NiS + 6HCl + 2HNO 3 → 3NiCl 2 + 2NO + 3S + 4H 2 O 2.

2+ 2-

5+

3+

6+

2+

CuFeS 2 + HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + Fe(NO 3 ) 3 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O

- El Hierro se oxida de 2+ a 3+ en una valencia, intercambia 1e-. - El Azufre se oxida de 2- a 6+ en ocho valencias, como son dos azufres, intercambia en total 16e-. - El Nitrógeno se reduce de 5+ a 2+ en tres valencias, intercambia 3e-. Como se oxidan dos elementos, en primer lugar se suman las dos semirreacciones de oxidación y a continuación se escribe la semirreacción de reducción. Fe2+ 2S2Fe2+ N5+

+ +

2S23e-

→ → → →

3Fe2+ + 6S2- + 17N5- + 51e-

Fe3+ 2S6+ + Fe3+ + N 2+

+ 1e16e 2S6+ + 17e-

s/m/m *3 *17

→ 3Fe3+ + 6S6+ + 51e- + 17N2+

Trasladando los coeficientes encontrados a la ecuación original, advertimos que un solo coeficiente se modifica, los demás se mantienen y se agregan los necesarios para igualar todos los elementos restantes. 3CuFeS 2 + 32HNO 3

→ 3Cu(NO 3 ) 2 + 3Fe(NO 3 ) 3 + 6H 2 SO 4 + 17NO + 10H 2 O

P R Á C T I C A E N C L A S E Nº 4 Siguiendo el ejemplo de los ejercicios resueltos en clases, realiza el balance de las siguientes ecuaciones 1 . FeCl 2 + KMnO 4 + HCl → FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O 2. As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 O → H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO

1.9.3 MÉTODO DE IÓN-ELECTRÓN.- Se utilizan dos semirreacciones una contiene a los iones de los elementos que se oxidan y la otra a los iones de los que se reducen. El método se utiliza para balancear cualquier tipo de reacción, ya que proporciona una valiosa información en cuanto a los requerimientos de las sustancias adicionales y la formación de subproductos. Una reacción puede efectuarse en medio ácido o medio básico, o bien en solución neutra, tendrá que tenerse en cuenta para su balanceo. 1.9.4 MÉTODO ALGÉBRAICO O MATEMÁTICO.- Se utiliza cuando las ecuaciones químicas son muy complejas y no pueden ser balanceadas por los tres métodos ya descritos. Este método se utiliza al principio de la formación de sistemas de ecuaciones simples de primer grado con varias incógnitas. No considera los estados de oxidación de las sustancias participantes y necesariamente la ecuación debe contener todos los reactantes y productos para su correcto balanceo. EJERCICIOS RESUELTOS 1.3

* Balancear la siguiente ecuación química por el método Ión-Electrón. 1.

2-

0

Na 2 S 2 O 3 + Br 2 + NaOH

-

1-

6+

→ NaBr + Na 2 SO 4 + H 2 O

Se oxida el Azufre de 2- a 6+ en ocho valencias, intercambia 8e-. Se reduce el Bromo de 0 a 1- en una valencia, como son dos bromos, intercambia 2e-.

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General

tema nº 1: estructura atómica balance y ESTEQUIOMETRÍA

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Como la reacción se realiza en medio básico (por el NaOH) se escribirá iones OH- (dosOH- por cada oxígeno que falte) en el miembro de la ecuación con deficiencia de oxígenos y en el otro lado moléculas de agua (un H2O por cada oxígeno en exceso.

→ 2(SO4)2+ 5H 2 O + 8e1→ 2Br 2- → 2(SO4)2- + 5H 2 O + 8e(SO 3 S) + 10(OH ) 0 → 8Br18Br + 8e 20 (SO 3 S) + 10(OH )+ 8Br + 8e- → 2(SO4)2- + 5H 2 O+ + 8e- + 8Br1(SO 3 S)2- + 2Br0 +

10(OH-) 2e-

*1 *4 s/m/m

Simplificando y Trasladando estos coeficientes a la ecuación planteada Na 2 S 2 O 3 + 4Br 2 + 10NaOH

→ 8NaBr + 2Na 2 SO 4 + 5H 2 O

2. Balancear la siguiente ecuación química por el método matemático. KMnO 4 + Na 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4

→ K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

Asignando una variable a cada uno de los elementos (letras cursivas) aKMnO 4 + bNa 2 C 2 O 4 + cH 2 SO 4

→ dK 2 SO 4 + eMnSO 4 + fNa 2 SO 4 + gCO 2 + hH 2 O

Formando una ecuación con cada elemento:

K ⇒ a=2d (1) Mn ⇒ a=e (2) O ⇒ 4a + 4b + 4c = 4d + 4e + 4f+ 2g +h (3) Na ⇒ 2b =2f ⇒ b=f (4) C ⇒ 2b = g (5) S ⇒ c = d + e + f (6) H ⇒ 2c = 2h ⇒ c = h (7) Asignando un valor arbitrario a la incógnita d: Sea d=1 4(2) + 4f + 4h = 4(19 + 4(29 + 4f + 2(2f) + h ⇒ 3h = 4 + 4f (10) Reemplazando en (1) y (2), tenemos: a = 2 y e = 2 Reemplazando (8) en (10): 3(3 + f) = 4 + 4f ⇒ f = 5 Reemplazando (7) y los valores calculados en (6) se tiene: Reemplazando el valor de f en (4), (8) y (9): b = 5, h = 8 y g = 10 ⇒ h=1+2f h=3+f (8) Reemplazando el valor de h en (7), tenemos: c = 8 Reemplazando (4) en (5) g = 2f (9) Llevando estos valores calculados a la ecuación planteada se iguala Reemplazando (4), (7), (9) y los valores encontrados en (3): completamente la ecuación: 2KMnO 4 + 5Na 2 C 2 O 4 + 8H 2 SO 4

EJERCICIOS

→ 1K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + 10CO 2 + 8H 2 O PARA PRACTICAR 1.1

Método Ión electrón: CrCl 3 + NaBrO + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + NaCl + H 2 O HNO 3 + HCl + Au Método Matemático: U(SO 4 ) 2 + KMnO 4 + H 2 O → H 2 SO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + (UO 2 )SO 4

→

NOCl + AuCl 3 + H 2 O

1.10 ESTEQUIOMETRÍA - INTRODUCCIÓN.- Se define “como la aplicación de los conocimientos matemáticos y químicos en torno a una reacción química”. Implica el cálculo de pesos atómicos, pesos moleculares, número de átomos, moléculas y moles, fórmulas empíricas y moleculares, cantidad de sustancias reaccionantes y productos obtenidos, etc. Peso Atómico Absoluto (A ABS ), el cual representa la masa real que posee el átomo y se encuentra en función de la masa y cantidad de c/u de las partículas subatómicas fundamentales del átomo, su unidad es el U.M.A o μ (unidad de masa atómica), su valor relacionado a gramos (g) o kilogramos (kg) es de 1 μ =1,6605402 x 10-24 (g) ó 1 μ =1,6605402 x 10-27 (kg)., respectivamente. La fórmula a utilizar en todos los cálculo de pesos atómicos absolutos será:

A( ABS ) = ( N 0 p + × m p + ) + ( N 0 N ± × m N ± ) + ( N 0 e − × me − )

p + = 1,0072765 μ ; N ± = 1,00866 μ ; e − = 0,0005485799 μ

Ejemplo 1: Calcular el peso atómico absoluto en gramos de uno de los isótopos del Nitrógeno, si éste posee 7 protones, 9 neutrones y 7 electrones. Datos: A abs =?; N°p+ = 7; N°N+- = 9;N°e- = 7 Solución: Utilizamos la fórmula escrita anteriormente, con los datos conocidos. AAbs = (7 × 1,0072765 μ ) + (9 × 1,00866 μ ) + (7 × 0,0005485799 μ ) ⎛ 1,6605402 × 10− 27 kg ⎞ ⎟⎟ = 2,6789022 × 10 − 26 Kg = 2,679 × 10− 23 g AAbs = (16,13271556 μ ) × ⎜⎜ 1μ ⎝ ⎠

Peso Atómico Relativo (A), representa la masa que posee el átomo respecto de la masa de otro elemento que se toma como patrón, hoy en día el Carbón. La relación para calcular el peso atómico relativo de cualquier isótopo o elemento es: A r = 12

A Abs 1 .;. A AbsC = 2 , 0090727 × 10 − 23 ( g ) A AbsC

Ejemplo 2: Calcular el peso atómico relativo de uno de isótopos del Litio, si éste posee 3 protones, 4 neutrones y 3 electrones. Datos: A abs =?; N°p+ = 3; N°N+- = 4;N°e -= 3 Solución: Calculamos en primer lugar el peso atómico absoluto del Litio, luego el peso atómico relativo. ⎛ 1,6605402 × 10−24 g ⎞ ⎟⎟ = 1,1720284 × 10− 23 g AAbs − Li (3 × 1,0072765μ ) + (4 × 1,00866μ ) + (3 × 0,0005485799μ ) ⇒ AAbs − Li = (7,05811524μ ) × ⎜⎜ μ 1 ⎝ ⎠ 1,1720284 ∗ 10− 23 g ) = 7,000414125 ALi = (12 × 2,0090727 × 10− 23 g Blog (comentarios, consultas): http://uabcivil.blogia.com Portal (bajar temas y otros): http://everyoneweb.com/paracorchosychalecos Correos (consultas, ideas y otros): [email protected] ; [email protected]

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tema nº 1: estructura atómica balance y ESTEQUIOMETRÍA

1er Semestre de Ingeniería Civil Universidad Autónoma del Beni

General

PESO MOLECULAR.- La molécula, unión de dos o más átomos, es la partícula mínima de un compuesto y la masa de la misma se denomina peso molecular. Por lo tanto el peso molecular de un compuesto es igual a la suma de las masas de todos los átomos que posee la molécula, multiplicado por el número de ellos presente en el compuesto. Existen dos clases: Peso Molecular Absoluto (P.M. Abs ), este peso no es utilizado en la práctica, es la suma de todos los pesos atómicos absolutos de c/elemento multiplicado por el número de c/u de ellos contenidos en la molécula, es decir: P.M . Abs = ∑ A Abs −i × N 0 atómico i

Peso Molecular Relativo (P.M.), denominado también peso fórmula, se utiliza en la práctica, es el resultado de sumar todos los pesos atómicos relativos de todos los elementos comprendidos en la molécula de cualquier compuesto, multiplicado c/u de ellos por el número que están contenidos en el mismo, es decir:

P.M . = ∑ Ai × N 0 atómico i Ejemplo 3: Calcular el P.M. de los siguientes compuestos: a) Sulfito ácido férrico Fe(HSO 3 ) 3. Solución: Utilizamos los pesos atómicos que se tiene en la tabla periódica. P.M . = (55,847 × 1) + (1,00794 × 3) + (32,066 × 3) + (15,9994 × 9) = 299 ,06342

b) Fosfato crómico plúmbico CrPb 3 (PO 4 ) 5 P .M . = (51,9961 × 1) + ( 207 , 2 × 3) + (30 ,973762 × 5) + (15 ,9994 × 20 ) = 1148 , 45291

NÚMERO DE AVOGADRO (N A ).- Representa fundamentalmente la cantidad de átomos y moléculas por mol de sustancia. Su valor establecido es de aproximadamente 6,0221367 x 1023 . La ley de avogadro dice: “en volúmenes iguales de cualquier gas (monoa tómico o poliatómico) y en las mismas condiciones de presión y temperatura se encuentran contenidas el mismo número de moléculas”. MOL DE ÁTOMOS.- Mol de átomos(mol-át) o átomo gramo(át-g) representa la masa de un átomo expresada en gramos y numéricamente igual a su peso atómico. Experimentalmente se sabe que un peso átomo-gramo de Helio (4,0026g) tiene 6,022 x 1023 átomos de Helio, Por eso se define que también que un mol-át o un át-g de cualquier elemento contiene 6,0221367 x 1023. Se tiene las siguientes relaciones que son muy prácticas y utilizadas corrientemente: A A 1 mol-át

⇒ 1 mol-át ⇒ 1 át-g ⇒ 6,0221367*1023 átomos

1 át-g A

⇒ 6,0221367*1023 átomos ⇒ 6,0221367*1023 átomos

Ejemplo 4: Determinar el número de mol de átomos (mol-át) y átomos (át) contenidos en 157 g de Calcio. Solución: Utilizamos regla de tres, el valor del Peso atómico del Ca que se encuentra en la tabla Periódica y el N A . N °mol − át Ca = N °át Ca =

1.mol − átCa × 157.g .de.Ca = 3,917361.mol − át. 40,078.g .Ca

6,0221367 ∗ 10 23.át.Ca × 157.g.Ca = 2,36262547 ∗ 10 24 átomos 40,078.g .Ca

Ejemplo 5: Calcular el número de át-g y la masa que están contenidas en 3,457*1025 átomos de plata metálica. Solución: Utilizamos regla de tres, el valor del Peso atómico de la Ag que se encuentra en la tabla Periódica y el NA. 1.át − g. Ag × 3,457 ∗ 10 25 at. Ag = 57,40647.át − g 6,0221367 ∗ 10 23.át. Ag 107,8682.g. Ag = × 3,457 ∗ 10 25 at. Ag = 6192,286963.g 6,0221367 ∗ 10 23.át. Ag

N °át − g Ag = m Ag

MOL O MOLÉCULA GRAMO (mol).- Mol o molécula gramo (mol) representa la cantidad de un compuesto expresada en gramos y numéricamente igual a su peso molecular. El mol se reconoce en el S.I. como la unidad para una de las sustancias dimensionalmente independientes. Considerando que un mol de átomos contiene al número de Avogadro, un mol de cualquier compuesto también contiene al número de Avogadro, es decir, que un mol de cualquier compuesto contiene 6,0221367 x 1023 moléculas. Se tiene las siguientes relaciones: P.M. ⇒ 1 mol P.M. ⇒ 6,0221367*1023 moléculas 1 mol ⇒ 6,0221367*1023 moléculas

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tema nº 1: estructura atómica balance y ESTEQUIOMETRÍA

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General

Si n es el número de moles de cualquier sustancia que contiene m gramos del compuesto de peso molecular P.M., tenemos la siguiente igualdad:

n=

Masa Peso.Molecular

ó

n=

m (mol o moles) P.M .

Ejemplo 6: Si se tienen 7,58 moles de tetraborato de Sodio decahidratado, calcular: a) la masa y el número de moléculas de la sal hidratada; b) La masa, el número de moléculas y moles de la sal anhidra y c) Los moles y moléculas de agua. Solución: a) Utilizamos el P.M. de la sal Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O y el NA.

g × 7,58.moles = 2890,8008.g mol 6,022 ∗10 23 Moléc. = × 2890,8008.g = 4,5647 ∗10 24 Moléc. 381,372136.g

m sal − hidrtada = P.M . × n = 381,372136 N °Moléc. sal − hidratada

b) Como es anhidra, sólo utilizamos el P.M. de Na 2 B 4 O 7, además del N A . m sal −anhidra =

201,219336.g .sal.anhidra × 2890,800791.g .sal.hidrat. = 1525,24257.g 381,372136.g .sal.hidrat

6,022 ∗ 10 23 Moléc.sal.anhidra × 1525,24257.g .sal.anhidra = 4,5647 ∗ 10 24 Moléc. 201,219336.g .sal.anhidra m 1525,24257.g .sal.anhidra = = = 7,580000016.moles P.M . 201,219336.g / mol

N °Moléc.sal − anhidra = n sal − anhidra

c) Utilizamos el P.M. de las 10 moléculas agua, el NA, la masa y P.M.del Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O 10 × 18,01528.g.H 2 O × 2890,800791.g.sal.hidrat. = 1365,558224.g 381,372136.g.sal.hidrat. 1365,558224.g.H 2 O = = 7,58.moles 180,1528.g / mol.H 2 O

m H 2O = n H 2O

N °Moléc. H 2 O =

6,022 ∗10 23 Moléc.H 2 O × 1365,55822.g.H 2 O = 4,5647 ∗10 25 Moléc. 18,01528.g.H 2 O

VOLUMEN MOLAR (V m ).- Se ha encontrado experimentalmente que en condiciones normales (C.N.:a 0oC= 273,15°K y a 1 atmósfera de presión =760 torricelli) o estándar, un mol de cualquier gas ocupa aproximadamente 22,414 L. A este valor se denomina Volumen Molar o volumen molecular-gramo de un gas ideal. DENSIDAD ( ρ ).- Es la propiedad física específica de c/sustancia, se define como la cantidad de una cualidad intrínseca de una sustancia por unidad de volumen. Esta cualidad puede ser su masa, su carga eléctrica o su energía. A continuación se detallan algunos tipos: Densidad Normal ( ρ ), se define como la relación que existe entre la masa de cualquier sustancia por unidad de volumen de la misma. Se calcula dividiendo la masa por su volumen: Densidad = masa. por.unidad.de.volumen ⇒ ρ =

Masa Volumen

Densidad Absoluta de Gases ( ρ Abs ), es la relación que se tiene entre el P.M. del gas y el volumen molar: ρ

Abs

=

PESO . MOLECULAR . DEL .. GAS .o . ρ VOLUMEN . MOLAR

Abs

=

P .M . 22 , 414 . L / mol

Densidad Relativa ( ρ Re l . ), con frecuencia es útil tener, en lugar de una densidad absoluta o normal, una escala de densidad relativa, sonde se exprese cuántas veces es más densa o menos densa una sustancia que otra. Por lo que la densidad relativa será igual al cociente de la densidad de la sustancia a determinar ( ρ i ) entre la densidad de la sustancia patrón ρ p .

( )

ρ Re l =

ρi ρ .o.ρ Re l = Abs −i ρp ρ Abs − p

Peso Específico o Gravedad Específica de un cuerpo, es un número que designa la relación de la masa de un cuerpo y la masa de un volumen igual de la sustancia que se toma como patrón, en las mismas condiciones de presión y temperatura. Los sólidos y los líquidos se refieren al agua (4°C), mientras que los gases se toman respecto al aire (a 20°C y P.M. promedio de 28,96 g/mol): PESO.ESPECÍFICO =

MASA.DE.UN .SÓLIDO.O.LIQUIDO DENSIDAD.DE.LA.SUSTANCIA = MASA.DE.UN .VOLUMEN.IGUAL.DE. AGUA. A.4°C DENSIDAD.DEL. AGUA. A.3,98°C

Ejemplo 7: Una muestra de ácido sulfúrico concentrado es 95,7% en peso de H 2 SO 4 y su densidad es 1,84g/cm3. a)¿Cuántos gramos de H 2 SO 4 puro contiene 1 litro de ácido?, b) ¿Cuántos cm3 de ácido contienen 100 g de H 2 SO 4 puro?. Solución: a) Despejamos m de la fórmula de la densidad y llevamos el resultado al 95,7% m ácido − sulf = ρ × v = 1,84

g 1000cm 3 ×1L × = 1840.g 3 1L cm

⇒ m ácido − sulf =

1840.g × 95,7% = 1760,88.g 100%

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General

tema nº 1: estructura atómica balance y ESTEQUIOMETRÍA

1er Semestre de Ingeniería Civil Universidad Autónoma del Beni

b) Despejamos v de la fórmula de densidad 100.g m ácido− sulf = ×100% = 104,4932079.g 95,7%

⇒

Vácido− sulf =

m

ρ

=

104,4932079.g = 56,7897869.cm 3 3 1,84.g / cm

CÁLCULOS DE COMPOSICIÓN A PARTIR DE LA FÓRMULA.- A partir de la fórmula de un compuesto se determina la composición centesimal, para tal propósito el producto del peso atómico del elemento por su cantidad se divide entre el peso molecular y el resultado se multiplica por 100%: (%) = Ai × N °át ×100% P.M . Ejemplo 8: Hallar la composición porcentual de los siguientes compuesto a) Tiosulfato de Sodio y b) Penicilina. Solución: a) Na 2 S 2 O 3 ⇒ P.M. = 158,109736, Utilizamos la fórmulas de porcentajes

(% )Na

=

22,989768 × 2 32,066 × 2 15,9994 × 1 × 100 % = 29,08077463 %; (% )S = × 100% = 40,56170203 %; (% )O = × 100% = 47,10390950 % b) 158,109736 158,109736 158,109736

C 6 H 26 O 4 N 2 S ⇒ P.M. = 222,34952

(% )c (% )N

12 , 011 × 6 1, 00794 × 26 18 ,9994 × 4 × 100 % = 11 , 78614642 %; (% )O = × 100 % = 28 , 78243227 % × 100 % = 32 , 41113361 %; (% )H = 222 ,34952 222 ,34952 222 ,34952 14 , 00674 × 2 32 , 066 × 1 = × 100 % = 12 ,59884888 %; (% )S = × 100 % = 14 , 42143882 % 222 ,34952 222 ,34952

=

CÁLCULO DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES.- El cálculo implica la determinación del número de elementos que forman parte de un compuesto. Cálculo de Fórmulas Empíricas (F.E.): Se realiza necesariamente a partir de su composición centesimal. Su cálculo se puede resumir en los siguientes pasos: 1° Dividir el porcentaje de c/elemento por su peso atómico. 2° Dividir c/resultado por el menor cociente obtenido. 3° Redondear los valores obtenidos en el segundo paso. 4° El valor redondeado representa el número de átomos de c/elemento, este se escribe como subíncide. Cálculo de Fórmulas Moleculares (F.M.): Para determinar la F.M. se debe conocer el P.M. La F.M. es un múltiplo de la F.E.:

F.M . = (F.E.) n

Donde

n=

P.M .FM P.M . FE

Ejemplo 9: Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: H = 2,24%, C = 26,69% y O = 71,07%. Su P.M. es 90. Obtenga su F.M. si su P.M. es 90,03538. Solución: primero obtenemos su F.E., luego el factor n. 2 , 24 2 , 2235 26 , 69 2 , 22213 71,07 4 , 44204 = = 1,0001 ≅ 1; C = = = 1; O = = = 1,9990 ≅ 2; F . E . = H 1C1O 2 ⇒ P .M . = 45 , 01774 1,100794 2 , 22213 12 , 011 2 , 22213 15 ,9994 2 , 22213 90 ,03548 El .valor .del . factor .multiplica tivo .n. y .la . fórmula .molecular .es : n = = 2 ⇒ F .M . = ( H 1C1O 2 ) 2 = H 2 C 2 O 4 45 ,01774 H =

1.11 LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS LEY DE LA COMBINACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER.- Ley fundamental de la química, establece que en una reacción no nuclear: “La masa total de las sustancias reaccionantes es siempre igual a la masa total de las sustancias resultantes”. PUREZA.- Los sustratos o materias primas utilizadas en laboratorio y especialmente en la industria no son totalmente puras, sino que contienen determinadas sustancias denominadas corrientemente impurezas. La relación matemática que se puede establecer para la pureza de una determinada sustancia es: (% ) pureza = Cantidad .sus tan cia. pura × 100% Cantidad .sustrato.total

RENDIMIENTO.- Toda reacción o proceso químico implica vencer determinados obstáculos para llegar satisfactoriamente a los productos deseados. Este aspecto lleva a establecer el concepto de Rendimiento y el mismo podemos definir como “la cantidad total de producto obtenido respecto de la cantidad teórica calculada”. Re n dim iento =

Cantidad . Re al .Obtenida × 100 % Cantidad .Teórica .Calculada

Ejemplo 10: Se prepara una aleación fundiendo juntos 10,6 lb de Bismuto, 6,4 lb de Plomo y 3,0 lb de Estaño. a) ¿Cuál es la composición porcentual de la aleación?, b) ¿Cuánto se requerirá de c/metal para preparar 70,0 g de aleación? C) ¿Qué peso de aleación se puede preparar a partir de 4,2 lb de Estaño?. Solución: a) Encontramos la masa total de la aleación y los valores porcentuales de c/elemento mtotal − aleac . = 10,6lb + 6,4lb + 3,0lb = 20lb

(% )Bi

=

10,6.lb.Bi 6,4.lb.Pb 3,0lb.Sn × 100%.aleac. = 53%; (% )Pb = × 100%.aleac. = 32%; (% )Sn = × 100%.aleac. = 15% 20.lb.aleac. 20.lb.aleac. 20.lb.aleac.

b) Trabajamos con los porcentajes de c/elemento m Bi =

53%.Bi 32%.Pb 15%.Sn × 70,0.g.aleac. = 37,1.g ; m Pb = × 70,0.g.aleac. = 22,4.g.; m Sn = × 70,0.g.aleac. = 10,5.g 100%.aleac. 100%.aleac. 100%.aleac.

c) Trabajamos con el porcentaje del Estaño

m Sn =

100%.aleac. × 4,2.lb.Sn = 28.lb 15%.Sn

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1er Semestre de Ingeniería Civil Universidad Autónoma del Beni

Ejemplo 11: La sal común, NaCl, puede ser electrolizada para producir Sodio y Cloro. La electrólisis de una solución acuosa produce hidróxido de Sodio, Hidrógeno y Cloro. Los dos últimos productos pueden ser combinados para formar Cloruro de Hidrógeno (HCL). ¿Cuántas libras de Sodio metálico y Cloro líquido se pueden obtener a partir de 1 tonelada de sal? alternativamente, ¿cuántas libras de NaOH y cuántas libras de Cloruro de Hidrógeno? Solución: Utilizamos los pesos atómicos del Na y del Cl, además del P.M. de la sal. Tomar en cuenta 1ton = 2000 lb m Na = m NaOH

22,989768.g.Na 35,4527.g.Cl × 2000.lb.NaCl = 786,7487047.lb;.mCl = × 2000.lb.NaCl = 1213,251295.lb 58,442468.g .NaCl 58,442468.g .NaCl 39,997108.g.NaOH 36,46064.g.HCl = × 786,7487.lb.Na = 1368,7686.lb;.m HCl = ×1213,2513.lb.Cl = 1247,7447.lb 22,989768.g.Na 35,4527.g.Cl

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O LEY DE PROUST.- Esta ley viene a ser un complemento fundamental a la ley de la conservación de la Masa y establece que en una reacción no nuclear: “Cuando dos o más sustancias se combinan siempre lo hacen en proporciones fijas, definidas e invariables, el excedente no pasa a formar parte de la reacción”. REACTIVO LÍMITE Y REACTIVO EN EXCESO.- Para una correcta aplicación de la ley de las Proporciones Definidas a las reacciones químicas, necesariamente debe recurrirse al concepto de reactivo límite y reactivo en exceso. Se define como reactivo límite “a toda sustancia que se consume por completo en una reacción química”, en cambio se define al reactivo en exceso o sobrante “a toda sustancia que no se consume por completo en una reacción química y la cantidad que sobra, permanece inalterables en el transcurso de la misma”. Ejemplo 12: Cuando se calienta el Cobre en exceso de azufre, se forma Cu 2 S. ¿Cuántos gramos de Cu 2 S se producirán si se calientan 100 g de Cobre con 50 g de Azufre Solución: Calculamos el reactivo límite y en exceso a partir de una reacción: 2Cu

+ S→

Cu2 S ⇒ ms =

32,066.g .S 2 × 63,546.g .Cu × 100.g .Cu = 25,230542.g.S ; mCu = × 50.g = 198,17252.g.Cu 2 × 63,546.g .Cu 32,066.g .S

El primer resultado nos indica que si se utilizan los 100 g de Cu sólo se necesitan 25,23 g de S, de los 50 g que se disponen. EL segundo resultado nos indica que si se utilizan los 50 g de S son necesarios 198,17 g de Cu, de los cuáles sólo se cuentan con 100 g, esto significa que no pueden ser utilizados los 50 g de S en forma completa. De todo esto concluimos que React. Límite = Cu = 100 g (entra en totalidad en la reacción); React. En Exceso= S = 50 g – 25,23 g = 24,77 g (sobra esta cantidad) La cantidad de Cu 2 S que se produce a partir del reactivo límite es m Cu 2 S =

159,158.g .Cu 2 S × 100.g .Cu = 125,2305417.g 2 × 63,546.g .Cu

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O LEY DE DALTON.- A través de estudios realizados en compuestos binarios oxigenados de un mismo elemento, Dalton establece esta Ley, que en forma concreta se puede definir de la siguiente manera: “Cuando dos elementos se combinan para formar varios compuestos, la masa de uno de ellos, permanece constante mientras que la masa del otro varía en proporciones múltiples de su masa mínima”. Esta Ley no tiene mayores aplicaciones, y su significado tiene más que todo un significado histórico. LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O LEY DE RICHTER.- Esta ley establece que: “Cuando dos o más elementos se combinan con la misma masa de un tercer elemento, considerado como patrón, sorprendentemente también pueden combinarse entre sí en la misma proporción o en proporciones múltiples de su masa mínima”. Esta ley es muy importante, debido a que las sustancias siempre se combinan en proporciones constantes y de equivalente a equivalente, especialmente en reacciones donde los productos obtenidos no pueden ser precisados con exactitud o se desconoce. LEY DE LOS VOLÚMENES GASEOSOS DE COMBINACIÓN.- Esta ley estudiada por Gay-Lussac establece que: “En las mismas condiciones de presión y temperatura, en una reacción en el estado gaseoso. Los volúmenes de las sustancias reaccionantes y productos se pueden expresar en términos de números enteros sencillos, proporcionales a sus coeficientes estequiométricos”. Esta ley nos permite realizar cálculos estequiométricos, para ello consideramos la relación de Mol a Mol y de Volumen a Volumen, tanto entre sustancias reaccionantes y productos, como entre ellos mismos. Por Ejemplo H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) → 1Vol

1Vol

2 HCl ( g ) 2Vol

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11

tema nº 1: estructura atómica balance y ESTEQUIOMETRÍA

1er Semestre de Ingeniería Civil Universidad Autónoma del Beni

General

P RACT I CA DE I NVE S T I GACI Ó N O R E S O L U C I Ó N NOMENCLATURA INORGANICA Grupos de 5 estudiantes como máximo

1.

Realizar los siguientes ejercicios.

Nº 1

Fecha de emisión: 24 de marzo 2008 Fecha de entrega: 31 de marzo de 2008

(Cada respuesta correcta tiene un valor de 0,45)

A) Formula los siguientes compuestos: 01.- óxido de sodio 02.- óxido cálcico 03.- anhídrido fosfórico 04.- anhídrido sulfúrico 05.- óxido de hierro (III) 06.- trióxido de dialuminio 07.- dióxido de azufre 08.- dióxido de carbono 09.- óxido de estaño (IV) 10.- anhídrido hipoarsenioso 11.- pentóxido de dibromo 12.- anhídrido antimónico 13.- oxido ferroso 14.- monóxido de níquel 15.- anhídrido perclórico 16.- óxido de zinc 17.- óxido de mercurio (I) 18.- trióxido de dioro 19.- óxido cobaltoso 20.- óxido crómico 21.- monóxido de dibromo 22.- óxido de plomo (II) 23.- trióxido de diiodo 24.- anhídrido iódico

25.- óxido de arsénico (V) 26.- pentóxido de diarsénico 27.- óxido de magnesio 28.- óxido de manganeso (III) 29.- óxido de antimonio (I) 30.- óxido de plata 31.- anhídrido hipocloroso 32.- óxido de amonio 33.- trióxido de selenio 34.- óxido platínico 35.- óxido cuproso 36.- pentóxido de difósforo 37.- óxido férrico 38.- monóxido de diarsénico 39.- óxido argéntico 40.- trióxido de dihierro 41.- anhídrido carbónico 42.- óxido de calcio 43.- dióxido de monoplatino 44.- óxido estannoso 45.- óxido de antimonio (V) 46.- óxido niqueloso 47.- anhídrido bromoso 48.- óxido cúprico

49.- óxido auroso 50.- heptóxido de dibromo 51.- monóxido de dimercurio 52.- anhídrido arsenioso 53.- anhídrido hipoiodoso 54.- óxido potásico 55.- óxido de rubidio 56.- óxido plumboso 57.- óxido cromoso 58.- monóxido de carbono 59.- anhídrido periódico 60.- óxido manganoso 61.- anhídrido selenioso 62.- óxido bárico 63.- monóxido de disodio 64.- óxido de cobre (I) 65.- dióxido de monoestaño 66.- anhídrido sulfuroso 67.- anhídrido hipofósforoso 68.- óxido de berilio 69.- monóxido de diarsénico 70.- monóxido de estaño

B) Nombrar los siguientes compuestos: 01.- Cl 2 O 3 02.- Na 2 O 03.- Cr 2 O 3 04.- I 2 O 05.- CuO 06.- Ag 2 O 07.- Br 2 O 3 08.- PtO 2

09.- SnO 10.- MnO 11.- Cl 2 O 7 12.- Au 2 O 13.- Hg 2 O 14.- CO 2 15.- As 2 O 16.- CaO

17.- (NH 4 ) 2 O 18.- Sb 2 O 3 19.- PbO 2 20.- Au 2 O 3 21.- CrO 22.- HgO 23.- P 2 O 5 24.- Cu 2 O

25.- CO 26.- PtO 27.- Ni 2 O 3 28.- I 2 O 5 29.- FeO 30.- Co 2 O 3

C) Formula los siguientes compuestos: 01.- bromuro potásico 02.- ioduro argéntico 03.- cloruro de magnesio 04.- sulfuro amónico 05.- cloruro de fósforo (V) 06.- pentasulfuro de diarsénico 07.- tribromuro de hierro 08.- cloruro sódico 09.- cloruro amónico 10.- sulfuro de estaño (II) 11.- ioduro platínico 12.- dibromuro de estroncio 13.- telururo crómico 14.- pentacloruro de antimonio 15.- sulfuro de cadmio 16.- tetracloruro de platino 17.- bromuro de nitrógeno (V)

18.- diioduro de cobre 19.- sulfuro de plata 20.- bromuro de antimonio (III) 21.- pentabromuro de antimonio 22.- ioduro magnésico 23.- sulfuro ferroso 24.- cloruro estánnico 25.- seleniuro sódico 26.- sulfuro de estaño(IV) 27.- cloruro manganoso 28.- fluoruro cálcico 29.- seleniuro niquélico 30.- trisulfuro de diníquel 31.- bromuro alumínico 32.- dicloruro de bario 33.- triseleniuro de dicobalto 34.- sulfuro de antimonio (I)

35.- cloruro férrico 36.- tricloruro de fósforo 37.- seleniuro manganoso 38.- bromuro cobáltico 39.- cloruro de cobre (II) 40.- bromuro de litio 41.- sulfuro platinoso 42.- cloruro de cesio 43.- ioduro mercúrico 44.- sulfuro bárico 45.- cloruro de manganeso (III) 46.- sulfuro de platino (IV) 47.- bromuro de cobre (I) 48.- fluoruro de magnesio 49.- cloruro de plomo (IV) 50.- trisulfuro de dicromo

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12

tema nº 1: estructura atómica balance y ESTEQUIOMETRÍA

1er Semestre de Ingeniería Civil Universidad Autónoma del Beni

General

D) Nombra los siguientes compuestos: 01.- BaO 2 02.- Ca(OH) 2 03.- H 2 S 04.- Fe(OH) 3 05.- HCl (aq) 06.- Mg(OH) 2 07.- Be(OH) 2 08.- H 2 Se (aq)

09.- Pt(OH) 4 10.- Ni(OH) 2 11.- SnH 2 12.- AlH 3 13.- FeH 3 14.- CoO 2 15.- NH 4 OH 16.- NaOH

17.- Na 2 O 2 18.- AsH 3 19.- HBr 20.- NH 3 21.- KOH 22.- Sn(OH) 2 23.- Li 2 O 2 24.- CH 4

25.- CaH 2 26.- Pb(OH) 4 27.- HBr (aq) 28.- ZnO 2 29.- Al(OH) 3 30.- H 2 O 2

E) Formula los siguientes compuestos 01.- ácido hipocloroso 02.- ácido cloroso 03.- ácido clórico 04.- ácido perclórico 05.- ácido hipobromoso 06.- ácido bromoso 07.- ácido brómico 08.- ácido perbrómico 09.- ácido hipoiodoso 10.- ácido iodoso 11.- ácido iódico 12.- ácido metaperiódico 13.- ácido ortoperiódico 14.- ácido hiposulfuroso 15.- ácido sulfúrico 16.- ácido telúrico 17.- ácido selenioso

18.- ácido nitroso 19.- ácido metasilícico 20.- ácido metafosforoso 21.- ácido pirofosforoso 22.- ácido ortoantimonioso 23.- ácido fosfórico 24.- ácido pirosulfúrico 25.- ácido metahipoarsenioso 26.- ácido mangánico 27.- ácido permangánico 28.- ácido crómico 29.- ácido dicrómico 30.- ácido disulfuroso 31.- ácido disulfúrico 32.- ácido tiosulfúrico 33.- ácido ditiónico 34.- ácido ditionoso

P RACT I CA DE I NVE S T I GACI Ó N Grupos de 5 estudiantes como máximo

35.- ácido permonosulfúrico 36.- ácido perdisulfúrico 37.- ácido nítrico 38.- ácido tetratiónico 39.- ácido sulfuroso 40.- ácido teluroso 41.- ácido ortotelúrico 42.- ácido selénico 43.- ácido carbónico 44.- ácido ortosilícico 45.- ácido ortoarsénico 46.- ácido piroarsénico 47.- ácido metaantimónico 48.- ácido arsenioso 49.- ácido pirosulfuroso 50.- ácido ortohipofosforoso

O R E S O L U C I Ó N

Fecha de emisión: 26 de marzo 2008

Nº 2

Fecha de entrega: 2 de abril de 2008

Cada respuesta correcta tiene un valor aproximado de 6,7 %

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15.

¿Cómo esta constituida la materia? ¿Qué son el fotón, mesón, gravitón y boson? ¿Cuáles son los postulados de Dalton? ¿Cómo se demostró que el átomo no era invisble? ¿En que consistió el experimento de Rutherford y que postuló este? ¿Para que nos sirven los números quánticos? ¿Cuáles son y como son sus características? ¿En que consiste el principio de exclusión de Pauli? ¿En que consiste la regla de Aufbau? Indicar las reglas de Bohr y Bury ¿En que consiste la teoría de valencia de Lewis y la teoría de los Orbitales Moleculares? ¿Qué diferencia existe entre grupo y período de elementos de la Tabla Periódica? ¿A que se debe la gran estabilidad de los gases nobles?¿Porque se encuentran al final de un periodo? ¿Qué importancia tiene la clasificación periódica? Enuncie la ley Periódica. ¿Qué diferencia existe entre la Ley periódica moderna y la enunciada por Mendelejeff? ¿Cómo varían las propiedades periódicas en los grupos y los periódos? Escojan un grupo de elementos y describan sus características y propiedades.

P RACT I CA DE I NVE S T I GACI Ó N Grupos de 5 estudiantes como máximo

O R E S O L U C I Ó N

Fecha de emisión: 2 abril de 2008

Nº 3

Fecha de entrega: 14 de abril de 2008

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS (cada respuesta correcta tiene un valor aproximado de 8,3%)

Balancear las siguientes ecuaciones por el método del número de oxidación 1. Fe 2 O 3 + KNO 3 + KOH

→ K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2 O 2. KIO 3 + KI + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + I 2 + H 2 O 3. KI + KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + I 2 + H 2 O

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13

tema nº 1: estructura atómica balance y ESTEQUIOMETRÍA

1er Semestre de Ingeniería Civil Universidad Autónoma del Beni

General

Balancear las siguientes ecuaciones por el método Electrón-Valencia 4 KNCS + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + CO 2 + NO 2 + K 2 SO 4 + H 2 O 5. FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O 6. PbSO4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Pb(SO 4 ) 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O Balancear las siguientes ecuaciones por el método Ión-Electrón 7. H2O2 + KMnO4 + HNO3 → Mn( NO3 )2 + KNO3 + O2 + H2O

8. KMnO4 + KSCN + HCl → MnCl2 + K2 SO4 + CO2 + N2 + KCl + H2O 9. Cr 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 CO 3 + KNO 3

→ Na 2 CrO 4 + KNO 2 + Na 2 SO 4 + CO 2

Balancear las siguientes ecuaciones por el método Matemático 10. Zn + HNO 3 → Zn ( NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

11 H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + CO 2 + H 2 O 12. Cu(NH 3 ) 4 Cl 2 + NaCN + H 2 O

→ NH 3 + NH 4 Cl + Na 2 Cu(CN) 3 + NaCNO + NaCl

P RACT I CA DE I NVE S T I GACI Ó N Grupos de 5 estudiantes como máximo

O R E S O L U C I Ó N

Nº 4

Fecha de emisión: 15 de abril 2008 Fecha de entrega: 29 abril de 2008 (parcial)

(1-7 cada respuesta correcta tiene un valor de 6%, 8-12 de 11,6%) 1.

2.

Mediante el análisis de una muestra de trihidroxifosfato de Mn(III) Mn 2 (OH) 3 (PO 4 ) se ha determinado que este compuesto contiene 240 g de manganeso. Calcular: a) el número de moles y moléculas de la sal básica, b) el número de át-g y átomos de fósforo y c) el número de R. a) 1,3154 x 1024 molec. b) 1,3154 x 1024 at. c) 3,946 x 10 24 molec. moles y moléculas del ion oxhidrilo. En una muestra de pentaammincobalto (II) (Co(NH 3 ) 5 )Br 2 , existen 6.7562 mol de átomos (mol-at) de bromo. Calcular: a) el numero de moles y moléculas de la sal compleja; b) la masa y el numero de moles del ligando ammin y c) el número de átomos de cobalto. .

3.

R. a) 2,0343 x 1024 molec. b) 16,8905 moles c) 2,0343 x 1024 át.

a) ¿Cuántos moles de Ba y Cl están contenidos en 107 g de Ba(ClO 3 ) 2 H 2 O? b) ¿Cuántas moléculas de agua de hidratación están en esa R. a) 0,3320464 moles, 0,664092 moles b) 1,999629 x 1023 molec. misma cantidad? 4. En la composición del abono mineral llamado AMOFOS entran el dihidrofosfato de amonio NH 4 H 2 PO 4 (fosfato diácido de amonio) y el hidrofosfato de amonio, (NH 4 ) 2 HPO 4 (fosfato ácido de amonio). Calcular: a) el porcentaje de N y P en ambos compuestos, b) el porcentaje de amonio en el abono y c) el porcentaje de hidrógeno que queda sin sustituir en cada compuesto. 5. Una muestra de 1,500 g de un compuesto que sólo contiene C, H y O se quemó completamente. Los únicos productos de combustión fueron 1,738 g de CO 2 y 0,711 g de agua. ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular del compuesto si su peso molecular es 76,05196?. R. Calcular primero los porcentajes de C, H y O

6.

7. 8.

Considere la combustión del alcohol amílico : C 5 H 11 OH + O 2 CO 2 + H 2 O a) ¿Cuántos moles de oxígeno se necesitan para la combustión de 1 mol de alcohol amílico? b) ¿Cuántos moles de agua se forman por cada mol de oxigeno consumido? c) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se producen por cada mol de alcohol amílico quemado? d) ¿Cuántos gramos de dioxido de carbono se producen por cada gramo de alcohol amílico quemado? e) ¿Cuántas toneladas de dioxido R. a) 7,5 b) 0,8 c) 220,049 d) 2,4963 e) 2,4963 de carbono se producen por cada tonelada de alcohol amílico quemado? Una muestra impura de 50 g de Zn reacciona con exactamente 129 cm3 de ácido clorhídrico que tiene una densidad de 1,18 g/cm3 y contiene 35% de HCl en masa. ¿Cuál es el porcentaje de Zn metálico en la muestra? Suponga que la impureza es inerte frente al HCl. La R. 95,5491% reacción que se produce es: Zn + HCl ZnCl 2 + H 2 La reducción de Cr 2 O 3 con Al ocurre en forma cuantitativa durante la ignición de una mezcla adecuada, siendo la reacción: Al 2 O 3 + Cr , a) ¿Cuánto cromo metálico puede producirse al llevar a la temperatura de reacción una mezcla de 5 kg Al + Cr 2 O 3 R. a) de Al y 20 kg de Cr 2 O 3 ? b) ¿Qué reactivo queda cuando se termina la reacción y cuánto? 9,635 kg b) ¿?

Una mezcla de 1 ton de CS 2 y 2 ton de Cl 2 se pasan a través de un tubo de reacción caliente, en donde ocurre la reacción sgte: CCl 4 + S 2 Cl 2 . a) ¿Cuánto CCl 4 puede prepararse mediante la reacción total de la materia prima limitante? CS 2 + Cl 2 R. a) 1,44626 ton b) ¿? b) ¿Cuál de las materias está en exceso, y que cantidad de ella permanece sin reaccionar? 10. La séte. Reacción se lleva a cabo hasta que se consume toda la sustancia limitante: Al + MnO Al 2 O 3 + Mn Se calentó una mezcla que contenía 100 g de Al y 200 g de MnO para iniciar la reacción. ¿Cuál de las sustancias iniciales quedó en exceso, y que cantidad de ella quedó? R. 49,286 g en exceso 11. Se hacen reaccionar 500 g de sulfato ferroso con 800 g de dicromato de potasio en presencia de ácido sulfúrico, para obtener sulfato férrico, sulfato crómico, sulfato de potasio y agua. Calcular: a) la cantidad máxima de sulfato crómico que se puede obtener; b) el número de moléculas de sulfato de potasio; c) el número de átomos de azufre en el sulfato férrico; d) el volumen de ácido sulfúrico, de densidad 1,827 g/cm3 y 92,77% en peso de ácido, que se necesita para hacer reaccionar con sulfato ferroso y dicromato de potasio. 9.

R. a) 315,14 g b) 3,3034 x 10 23 molec. c) 2,97 x 1024 at. d) 222,208 cm3.

12. Se hacen reaccionar 500 g de dicromato de potasio con 1,5 L de ácido sulfúrico (densidad 1,835 g/cm3 y 93,2% en peso de ácido), en presencia de cloruro de sodio. Calcular: a) el número de moléculas de sulfato de potasio; b) el número de moles de sulfato crómico, cloro gas y agua que se obtienen; c) el numero de átomos de azufre en el sulfato de sodio, d) la cantidad de sal común que se necesita para que reacciones con el dicromato de potasio y el ácido sulfúrico. R. a) 1,023 x 1024 molec. b) 1, 699; 5,0988; 11,897 c) 3,071 x 1024 at. d) 595,775

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