La Estequiometria

Química. Leyes gravimétricas. Principio de Avogadro. Molaridad. Oxidación. Reactivo. Reacciones. Fórmula molecular. Dalton. Rendimiento

  • Enviado por: Antonio Llorente
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 26 páginas
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Tema 4

Estequiometría

Indice

4.1 PAGS

a) Antecedentes estequiométricos 1-2

b) Leyes gravimétricas 2-3

c)Principio de Avogadro 3-5

d) Cálculo de la composición porcentual de un compuesto 5-6

químico

e) Determinación de fórmula molecular 7

f) Expresiones de concentración Molaridad, 7-9

Normalidad, Molalidad, Fracción molar,

Porcentajes Masa en Masa, Masa en volumen,

Volumen en Volumen.

g) Reacciones Acido Base, Oxidación Reducción. 9-13

h)Reactivo Limitante, Reactivo en exceso

4.2

  • Cálculos estequiométricos 13

  • PROBLEMAS 18-23

  • Reacciones en Disolución, en combustión y

  • otras de interés industrial

  • Titulaciones acido-base, oxidación y reducción

  • Reactivo limitante y reactivo en exceso

  • Rendimiento de una Reacción

  • 4.3

  • La fase gaseosa

  • Ecuación del gas ideal

  • Ley de las presiones parciales de Dalton

  • Bibliografía 24

    4.1

  • Antecedentes estequiométricos:

  • En la cinética química que estudia las velocidades de los procesos químicos siendo función la concentración de las especies que reaccionan, los productos de reacción, catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios disolventes, variables como temperatura, presión que pueden afectar a la velocidad de una reacción. La cinética química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que influyen la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción. La mayoría de las reacciones implican una serie de procesos etapa a etapa, cuya suma corresponde a la Estequiometría en la que se combinan los reactivos y se forman los productos. Sin embargo, sólo una de ellas es generalmente la etapa determinante de la velocidad (generalmente en la formación de productos), mucho más rápidas que otras.

    El Fisicoquimico puede deducir el mecanismo de una reacción determinando la naturaleza de la Constante De Reacción o de Equilibrio(K), a partir del análisis matemático de la cinética de la reacción, e investigando cómo afectan las condiciones de reacción a esta etapa (por ejemplo el disolvente, otras especies y la temperatura), o cómo esas condiciones generan otros procesos en la reacción o variar su velocidad .

    Una vez analizados los diversos tipos de reacciones se pueden estudiar los aspectos cuantitativos de las reacciones químicas, (la cantidad en las que estas reacciones forman productos)

    Las relaciones ponderales (o de masa) entre reactivos y productos en una reacción química representan la Estequiometría de la reacción. Para interpretar una reacción cuantitativamente, se requiera aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol.

    Este se basa en el hecho de que los coeficientes estequiométricos en una ecuación química se pueden interpretar con el número de moles de cada sustancia.

    b) LEYES GRAVIMÉTRICAS

    Fundamentos del análisis gravimétrico

    En análisis gavimétrico, la determinación de sustancia en una muestra es determinada indirectamente por medición de una solución de peso conocido o previamente determinado, requerido para reaccionar con otra sustancia químicamente.

    El proceso trae consigo una medición de volumen de la solución (concentración conocida) dentro del la reacción con la sustancia a determinar. Este tipo de determinación se denomina titulación ,que proviene de los métodos denominados como GRAVIMETRICOS. Algunas veces estos métodos también son llamados "volumétricos", por la referencia a las cantidades de volumen utilizadas para su determinación.

    Estos métodos deben de llenar algunos requisitos:

    1) Debe ser la solución titulante determinada de antemano y ser un "patron primario" o solución estándar.

    2) deberá estar la reacción a desarrollar bien definida con aterioridad.

    3) la reacción debe ser rápida al llevarla a cabo

    4) la reacción deberá ser completa (cantidades equivalentes) o estequiométricas

    5) deberá de haber o tener a la mano sustancias "indicadoras" para marcar el punto final de la titulación

    La determinación de la sustancia primaria o patron primario, puede obtenerse prácticamente mediante tablas de reactivos que cumplen con estas normas, y deberán de utilizarse en soluciones que son exactamente 001000 N (normal)

    La determinación del fin de la titulación puede determinarse mediante el auxilio de indicadores, (sustancias químicas), los cuales cambiaran sus propiedades al momento de existir un exceso de algún producto o consumo de este. Existen dos métodos:

    El visual que consiste en un cambio en la coloración del indicador, con las sustancias a reaccionar.

    El instrumental, que consta de aparatos que indican las diversas etapas y el punto final, así como el de equilibrio en una titulación.

    TIPOS DE REACCION

    Existen un sin numero de reacciones en el área de criterio para las aplicaciones del análisis gravimétrico, pero dentro de las principales podemos mencionar las siguientes:

    Reacciones acido-base (neutralización)

    Reacciones de complejación y precipitación (formación de iones complejos y precipitados)

    Reacciones de oxido-reduccion (reacciones de reducción)

    c) PRINCIPIO DE AVOGADRO

    Ley de, Avogadro ley fundamental en química que establece que bajo idénticas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas. Esta ley fue enunciada por primera vez como hipótesis por el físico italiano Amedeo Avogadro en 1811. Los químicos y físicos italianos continuaron desarrollando esta hipótesis, y en la década de 1850, gracias a los esfuerzos del químico italiano Stanislao Cannizzaro, la ley de Avogadro llegó a aceptarse universalmente.

    Número de Avogadro, también llamado constante de Avogadro, Es el número de moléculas de un mol de cualquier sustancia, representado por el símbolo NA o L. Ha sido establecido en 6,0221367 × 1023, según los distintos métodos utilizados entre los químicos físicos.

    Su nombre se debe al físico italiano Amedeo Avogadro, quien en 1811 estableció que volúmenes iguales de gases, a temperatura y presión equivalentes, contienen un mismo número de moléculas. Este enunciado recibió el nombre de ley de Avogadro. Fue una teoría importante en el desarrollo de la química, aunque el número en concreto no pudo calcularse hasta finales del siglo XIX, cuando se extendió el concepto para incluir no sólo los gases sino todos los productos químicos. Aunque las consideraciones sobre el volumen no son aplicables a líquidos y sólidos, el número de Avogadro es válido para todas las sustancias, independientemente de su estado.

    De las Leyes de Boyle-Mariotte y de Charles y Gay-Lussac

    La Estequiometria

    Robert Boyle descubrió que, a temperatura constante, el volumen de un gas varía inversamente a su presión; esta ley de los gases fue establecida también por Edme Mariotte quince años después. Unos cien años más tarde, un físico francés, Jacques Alexandre Charles, observó que el volumen de un gas varía proporcionalmente a su temperatura si la presión se mantiene constante; en 1802 Louis Joseph Gay-Lussac enunció también esta ley de dilatación de los gases.

    Ilustración de Microsoft

    d) Cálculo de la composición porcentual de un compuesto químico

    La composición de un compuesto se expresa de modo conveniente como composición porcentual en peso, que es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. Se obtiene dividiendo la masa de cada elemento contenida en un mol del compuesto. Entre la masa molar del compuesto y multiplicando por 100%

    Ejemplo:

    1.- El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, dentífricos y bebidas gaseosas. Calcúlese la composición porcentual en masa de H,P, y O en este compuesto.

    La masa molar del H3PO4 esta dada por

    3(1.008g) + 30.97g + 4(16g)= 97.99 g

    La composición porcentual es:

    %H=

    %P=

    %O=

    Pero este proceso también se puede realizar de forma inversa, es decir; si tenemos el porcentaje que existe de cada elemento en la molécula analizada podremos obtener la fórmula empírica de la molécula.

    Ejemplo:

    La vitamina C cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado común. Se compone de 40.92% de carbono C, 4.58% de hidrogeno H y 54.50% de oxígeno O en masa. Determinar la formula empírica.

    Debido a que la suma de los porcentajes de la vitamina C suma 100% es conveniente resolver el problema para 100g de sustancia por que así podemos afirmar que existen

    40.92gr de Carbono

    4.58 gr de Hidrogeno

    54.50gr de Oxígeno

    Ahora necesitamos calcular el número de moles de cada elemento presente así que nc, nh y no serán nuestras incógnitas a resolver.

    nc=

    nh=

    no=

    e)Determinación de fórmula molecular

    Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento en una molécula. El tiempo mas simple de molécula que tiene dos átomos se llama molécula diatómica. Entre los elementos que existen como moléculas diabólicas en condiciones atmosféricas se incluyen hidrógeno (H2), nitrógeno (N2) y oxígeno (O2),

    Moléculas comunes

    Las moléculas están formadas por combinaciones específicas de átomos. Las sustancias comunes pueden dividirse teóricamente en moléculas simples, como aquí se representa, pero no se pueden dividir más sin alterar su naturaleza. Como en una receta en la que los átomos son los ingredientes, cada molécula tiene una fórmula química. Si se quita o cambia un ingrediente, la molécula resultante será completamente diferente.

    f) Expresiones de concentración Molaridad, Normalidad, Molalidad, Fracción molar, porcentajes Masa en Masa, masa en volumen, volumen en volumen.

    Molaridad (M):

    Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y Molaridad (M). Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.

    La Molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto. Por ejemplo, para conocer la Molaridad de una disolución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de disolución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 molar).

    Molalidad(m):

    La molalidad se define como el número de moles de soluto disueltos en 1kg de disolvente esto quiere decir:

    Molalidad= Moles de soluto

    masa de disolvente (Kg)

    Por ejemplo para preparar una disolución acuosa 1 molal o 1m de sulfato de sodio (Na2SO4) es necesario disolver 1 mol(142.0g) de la sustancia en 1000g de agua. Dependiendo de la naturaleza de la interacción soluto disolvente, el volumen final de la disolución será mayor o menor de 1000ml. También es posible, aunque muy improbable que el volumen final sea de 1000ml

    Cabe hacer la aclaración que para expresar Molaridad se utiliza (M) y para expresar Molalidad se utiliza (m)

    Fracción Molar: Es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de un componente con el numero de moles de todos los componentes presentes. Siempre es menor que 1, excepto cuando A es el único componente presente. En ese caso nb=0 y Xa=nA/na=1. Cabe mencionar que la suma de las fracciones molares debe ser igual a 1 por ejemplo:

    XA + XB = na /(nA+nB) + nB/( nA+nB) = 1

    Porcentajes Masa en Masa, Masa en volumen, volumen en volumen

    El porcentaje en masa o peso porcentual esta definido como

    % en masa del soluto=

    (masa del soluto / (masa del soluto + masa disolvente) ) x 100%

    por ejemplo:

    el porcentaje de masa en el KCl = (0.892g / (.892g + 54.6g) ) x100%

    lo que nos da como resultado 1.61%

  • Reacciones Acido Base, Oxidación Reducción

  • Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:

    H2SO4 + 2NaOHð2H2O + Na2SO4

    Primeras teorías

    Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

    H+ + OH-ðH2O

    La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

    Teoría de Brønsted-Lowry

    Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

    NH3 + baseðNH2- + base + H+

    El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)

    Ácido (1) + Base (2)ðÁcido (2) + Base (1)

    se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

    HCl + H2OðH3O+ + Cl-

    En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

    Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

    HF + H2OðH3O+ + F-

    Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:

    HCl + H2OðH3O+ + Cl-

    El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

    NH3 + H2OðNH4+ + OH-

    Medida de la fuerza de ácidos o bases

    La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa:

    pH = -log [H3O+]

    pOH = -log [OH-]

    El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.

    El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:

    H3N: + BF3ðH3N-BF3

    4.2

  • Cálculos estequiométricos

  • Reacciones en Disolución, en combustión y otras de interés industrial

  • Titulaciones ácido base oxidación y reducción (este tema ya fue tratado en el punto anterior)

  • Reactivo limitante y reactivo en exceso

  • Rendimiento de una reacción

  • ******PROBLEMAS***********

    ACLARACIONES: Con la resolución de estos problemas intento mostrar mas gráficamente los incisos del tema 4.2. y el inciso b se muestra al final de los problemas

    PTN significa "presión y temperatura normales"(P = 1 atm,T = 273 K)

    En todos los problemas de puede considerarse aplicable la ecuación general de los gases : pV = nRT , donde n es el número de moles

    --------------------------------------------------------------------------------

    1)La siguiente reacción tiene un rendimiento del 90 % (respecto al cloruro de zinc) :

    Zn (s) + 2 HCl (g) ® ZnCl2 (s) + H2 (g) T = 700 ºC

    a) si se parte de 26 g de zinc y 14.7 L de HCl (medidos a 25 ºC y 760 mmHg), calcule la masa de cloruro de zinc obtenida

    a) 36.8 g de ZnCl2

    b) si se obtienen 5.0 L de hidrógeno (medidos a PTN), calcule el rendimiento de la reacción respecto a este gas

    R = 73.3 %

    c) calcule el exceso que ha utilizado, en moles y en porcentaje

    DATOS: R = 0.082 L atm / K mol 760 mmHg = 1 atm

    Sustancia Zn HCl ZnCl2 H2

    PF 65.37 36.5 136.37 2

    R= se utilizó un exceso de 0.1 mol de Zn. Porcentaje en exceso = 33.3

    2)Cuando se pasa una corriente de oxígeno sobre metano (g), a una temperatura de 100 ºC, se obtiene dióxido de carbono (g) y agua líquida.

    CH4 (g) + 2 O2 (g) ® CO2 (g) + 2 H2O (l)

    a) en un experimento se parte de 5.6 g de metano y se hacen pasar 30.6 litros de O2 medidos a 1 atm y 100 ºC. Calcular el volumen de CO2 (medido en iguales condiciones) que se obtendría si la reacción fuese cuantitativa (R = 100 %).

    V = 10.7 L de CH4

    b) calcule el volumen de dióxido a obtener si se trabaja en las mismas condiciones de la parte a) pero con un metano de pureza del 80 %

    V = 8.6 L de CH4

    c) calcule el porcentaje de exceso de oxígeno que se emplea en la parte b)

    Exceso = 78.6%

    d) el dióxido producido en (b) se recoge y se mide a 1 atm y 100 ºC y ocupa un volumen de 7 L. Calcule el rendimiento de la reacción respecto al dióxido de carbono.

    R = 82%

    e) ¿puede calcular el rendimiento de la reacción respecto al agua con la información que

    posee? ¿Qué otra necesitaría?

    R= no, necesitaría conocer la cantidad de agua producida

    f) se desea obtener 15 L de CO2 (p = 1 atm, T = 100 °C). Calcule la cantidad de metano de pureza = 80 % necesaria para producirlos. Verifique si la cantidad de oxígeno utilizada en la parte a) es suficiente para tal obtención. Suponga que el rendimiento es el mismo que el que calculó en la parte d).

    DATOS: R = 0.082 L atm / K mol

    Sustancia CH4 O2 CO2 H2O

    PF 16 32 44 18

    R=12 g de CH4. El oxígeno de la parte

    a) no es suficiente

    3)El NaHCO3 reacciona a alta temperatura según:

    2NaHCO3 (s) ® Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) R = 100 %

    a)¿Qué cantidad de NaHCO3 92% de pureza será necesario para producir 5g de Na2CO3?

    b)¿Qué volumen de CO2 a PTN se producirá si el rendimiento para este producto es también del 100 %?

    DATOS:

    Sustancia NaHCO3 Na2CO3 CO2 H2O

    PF 84 106 44 18

  • 8.6 g de NaHCO3

  • b) V = 1.1 L de CO2

    4)Cuando se pasa vapor de agua sobre hierro metálico caliente se produce H2 (g) y un óxido de hierro, el Fe3O4

    3 Fe (s) + 4 H2O (g) ® Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)

    a) En un experimento se parte de 10 g de Fe metal (caliente) y se hacen pasar 13 litros de H2O (g) medidos a 1 atm y 150°C. Calcular la masa del óxido que se obtendría si:

    i) la reacción fuese cuantitativa.

    ii)el rendimiento de la reacción fuese 85%.

    iii)el hierro tuviera una pureza del 90% (reacción cuantitativa).

    b) Calcular el porcentaje de exceso de agua gaseosa que se emplea en la parte i).

    DATOS:

    Sustancia Fe Fe3O4 H2 H2O

    PF 55.8 231.4 2 18

    a) i) 13.9 g de Fe3O4

    ii) 11.8 g de Fe3O4

    iii) 12.5 g de Fe3O4

    b) Exceso = 54%

    5)Una muestra de 0.712g de CaC2 reacciona con suficiente H2O liberando acetileno gaseoso (C2H2 ).

    CaC2 (s)+ H2O (l) ® Ca(OH)2 (ac) + C2H2 (g) R=100%

    El gas se recoge sobre H2O a 15ºC y 748mmHg. El volumen medido es de 195 mL. Hallar la pureza del CaC2.

    DATOS:

    presión de vapor de agua, pv (H2O), 15ºC = 20.1mmHg

    PF CaC2 = 64

    Pureza = 71.8 %

    6)Cuando se hace reaccionar a alta temperatura 300g de Al2O3·2H2O con 400g de Na2CO3, se obtienen 15.8 L de CO2(g) medidos a 1 atm y 25 °C.

    Al2O3·2H2O (s) + Na2CO3 (s) ® 2 NaAlO2 (s) + 2H2O (g) + CO2 (g)

    a)¿Qué masa de NaAlO2 se obtendrá en las mismas condiciones si se parte de 500g de Al2O3·2H2O 80% de pureza y 400g de Na2CO3? Considere que el rendimiento para NaAlO2 y CO2 es el mismo.

    b) ¿Cuál de los reactivos está en exceso en a) y en que proporción?

    DATOS:

    Sustancia Al2O3·2H2O Na2CO3 NaAlO2 H2O CO2

    PF 138 106 82 18 44

    a) m = 142.7 g de NaAlO2

    b) El Na2CO3 está en exceso. Exceso = 30%

    7) Se desea hallar el peso atómico del estaño. Para ello se determinó que el contenido de este metal en 3.7692g de SnCl4 era de 1.7170g. ¿Cuál es el valor del peso atómico del estaño resultante de este experimento?

    DATO:

    PA (Cl) = 35.453

    PASn = 118.66

    8) Un cierto metal reacciona con un exceso de HI, según la reacción:

    M (s) + 2HI(ac) ® MI2 (ac)+ H2 (g)

    Una toma de 0.327g de metal produjo un desprendimiento de 117.5mL de H2 a 15ºC y 765 mmHg. Calcular el peso atómico del metal.

    PA = 65.4

    9)Calcule la composición porcentual:

    a) del éter (C2H5)2O

    b) del fosfato de calcio Ca3(PO4)2

    DATOS:

    Sustancia H O C Ca P

    PA 1 15.999 12.011 40.08 30.973

    a) C = 64.89% O = 21.61% H = 13.50%

    b) Ca = 38.77% P = 19.97% O = 41.26%

    10) Sabemos que un compuesto determinado puede responder a una de las siguientes fórmulas:

    I) C3H5Cl3

    II) C3H6Cl2

    III) C3H7Cl

    Se descompone una muestra de dicho compuesto que pesa 0.1582g y se precipita todo el cloruro como AgCl, obteniéndose 0.4016g.

    a) ¿Cuál es el porcentaje de Cl en el compuesto?

    b) ¿Cuál es la fórmula del compuesto?

    DATOS:

    Sustancia AgCl Cl C H

    PF 143.323 35.453 12.011 1

    a) % Cl = 62.77

  • La fórmula del compuesto es C3H6Cl2

  • 11) ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto cuyo análisis elemental da el siguiente resultado?

    S : 18.4 %

    K : 44.9%

    O : 36.7 %

    DATOS:

    Sustancia S K O

    PA 31.064 39.102 15.999

    R=K2SO4

    12) Se desea determinar la fórmula de un óxido de Fe. Para ello se toman 4.63g del óxido y se lo hace reaccionar con oxígeno para dar Fe2O3 . Mediante este proceso el peso aumenta un 3.4%. ¿Cuál es la fórmula del óxido?

    DATOS:

    Sustancia Fe Fe2O3 O

    PF 55.8 159.691 15.999

    R= Fe3O4

    13) 0.1232g de una sustancia vaporizada ocupan 100 mL a PTN. El compuesto tiene la composición: 85.71% de C y 14.29% de H. Hallar:

    a) peso molecular

    b) fórmula empírica

    c) fórmula molecular

    DATOS:

    Sustancia C H

    PA 12.011 1

    a) PM = 27.6

    b) CH2

    c) C2H4

    14)Una muestra de 5.45 g de KClO3 puro se descompone parcialmente en KCl y O2 según:

    2KClO3 (s) ® 2KCl (s) + 3O2 (g)(1)

    obteniéndose 1.2 L de O2 a PTN. El resto se descompone de acuerdo a la reacción:

    4KClO3 (s) ® 3KClO4 (s)+ KCl (s) (2)

    a) ¿ Qué porcentaje de KClO3 se descompuso según la reacción (2)?

    b) ¿Cuántos gramos de KClO4 se obtuvieron?

    DATOS:

    Sustancia KClO3 KClO4 KCl

    PF 122.55 138.55 74.55

    a) 19.8%

    b) 0.914 g de KClO4

    b) Reacciones en Disolución

    Disoluciones, en química, mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de disolvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, como ocurre en la atmósfera, son disoluciones. Las disoluciones verdaderas se diferencian de las disoluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del disolvente. Observadas a través del microscopio, las disoluciones aparecen homogéneas y el soluto no puede separarse por filtración. Las sales, ácidos y bases se ionizan al disolverse en agua (véase Ácidos y bases; Ionización).

    Algunos metales son solubles en otros en estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en dicha mezcla los dos metales pueden solidificar en cualquier proporción, se trata de una disolución sólida.

    Solubilidad

    Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una disolución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la disolución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la disolución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del disolvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en disoluciones cuyas moléculas tienen una estructura similar a las del disolvente. Por ejemplo, el etanol (C2H5OH) y el agua (HOH) tienen moléculas de estructura similar y son muy solubles entre sí.

    Propiedades físicas de las disoluciones

    Cuando se añade un soluto a un disolvente, se alteran algunas propiedades físicas del disolvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto), como el 1,2-etanodiol (HOCH2CH2OH). Por otra parte, al añadir un soluto se rebaja la presión de vapor del disolvente.

    Otra propiedad destacable de una disolución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos disoluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del disolvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del disolvente pasarán de la disolución menos concentrada a la disolución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida (véase Ósmosis).

    4.3

    a) La fase gaseosa

    b) Ecuación del gas ideal (este tema fue mostrado en el tema 4.2)

  • Ley de las presiones parciales de Dalton (este punto también fue mostrado con anterioridad en el tema 4.2)

  • Bibliografía:

    Química Raymond Chang 4ª edición Mc Graw Hill México D.F.

    Enciclopedia Encarta 1ª Microsoft México

    Física Paul E. Tippens Mc Graw Hill México D.F.

    Alguna otra información fue obtenida de Internet en los sites

    Red Latinoamericana de Química http://chem.cinvestav.mx

    Estequiometría http://cdcc-gwy.cdcc.sc.usp.br/quimica/estequi.html

    Biblioteca del Instituto de Química de Araraquara http://www.biblioteca.iq.unesp.br

    Química General http://164.73.160.1/~inorgani

    Química Inorgánica http://164.73.160.1/~inorgani/general.htm

    Universidad Nacional

    Autónoma de México

    Facultad de Ingeniería

    Química

    Tema 4

    Estequiometría

    "Química física", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 98 © 1993-1997 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

    "Avogadro, Ley de", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 98 © 1993-1997 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

    "Avogadro, Número de", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 98 © 1993-1997 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

    "Leyes de Boyle-Mariotte y de Charles y Gay-Lussac", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 98 © 1993-1997 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

    "Disoluciones", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 98 © 1993-1997 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.