1- CONCEPTOS FUNDAMENTALES DE ESTEQUIOMETRIA

1.1- Estequiometria: Del griego , (stoicheion), letra o elemento básico constitutivo y  (métron), medida. Hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se puede definir como: "la parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas".

1.2- Pesos atómicos y moleculares: Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas. La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.

La escala de masa atómica: Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes. Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno. Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O. Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno. De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16. Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.

Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños. Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono (masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15,995 uma. Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos

y al revés: 1 gramo = 6,02214 x 1023 uma

1.3- Masa atómica promedio: Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos. Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo. Ejemplo: El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C.

Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será: (0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma. La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se dan en las tablas periódicas.

1.3.1- Masa atómica: De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.

Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma. Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C.

Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C. Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.

Nótese: que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de un mol de esos mismos átomos en gramos (g). La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).

1.4- Peso molecular y peso fórmula: El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química

Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:

[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma

Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.

Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.

Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos.

Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6. Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:

[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma

Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es:

23,0 uma + 35,5 uma = 58,5 uma

1.5- Elemento: Es una sustancia compuesta por átomos de una sola clase; todos los átomos poseen el mismo número atómico Z.

1.6- Isótopos: Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas masas son diferentes.

1.7- Ión: Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.

1.8- Número atómico (Z): De un elemento es el número de protones que contiene el núcleo de un átomo del elemento; este número es igual al de electrones que rodean al núcleo en el átomo neutro.

1.9- Número másico (número de nucleones): Es la suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo.

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

Su nombre se debe al físico italiano Amadeo 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.

2.1- Peso de un átomo: El peso de un átomo matemáticamente se define como:

(ec.1)

1- Calcular el peso de un átomo de Sodio (Na) cuyo peso atómico es 23 g/mol.

2.2- Peso de un Molécula: El peso de una molécula, matemáticamente se define como:

(ec.2)

1- Calcular el peso de una molécula de agua (H2O) cuyo peso molecular es 18 g/mol.

3- El Mol: Es la unidad química que mide la cantidad de sustancia química de un compuesto. O es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro de partícula, sus unidades son g/mol y su ecuación matemática es:

(ec.3); Donde:

n= Número de moles

g = gramos

PA o PM = Peso atómico o Peso molecular

ELEMENTOS: 1 mol de átomo de un elemento= NA = Peso atómico-gramo

COMPUESTOS: 1 mol de moléculas = NA = Peso molecular-gramo

3.1- Diagrama de Análisis de resolución de problemas (esquemas # 1):

1- Para el Oxígeno, calcular lo siguiente: (a)- ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno representan 18 g de oxígeno? (b)- ¿Cuántos de átomos de O hay en 18 gramos? (c)- ¿Cuántos átomos están contenidos en 8 gramos de oxígeno?

(a)- Cálculo de los moles de átomos de oxígeno contenidos en 18 g de oxígeno

(b)- Cálculo de los átomos de O, que hay en 18 gramos

(c)- Cálculo de los átomos que están contenidos en 8 gramos de O

2- ¿Cuántos moles de moléculas de oxígeno representan 64 gramos de oxígeno molecular?

3- ¿Cuántos gramos representan 19 moléculas de metano?

3.2- Diagrama de Análisis de resolución de problemas (esquemas # 2):

Partamos del hecho que se tiene 1 mol Al2O3, los moles de Al y O que se forman viene dado por:

1 mol Al2O3 2 mol Al + 3 mol O

Otra forma de escribir estas expresiones, es a través de la relaciones estequiometricas definida para este ejemplo como:

A- Para la alúmina Al2O3 x 3H2O determinar la relación estequiometrica de los átomos que lo contiene:

1 mol Al2O3 x 3H2O 2 mol Al + 6 mol O + 6 mol H

B- ¿Cuantas moléculas de agua hay en 200 gramos de alúmina trihidratada?

DATOS

(a)-

(b)-

(c)- #

#

C- La formula molecular de la alicina, el compuesto que produce el olor al ajo, es C6H10OS2. (a)- Que peso molar tiene la alicina. (b)- Cuantos moles de alicina están presentes en 5 mg de esta sustancia. (c)- Cuántas moléculas de alicina están presentes en 5 mg de esta sustancia. (d)- Cuántos átomos de S están presentes en 500 mg de alicina.

(a)- Masa molar que tiene la alicina

(b)- Moles de alicina que están presentes en 5 mg de esta sustancia

(c)- Número de moléculas de alicina que están presentes en 5 mg de esta sustancia

#

#

(d)- Átomos de S que están presentes en 500 mg de alicina

#

#

3.2.1- Ejercicios Propuestos

1- Proporcionar el peso de un mol de los siguientes compuestos y sustancias:

Fe	(NH4)2HPO4
P	HgCl2
S	HC9H7O3

2- Proporcionar el peso molecular de los siguientes compuestos

SiO2 (Cuarzo)	C12H22O11 (Sacarosa)
S5P2 (Pentasulfuro de Difósforo)	MgSO4 x 7H2O (Sal de Epsom)
HC7H5O2 (Acido Benzoico)	C6H8O6 (Vitamina C)
Mg(OH)2) (Leche de Magnesia)	CaMgSi4O12 (Asbesto)
(NH2)2CO) (Urea)	C18H24O2 (Estradiol)
PtCl2(NH3)2 (Agente Quimioterapeutico)	C18H27NO3 (Capsicina)
CH3CO2C5H11 (Acetato de Isopentilo)	C21H30O2 (Marihuana)
C9H8O4 (Aspirina Bayer)	C12H4O2Cl4 (Agente Naranja)

3- Proporcionar el peso molecular de los siguientes compuestos

Oxido de Magnesio	Siluro de Bismuto
Sulfato de Cobre penta hidratado	Ditionato de Potasio
Carbonato Ferroso	Tíocianato de Sodio
Cloruro de Calcio dihidratado	Ioduro de Estroncio
Fosfato de Amonio	Acido Sulfhídrico
Clorato de potasio	Nitrato de Zinc
Hidróxido de Aluminio	Oxido Hiposulfuroso
Nitrato de Zinc	Borato de Sodio

4- ¿Cual es la masa de 1,2 x 1020 moléculas de un compuesto que tiene un peso molecular de 150 g/mol?

5- ¿Cuántos gramos de azufre habrán en 4,0 moles de P4S3?

6- Calcule las cantidades siguientes: (a)- Los moles de 1,73 g de CaH2. (b)- Los moles de Mg (NO3) en 3,25 g de esta sustancia. (c)- La masa de 2,5 x 10-3 moles de MgCl2.

7- Calcule las cantidades siguientes: (a)- La masa en gramos de 2,5 x 10-3 moles de AlCl3. (b)- Cuántos moles de iones Cl- hay en 0,075 g de AlSO4. (c)- Cuántos moles de iones Amonio (NH4)+ hay en 4,97 g de carbonato de amonio.

8- ¿Qué masa molar tiene el diazapam (Valium) si 0,05570 moles pesa 15,86 g?

9- ¿Qué masa tiene en gramos, 6,52 x 1021 moléculas de aspirina, C9H8O4?

10- Calcule las cantidades siguientes: (a)- Cuál seria el peso de una molécula de sacarosa (C12H22O11). (b)- Cuántos átomos de carbono hay en 4, 0 x 10-8 g de propano (C3H8).

11- Los átomos de carbono tienen un diámetro aproximado de 1,5 x 10-8 cm. Si se acomodan átomos de carbono en una hilera de 3 cm. de longitud, ¿Cuál seria la masa total de carbono?

12- El aspartamo, colorante que tiene una formula molecular de C14H18N2O5. Calcule las cantidades siguientes: (A)- Calcule la masa molar del aspartamo. (b)- ¿Cuántos moles de aspartamo hay en 1,0 miligramos de aspartamo? (c)- ¿Cuántas moléculas de aspartamo hay en 1,0 miligramo de aspartamo? (d)- ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 1, 0 miligramo de aspartamo?

13- Una muestra de glucosa C6H12O6, contiene 5,77 x1020 átomos de carbono. Determine (a)- ¿Cuántos átomos de hidrógeno contiene? (b)- ¿Cuántas moléculas de glucosa contiene? (c)- ¿Cuantas moles de glucosa contiene? (d)- Calcule la masa de la muestra en gramos.

14- Se requiere un mínimo de 25 g de tetrahidrocannabinol (THC) el ingrediente activo de la marihuana, para producir intoxicación. La formula molecular es C21H30O2. ¿Cuantos moles de THC contiene esos 25 g?

15- Considere una muestra de carbonato de calcio en forma de cubo que mide 3,8608 cm por lado. Si la muestra tiene una densidad de 2,71 g/cm3. ¿Cuántos átomos de oxígeno contiene?

16- El diamante es una forma natural de carbono puro. ¿Cuántos moles de carbono hay en un diamante de 1,25 quilate (1 quilate= 0,2 g)?¿ Cuántos átomos hay en este diamante?

4- LAS REACCIONES QUIMICAS

4.1-Reacciones Químicas: Es un proceso en el cual unas sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otras llamadas productos. Los reactivos rompen sus enlaces originales para formar otro tipo de enlaces diferentes y distribuyendo sus átomos también de manera diferente. Sus características son:

Un cambio en las propiedades de los cuerpos reaccionantes.

Una variación de energía que se pone de manifiesto en el transcurso del proceso.

aA + bB cC + dD

Ejemplos:

2H2 + O2 2H2O (Ecuación Química)

4.2- Interpretación de una Ecuación Química:

Nos indica cuales son los reactivos y cuales son productos. Reactivos: H2 y O2, Productos: H2O.

Nos muestra los moles relativos de cada sustancia.

Muestra el estado de las sustancias que intervienen y pueden ser gaseoso (g, !), líquido (l, ac), sólidos (s).

Indica el número relativo de las moléculas que intervienen.

4.3- Leyes Ponderables de las Reacciones Químicas:

a- La Conservación de la Materia: La ley de la conservación de la materia establece que la materia ni se pierde ni se gana en las reacciones químicas tradicionales, simplemente cambia de forma. Por consiguiente, si tenemos un cierto número de átomos de un elemento en el lado izquierdo de una ecuación, tenemos que tener el mismo número en el lado derecho. Esto implica que la masa también se conserva durante la reacción química. Tome la reacción del agua por ejemplo:

2H2	+	O2		2H2O
	+
2 * 2.02g	+	32.00g	=	2 * 18.02g

La masa total de los reactantes, 36,04 g, es exactamente igual al la masa total de los productos, 36, 04 g. Esto se aplica para todas las ecuaciones químicas balanceadas.

b- Ley de las Proporciones Definidas: “En la formación de un compuesto interviene siempre las mismos elementos, los cuales están unidos en proporciones fijas y constantes de peso”.

c- Ley de la Conservación de la Materia y la Energía: La conversión de la masa y la energía viene dada por la ecuación de Einstein.

E = m. c2 (ec.4)

a- ¿Cual es el equivalente de 1 gramo de energía de un material radiactivo?

E = m. c2 = 1 g , (3 x1010 m/s)2 = 9 x 1020 Erg.

d- Ley De Dalton o De Las Proporciones Múltiples: Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Daltón en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos. Ejemplo: La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

C  + O2 CO2	12 g. de C      +  32 g. de O2    44 g. CO2
C  + ½ O CO	12 g. de C      +  16 g. de O2    28 g. CO2

Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble") 32/16 = 2

e- Ley De Las Proporciones Equivalentes o Recíprocas (Richter 1792): “Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos."

Ejemplo:
En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:   

N2 + 3 H2 2 NH3	1 g. H2<-->4.66 g. N2
H2 + ½  O2 H2O	1 g. H2<-->8    g. O2

Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno:

N2 + O2 2 NO

28 g. N2<--> 32 g. O2

4.66/8 = (28/32)*4 

 Esto dio origen al concepto de Peso Equivalente:
 Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo que se combina con 8 g. de Oxígeno, o con 1,008 g. de Hidrógeno.

4.4- Balanceo de las Ecuaciones Químicas: Para escribir una ecuación química de manera correcta, hay que balancear todos los átomos del lado izquierdo de la reacción con los átomos en el lado derecho. Miremos otro ejemplo. Si usted usa una cocina de gas para cocinar su cena, es probable que su cocina queme gas natural, que es principalmente metano. El metano (CH4) es una molécula que contiene cuatro átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de carbono. Cuando usted enciende la cocina, está suministrando la energía de activación para empezar la reacción del metano con el oxígeno en le aire. Durante esta reacción, los enlaces químicos se rompen y se vuelven a formar y los productos que se producen son el dióxido de carbono y el vapor de agua (y, por supuesto la luz y el calor que se ve en la llama). La ecuación química desbalanceada se escribe:

CH4 (metano) + O2 (oxígeno)
CO2 (dióxido de carbono) + H2O (agua)

Mire la reacción átomo a átomo. Al lado izquierdo de la ecuación encontramos un átomo de carbón y uno en la derecha.

C	H4	+	O2		C	O2	+	H2	O
^	1 carbón				^	1 carbón

Después vamos hacia el hidrógeno. Hay cuatro átomos de hidrógeno en el lado izquierdo de la ecuación, pero sólo dos en la derecha.

C	H4	+	O2		C	O2	+	H2	O
	^	4 hidrógeno						^	2 hidrógeno

Por consiguiente, debemos balancear el átomo H añadiendo el coeficiente 2 delante de la molécula de agua (solamente se puede cambiar coeficientes en una ecuación química, no subscriptos). Al sumar este coeficiente tenemos:

C	H4	+	O2		C	O2	+	2H2	O
	^	4 hidrógeno						^	4 hidrógeno

Lo que esta ecuación quiere decir ahora es que se producen dos moléculas de agua por cada molécula de metano consumido. Pasando al átomo de oxígeno, encontramos 2 en la parte izquierda de la ecuación, pero un total de 4 en el lado derecho (2 de la molécula CO2 y 1 de cada 2 moléculas de agua H2O).

C	H4	+	O2		C	O2	+	2H2	O
			^ 2	oxígeno		^ 4	oxígeno		^

Para balancear la ecuación química, debemos sumar el coeficiente 2 delante de la molécula de oxígeno del lado izquierdo de la ecuación, para demostrar que 2 moléculas de oxígeno se consumen por cada molécula de metano que se quema.

5- Tipos de Reacciones Químicas

6- Cálculos Estequiometrico a partir de Reacciones Químicas:

6.1- Información cuantitativa a partir de las ecuaciones ajustadas

Los coeficientes de una ecuación ajustada representan: (a)- El número relativo de moléculas que participan en una reacción. (b)- El número relativo de moles participantes en dicha reacción. Las etapas esenciales son:

a- Ajustar la ecuación química.

b- Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto

c- Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto

d- Convertir las masas a moles

e- Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios

f- Reconvertir las moles a masas si se requiere

1- El sulfuro de aluminio reacciona con agua para formar hidróxido de aluminio y sulfuro de hidrógeno. (a)- Escriba la ecuación química balanceada para esta reacción. (b)- Cuántos gramos de hidróxido de aluminio se obtienen de 10,5 g de sulfuro de aluminio.

(a)- Se escribe la ecuación balanceada: Al2S3 + 6 H2O 2 Al (OH)3 + 3 H2S !

(b)- Se efectúa la relación de moles:
(Ec.1)

(c)- Se cálcula los
a partir de la (ec.1), y luego sus gramos:

(d)- Otra forma de resolver en forma directa, es empleando la siguiente ecuación:

2- El ácido fluorhídrico, HF (ac) reacciona con el silicato de de sodio (Na2Si3) de acuerdo a la reacción:

Na2SiO3 (s) + 8 HF (ac) H2SiF6 (ac) + 2 NaF (ac) + 3 H2O

(a)- ¿ Cuántos moles de HF se requieren para reaccionar con 0,3 moles de Na2SiO3 (s)?

(b)- ¿Cuántos gramos de NaF se forman cuando 0,5 mol de HF reacciona con Na2SiO3 (s) en exceso?

(c)- ¿Cuántos gramos de Na2SiO3 (s) pueden reaccionar con 0,8 g de HF?

(a)- Moles de HF se requieren para reaccionar con 0,3 moles de Na2SiO3 (s): PM Na2SiO3 =122,09 g/mol y PM HF = 42 g/mol

(b)- Gramos de NaF que se forman cuando 0,5 moles de HF reacciona con Na2SiO3 (s) en exceso, a partir de la (ec.5):

(c)- Gramos de Na2SiO3 (s) que reacciona con 0,8 g de HF a partir de la (ec.5): PM HF= 20 g/mol

3- Considere la siguiente reacción:

2 Al (s) + 3 Fe3O4 (s) 9 Fe (s) + 4 Al2O3

¿Cuántos gramos de hierro se obtendrán al hacer reaccionar 300 g de oxido ferrosoférrico con aluminio en exceso?

(b)- Gramos de Fe que se forman cuando 300 g Fe3O4 (s) reacciona con Al (s) en exceso, a partir de la (ec.5): PM Fe3O4 = 232 g/mol; PM Fe = 56 g/mol

6.2- Reactivo Limitante:

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos.

Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante. Para determinar el reactivo limitante se puede calcular a través de la siguiente relación:

(ec.6)

1- El hidróxido reacciona con ácido sulfúrico de acuerdo a la reacción:

2 Al (OH) 3 (s) + 3 H2SO4 (ac) Al2 (SO4)3 (ac) + 6 H2O (l)

(a)- ¿Cuál es el reactivo limitante cuando se permite que reaccionen 0,450 mol de Al (OH)3 (s) y 0,55 mol de H2SO4 (ac)? (b)- ¿ Cuántos moles de Al2 (SO4)3 (ac) pueden producirse en estas condiciones? (c)- ¿Cuántos del reactivo en exceso quedan al termino de la reacción?

(a)- Reactivo limitante cuando reaccionan 0,450 mol de Al (OH)3 y 0,55 mol de H2SO4

Para aplicar este criterio, se considera como reactivo limitante al reactante que tiene menor número de moles, luego de aplicar la (ec. 6). En este ejemplo el Al (OH)3 es el reactivo limitante y el H2SO4 es el reactivo en exceso.

(b)- Cálculo de los moles Al2 (SO4)3 que pueden producirse en esta reacción:

(c)- Para determinar los moles de Al (OH)3 en exceso se pueden determinar a través de la relación:

; Donde:

2- Se hacen reaccionar 60 gramos de Nitrógeno molecular con 30 gramos de Hidrógeno molecular para obtener amoniaco a través del proceso HABER, cuya ecuación es:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Determinar: (a)- ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción? (b)- ¿Cuántos gramos de NH3 se obtienen? (c)- ¿Qué reactante está en exceso y que cantidad?

(a)- Cálculo del reactivo limitante, aplicando el criterio según la (ec. 6):

Al aplicar el criterio se puede observar que el N2 está en menor cantidad, por la tanto se infiere que es el reactivo limitante.

(b)- Gramos de NH3 que se obtienen, aplicando la (ec. 5) tenemos:

(c)- Cálculo de los gramos del reactante en exceso:

6.3- Rendimiento Teórico y Experimental

Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante. La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

6.3.1- Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad

Razones de este hecho: 

• es posible que no todos los productos reaccionen 

• es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado 

• la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible 

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

1- La ecuación química para la siguiente reacción es:

2 NH3 (g) + 5 F2 (g) N2 F4 (g) + 6 HF (g)

(a)- ¿Cuántos gramos de N2 F4 se pueden preparar a partir de 4 gramos de amoniaco (NH3) y 14 gramos de fluor molecular (F2)? (b)- Si se obtienen experimentalmente 5,9182 gramos de N2 F4 ¿Cuál es rendimiento porcentual de la reacción?

(a)- Cálculo del reactivo limitante, para los reactantes en la ecuación química: PM NH3= 17 g/mol PM F2 = 37,988 g/mol

(b)- Para esta reacción, el reactivo limitante es el F2 y el que está en exceso el NH3. Ahora se determina los gramos de N2 F4 al relacionarlo con el F2. Para ello emplearemos la (ec.5): PM N2 F4 =103, 99 g/mol

(c)- Cálculo del rendimiento de la reacción, a partir de la (ec.7):

2- Cuando el benceno (C6H6) reacciona con bromo molecular (Br2) se obtiene bromobenceno (C6H5Br) + HBr de acuerdo a la reacción:

C6H6 + Br2
C6H5Br + HBr

(a)- Calcule el rendimiento teórico para la obtención del bromobenceno en esta reacción, si 30 gramos de benceno (C6H6) reacciona con 65 gramos de bromo molecular (Br2) (b)- Si el rendimiento real fue de 50,76 gramos, calcule el porcentaje de rendimiento para esta reacción.

(a)- Cálculo del rendimiento teórico del bromobenceno: PM C6H6 = 78 g/mol; PM Br2 = 159,818 g/mol; PM C6H5Br =156,909 g/mol

El reactivo limitante para esta reacción es el benceno (C6H6), los gramos de C6H5Br se calcula como:

(b)- Cálculo del rendimiento para está reacción, si los gramos experimentales son 50,76 g.

7- Composición porcentual a partir de las fórmulas

A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto. La ecuación para determinarla se puede hacer a través de la ecuación:

1- Calcular la composición porcentual del siguiente complejo metálico: [Ir (NH4)4 (H2O)] (NO3)2

cuyo peso molecular del [Ir (NH4)4 (H2O)] (NO3) es 412,2 g/mol.

Para comprobar el resultado, la suma de todos los porcentajes de los elementos debe dar 100 %, Podríamos haber usado más cifras significativas en nuestros pesos atómicos, para obtener más cifras significativas en nuestra composición porcentual, pero no hemos ajustado al criterio sugerido de redondear los pesos atómicos.

8- Fórmulas empíricas a partir del análisis

Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto. Estas proporciones son ciertas también al nivel molar. Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. De la misma manera, 1,0 mol de H2O está compuesto de 2,0 moles de átomos de hidrógeno y 1,0 mol de átomos de oxígeno.

También podemos trabajar a la inversa a partir de las proporciones molares: si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica.

1- Determine la formula empírica de los compuestos con las composiciones de masa siguiente:

(a)- 55,3 % de K, 14,6 % de P y 30,1 % de O.

(b)- 24,5 % de Na, 14,9 % de Si y 60,6 % de F.

(c)- 62,1 % de C, 5,21 % de H, 12,1 % de N y 20,7 % de O.

(a)- Cálculo de la FE para el compuesto cuya composición es: 55,3 % de K, 14,6 % de P y 30,1 % de O. Para ello dividimos, la masa de composición entre el peso atómico de cada elemento como sigue:

;
;

Luego se divide los moles de los elementos K y O, entre el elemento que tiene menor número de moles como es el P obtenemos:

;
;

La formula empírica es: FE= K3PO4

(b)- Cálculo de la FE para el compuesto cuya composición es: 24,5 % de Na, 14,9 % de Si y 60,6 % de F.

;
;

Luego se divide los moles de los elementos Na y F, entre el elemento que tiene menor número de moles como es el Si obtenemos:

;
;

La formula empírica es: FE= Na2SiF6

(c)- Cálculo de la FE para el compuesto cuya composición es: 62,1 % de C, 5,21 % de H, 12,1 % de N y 20,7 % de O.

;
;
;

Luego se divide los moles de los elementos C, H y O, entre el elemento que tiene menor número de moles como es el N obtenemos:

;
;
;

La formula empírica es: FE= C6H6NO2

9- Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica

La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). La relación entre la formula empírica y molecular se define a través de la ecuación:

1- Determine las formulas empíricas y molecular de cada una de las sustancias siguientes:

Epinefrina (adrenalina) una hormona secretada hacia el torrente sanguíneo en momentos de peligros o tensión: 59 % en masa de C, 7,1 % de H, 26,2 % de O, y 7,7 % de N; PM de cerca 282 g/mol.

Ibuprofeno, un analgésico que contiene 75,69 en masa de C, 8,80 % de H y 15,51 % de O; masa molar aproximada de 206 g/mol.

1a- Para calcular la formula molecular de la epinefrina, se determina primero la formula empírica de este compuesto:

;
;

Se divide los moles de los elementos C, H y O, entre el elemento que tiene menor número de moles como es el N obtenemos:

;
;
;

La formula empírica es: FE= C9H13O3N. El peso molecular de este compuesto viene dado por PM FE (C9H13O3N)= 279 g/mol, luego empleamos la (ec. 9) para determinar la formula molecular.

1b- Determinamos primero la formula empírica del Ibuprofeno:

;
;

Se divide los moles de los elementos C, H, entre el elemento que tiene menor número de moles como es el O obtenemos:

;
;
;

La formula empírica es: FE= C7H9O. El peso molecular de este compuesto viene dado por PM FE (C7H9O)= 109 g/mol, luego empleamos la (ec. 9) para determinar la formula molecular.

9.1- Combustión en aire: Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una llama. La mayoría de estas reacciones incluyen al oxígeno (O2) del aire como reactivo. Una clase de compuestos que puede participar en las reacciones de combustión son los hidrocarburos (estos son compuestos que sólo tienen C y H). Cuando los hidrocarburos se queman, reaccionan con el oxígeno del aire (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

Por ejemplo cuando el propano se quema la reacción de combustión es:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) ! 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)

Ejemplos de hidrocarburos comunes:
Nombre	Fórmula Molecular
metano	CH4
propano	C3H8
butano	C4H10
octano	C8H18

En las reacciones de combustión, muchos otros compuestos que tienen carbono, hidrógeno y oxígeno (por ejemplo el alcohol metílico CH3OH, y la glucosa C6H12O6) también se queman en presencia de oxígeno (O2) para producir CO2 y H2O.

Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar características cuantitativas de estas, entre otras su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia. A esto se le conoce como análisis cuantitativo.

1- La grasa almacenada en la joroba de un camello es fuente de energía como de agua. Calcule la masa de H2O que se producen al metabolizarse 1 Kg de grasa, suponiendo que la grasa consiste exclusivamente en triestearina (C57H110O6), una grasa animal tapioca, y que durante el metabolismo la triestearina reacciona con O2 formar solamente CO2 Y H2O.

(a)- Balanceamos la ecuación química:

C57H110O6 +
O2 57 CO2 + 55 H2O

(b)- Calculamos los gramos de H2O empleando la (ec.5): PM (C57H110O6)= 890 g/mol

9.1.2- Análisis de combustión

Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO2 y el hidrógeno en H2O. La cantidad de carbono existente se determina midiendo la cantidad de CO2 producida.

Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra. De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando al H2O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio.

1- Al quemar 0,210 gramos de un compuesto que contenía solo hidrógeno y carbono, se recobraron 0,660 gramos de CO2 (a)- ¿Cuál es la formula empírica del compuesto, si el peso molecular es 42 g/mol? (b)- Cual es la formula molecular

CxHx + O2 CO2 + H2O

0,210 g 0,66 g

(a)- Cálculo de los moles de C y los gramos que hay en la muestra

(b)- Cálculo de los moles de H y los gramos que hay en la muestra

(c)- Hallamos la formula empírica

;

La formula empírica es: FE= CH2. El peso molecular de este compuesto viene dado por PM FE (CH2)= 14 g/mol, luego empleamos la (ec. 9) para determinar la formula molecular.

2- Se calienta 8,51 g de una muestra de cloruro de manganeso x hidratado, se elimina el agua y se obtiene 5,51 g MnCl2 seco, al agua eliminada se recuperó y se obtuvieron 3,10 g. ¿Cuál es la valor de x en la formula?

MnCl2 x H2O + O2  MnCl2 + x H2O

8,51 g 5,41 g 3,10 g

(a)- Cálculo de los moles de H2O y MnCl2 obtenidos

= 4,09
FM= MnCl2 x 4 H2O

3- Una muestra de de 1,35 gramos de una sustancia que contiene C, H, N y O se quema para producir 0,810 gramos de H2O y 1,32 gramos de CO2. En otra reacción 0,735 g de la sustancia da 0,289 gramos de NH3. Determine la formula empírica de la sustancia.

CxHyNzOm + O2  CO2 + H2O

1,35 g 1,32 g 0,810 g

CxHyNzOm + O2  NH3

0,735 g 0,289 g

1- Cálculo de los moles de C, N, H que hay en la muestra. El PM NH3= 17 g/mol; PM CO2= 44 g/mol; PM H2O = 18 g/mol.

(a)-

(b)-

(c)-

2- Relación de los moles de N de la segunda muestra, con los gramos originales.

3- Cálculo de los moles de O y lo gramos.

(ec.a)

(a)-

(b)-

(c)-
(Sustituyendo en la ec.a para calcular g O)

4- Hallamos la formula empírica

;
;
;

La formula empírica es: FE = CH3NO.

4- Una cantidad de 3,16 g de KClO3 se quemó hasta que todo el oxígeno se liberó. Este oxígeno fue entonces usado todo para oxidar arsénico a As2O5. ¿Cuántos gramos de de As2O5 se formaron?

Para resolver este problema debemos considerar que toda la reacción, se lleva en dos pasos tal como se puede mostrar en las ecuaciones previamente balanceadas: PM KClO3 = 122,598 g/mol; PM As2O5 = 229,84 g/mol;

2 KClO3  2 KCl + 3 O2

3,16 g

4 As + 5 O2  2 As2O5

X g

(a)- Los gramos de As2O5 se pueden calcular directamente a través de la (ec.5) definida como:

5- Cuando el Bromuro de Bario se calienta en una corriente de cloro gaseoso se convierte totalmente en Cloruro de Bario. A partir de de 1,5 g de de BaBr2 se obtienen 1,0152 gramos de BaCl2. ¿Calcular el peso del Bario?

BaBr2 Cl2 (g) BaCl2

1,5 g  1,0512 g

6- Se mezclan pesos iguales de zinc metálico, convirtiéndose totalmente el yodo en Zn I2. ¿Qué parte del peso de Zn original permanece sin reaccionar?

Zn + I2  ZnI2

7- Una mezcla de Mg y Zn pesó 1,0 gramos. Cuando se quema en oxígeno dió una mezcla de MgO y ZnO que peso 1,40 gramos. ¿Cuántos gramos de Zn y Mg había en la mezcla original?

1- Para resolver este problema de mezclas se debe considerar, resolver el mismo a través de un sistema de ecuaciones de incógnitas de dos variables, para su desarrollo emplearemos el método de Cramer cuya formula es la siguiente:

(a)-

(b)-

2- Definido como resolver un sistema de dos ecuaciones planteamos las ecuaciones respectivas:

Zn +
O2  ZnO

Mg +
O2  MgO

1,0 g 1,409 g

Inicialmente:

Al final de la reacción =
; de la relación de moles tenemos:

(a)-

(b)-

Sustituyendo estos valores en la (ec.2) tenemos:

3- Luego calculamos los valores de la masa del Zn y Mg:

(a)-

(b)-

4- Otra forma de resolver es plantearlo de la siguiente manera.

Peso de Zn = x

Peso de Mg= 1 - x

a-

b-

Sustituyendo estos valores en la (ec.2) tenemos:

a-
(Despejando x tenemos):

b-

10- Ejercicios Propuestos

10.1- El Mol

1- Calcule las cantidades siguientes:

¿Cuántos gramos de azufre habrán en 4 moles de P4S2?

Cual es el peso de una molécula de CO2.

2- Calcule las cantidades siguientes:

¿Qué masa tiene, en gramos, 0,0714 mol de C7H 6O2?

Los moles de (NH4)2HPO4 en 7,65 g de esta sustancia

¿Cuántos moles de oxigeno hay en 600 g de carbonato de calcio?

3- Calcule las cantidades siguientes:

¿Qué masa tiene, en gramos, 0,0714 moles de FePO4?

Los moles de NH4Cl en 7,65 g de esta sustancia.

¿Cuántos moles de iones amonio (NH4+) hay en 4,97 g de carbonato de amonio?

4- Calcule: (a)- ¿Cuántos moles átomos hay en 200 gramos de calcio? (b)- ¿Cuál es el peso en gramos de 0,024 moles de carbono? (c)- ¿Cuál es el peso de un mol de
? (d)- ¿Cuántas moléculas hay en 4 gramos de CO2? (e)- ¿ Cuántos moles de moléculas hay en una masa de 5 gramos de NaOH?

5- (a)- Una molécula del antibiótico llamado penicilina G tiene una masa de 5,342 x 10-21 gramos. Calcule el peso molecular de la penicilina G. (b)- La hemoglobina, la proteína portadora del oxígeno de los glóbulos rojos de la sangre, tiene cuatro átomos de hierro por molécula y contiene 0,354 % en masa de hierro. Calcule la masa molar de la hemoglobina.

6- Una muestra de vitamina A, C20H30O, contiene 4.0 x 1022 átomos de carbono. ¿Cuántos átomos de hidrógeno y cuántas moléculas de vitamina A contiene la muestra?

7- Una muestra de glucosa C6H12O6, contiene 4.0 x 1022 átomos de carbono. ¿Cuántos átomos de hidrógeno y cuántas moléculas de glucosa contienen la muestra?

[8]- Considere una muestra de carbonato de calcio en forma de cubo que mide 3,175 cm por lado. Si la muestra tiene una densidad de 2,71 g/cm3. ¿Cuantos átomos de de oxigeno contiene?

[9]- (a)- Le dan un cubo de plata metálica que mide 1,0 cm por lado. La densidad es de 10,49 g/cm3. ¿Cuántos átomos hay en ese cubo? (b)- Utilizando el volumen de un átomo de plata y la formula del volumen de una esfera, calcule el radio en angstroms de un átomo de plata

10.2- Balanceo de Ecuaciones y patrones de reactividad

1- Balancee las siguientes ecuaciones químicas y nombre los compuestos formados:

a- SO2 (g) + O2 (g) SO3 (g)

b- P2 O5 (g) + H2O (l) H3PO4 (l)

c- Al4C3 (s) + H2O (l) Al (OH)3 (l) + CH4 (g)

e- Li (s) + N2 (g) Li3N (s)

f- Fe2O3 (s) + H2O (l) Fe (OH) 3 (s)

g- TiCl4 (s) + H2O (l) TiO2 (s) + HCl (l)

h- NH4NO3 (s) N2 (g) + O2 (g) + H2O (g)

i- Ca3P3 (s) + H2O (l) Ca (OH) 2 (ac) + PH3 (g)

j- AgNO3 (ac) + Na2SO4 (ac) Ag2SO4 (ac) + NaNO3 (ac)

2- Balancee las siguientes ecuaciones e indique son reacciones de combinación, descomposición o combustión.

a- Al (s) + Cl2 (g) AlCl3 (s)

b- C2H4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)

c- Li (s) + H2O (l) Li3N (s) + LiOH (s)

d- N2 (g) + H2 (g) NH3 (g)

e- K2O (s) + H2O (l) KOH (s)

3- Escriba las ecuaciones químicas balanceadas que corresponden a las siguientes descripciones: (a)- el carburo de calcio, CaC2, reacciona con agua para formar una disolución acuosa de hidróxido de calcio y acetileno gaseoso C2H2. (b)- Cuando se calienta clorato de potasio sólido, se descompone para formar cloruro de potasio sólido y oxígeno gaseoso. (c)- El Zinc metálico sólido reacciona con el ácido sulfúrico para formar hidrógeno gaseoso y una disolución acuosa de sulfato de zinc. (d)- Cuando el trióxido de azufre gaseoso reacciona con agua, se forma una disolución de ácido sulfúrico.

4- ¿Qué coeficiente se debe asignar al H2SO4 para balancear la ecuación siguiente?

Ca3 (PO4)2 + ____ H2SO4
3 CaSO4 + 2H3PO4

5- ¿Cuál es el coeficiente del HCl cuando la ecuación siguiente está balanceada correctamente?

CaCO3 (s) + HCl (aq)
CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

6- Prediga el producto faltante en la ecuación no balanceada siguiente.

Pb (NO3)2 + KOH
KNO3 + ____________

7- Los diagramas que siguen ilustran la reacción entre el reactivo A (esferas rojas) y reactivo B (esferas azules). Con base en este diagrama. ¿Cuál ecuación es la mejor que describe la reacción?

a- A2 + B A2B c- A2 + 4B 2AB2

b- 2A + B4 2AB2 d- A + B2 AB2

9- Complete y balancee las ecuaciones siguientes:

a- NaH (s) + H2O (l)

b- Fe (s) + H2 SO4 (l)

c- H2 (g) + Br2 (g)

e- Li N3 (s) + H2O (g)

f- C3H7OH (l) + O2 (g)

g- Na2H2 (s) + H2O (l)

h- NH2OH (l) + O2 (g)

i- N2H4 (l) + O2 (g)

j- ZnCO3 (ac) 

k- NaCN (s) + HCl (l)

L- Na (s) + H2O (l)

10.3- Cálculos basados en Ecuaciones Químicas

1- Cuando se balancea la ecuación siguiente, ¿cuál es la relación molar de H2O a Be3N2?

Be3N2 + H2O (1)
Be (OH)2 + NH3 (g)

2- El Hidruro de Calcio reacciona con agua para formar hidróxido de calcio e hidrógeno gaseoso. (a)- Escriba una ecuación química para esta reacción. (b)- ¿Cuantos gramos de hidruro de calcio se requieren para formar 5 gramos de Hidrógeno?

3- Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando azida de sodio, NaN3, se descompone rápidamente en sus elementos componentes

2 NaN3 (s)  2 Na (s) + 3 N2 (g)

(a)- ¿Cuántos moles de N2 al descomponerse 2,5 mol de NaN3? (b)- ¿Cuántos gramos de NaN3 se requieren para formar 6 gramos nitrógeno gaseoso molecular? (c)- ¿Cuántos gramos de NaN3 se necesitan para producir 10 m3 de nitrógeno si la densidad de este gas es de 1,25 g/ml?

4- La reacción entre el óxido nítrico (NO) y oxígeno para formar dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso determinante para la formación del smog fotoquímico.

2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g)

(a)- ¿Cuántos moles de NO2 se formarán por la reacción completa de 0,254 mol de O2? (b)- ¿Cuántos gramos de NO2 se formarán por la reacción completa de 1,44 g de NO?

5- Dada la siguiente reacción:

2 NH3 (g) + 5 F2 (g) N2F4 (g) + 6 HF (g)

¿Calcular cuantos gramos de fluor molecular (F2) reaccionaran con 80 g de amoniaco (NH3)?

6- La ecuación siguiente representa la pirólisis de diciclopentadieno para dar ciclopentadieno. La densidad del diciclopentadieno y del ciclopentadieno es de 9,82 g/mL y 0,802 g/mL, respectivamente. ¿Cuántos mL de ciclopentadieno se pueden obtener a partir de 20.0 mL de diciclopentadieno?

C10H12 (l)
2 C5H6 (l)

7- Se permite que un trozo cuadrado de papel de aluminio de 1,0 cm por lado y 0,55 mm de espesor reaccione con bromo de aluminio. (a)- ¿Cuantos moles de aluminio se usaron? (La densidad del aluminio es de 2,699 g/cm3). (b)- ¿Cuántos gramos de bromuro de aluminio se forman, suponiendo que todo el aluminio reacciona?

8- ¿Qué masa de amoniaco en gramos se puede preparar a partir de 250 g de N2 (g)? A partir de la reacción N2 (g) + H2 (g)
NH3 (g) (no está balanceada)

9- ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? (No olvide balancear la reacción.)

Mg + N2
Mg3N2

10- La detonación de la nitroglicerina procede así:

4 C3H5N3O9 (l) 12 CO2 (g) + 6 N2 (g) + O2 (g) + 10 H2O (g)

(a)- Si detona una muestra que contiene 3,0 ml de nitroglicerina (densidad = 1,5692 g/cm3), ¿Cuántos moles de gas se producen en total? (b)- Si cada mol de gas ocupa 5 Litros en las condiciones de la explosión, ¿Cuántos litros de gas se producen? (c)- ¿Cuántos gramos de N2 se producen en la detonación?

11- El insecticida DDT (que ahora los ecólogos admiten, es un serio problema del medio ambiente) se presenta mediante una reacción entre clorobenceno y cloral.

2 C6H5Cl + C2HCl3O C10H9Cl5 + H2O

Clorobenceno Cloral DDT

¿Cuántos kilogramos de DDT pueden producirse a partir de 1000 Kg de clorobenceno?

12- La dimetilhidracina (CH3)2NNH2, se ha empleado como combustible en el modulo lunar de descenso del APOLO, usando N2H4 líquido como oxidante. Los productos de la reacción de las dos sustancias en el motor del cohete son H2O, CO2 y N2. (a)- Escribir una ecuación balanceada de la reacción. (b)- Calcular la masa de N2H4 necesaria para quemar 50 kilogramos de dimetilhidracina.

13- El CO2 que los astronautas exhalan se extraer de la atmósfera de la nave espacial por reacción con KOH:

CO2 + 2 KOH
K2CO3 + H2O

¿Cuántos Kilogramos de CO2 se pueden extraer con 1.00 Kilogramos de KOH?

14- Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción

10 Na + 2 KNO3
K2O + 5 Na2O + N2

¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na?

15- La Hidracina, N2H4, y el peroxido de Hidrógeno, H2O2, se han utilizado como combustibles para cohetes. Reaccionan de acuerdo a la ecuación:

7 H2O2 + N2H4 2 HNO3 + 8 H2O

a)- ¿Cuántos moles de HNO3 se producen a partir de 0,025 moles de N2H4? (b)- ¿Cuántos moles de H2O2 se producen a partir de 1,35 moles de H2O? (c)- ¿Cuántos moles de H2O se forman si se produce 1,87 moles de HNO3? (d)- ¿Cuántos moles de H2O2 se requieren para reaccionar con 22 gramos de HNO3? (e)- ¿Cuántos gramos de H2O2 se requieren para producir 45,8 gramos de HNO3?

16- El fosgeno, COCl2, se utilizó en una ocasión como gas de combate. Es venenoso porque al ser inhalado, reacciona con el agua de los pulmones produciendo ácido clorhídrico, HCl, el que produce graves lesiones pulmonares, que en último término ocasionan la muerte. La reacción química es:

COCl2 + H2O CO2 + 2 HCl

a)- ¿Cuántos moles de HCl se producen al reaccionar 0,430 moles de COCl2? (b)- ¿Cuántos gramos de HCl se producen al formarse 11 gramos de CO2? (c)- ¿Cuántos moles de HCl se forman si 0,201 mol de COCl2 se mezclan con 0,402 mol de H2O?

10.4- Reactivo Limitante y Rendimiento Porcentual

1- Considere la siguiente reacción:

2NH3 (g) + CO2 (g)  (NH2)2CO (ac) + H2O (l)

Suponga que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

2- El Hidróxido de sodio reacciona con el dióxido de carbono así:

2 NaOH (s) + CO2 (g) Na2CO3 (s) + H2O (l)

a)- ¿Cuál es el reactivo limitante cuando se permite que reaccionen 1,7 mol de NaOH y 1,0 mol de CO2? (b)- ¿Cuántos moles de Na2CO3 pueden producirse? (c)- ¿Cuántos moles del reactivo en exceso quedan al termino de la reacción?

3- La reacción entre aluminio y óxido de hierro (III) puede producir temperaturas cercanas a los 3000 ºC, lo que se utiliza para soldar metales:

2 Al + Fe2O3  Al2O3 + 2 Fe

En un proceso se hicieron reaccionar 124 g de Al con 601 g de Fe2O3. (a)- Calcúlese la masa (en gramos) de Al2O3 que se formará. (b)- ¿Cuánto del reactivo en exceso quedó sin reaccionar al final de la reacción?

4- En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones con acero, se puede obtener por la reacción del óxido de vanadio (V) con calcio, a temperatura elevada:

5 Ca + V2O5  5 CaO + 2 V

Durante un proceso determinado 1,54 x 103 g de V2O5 reaccionan con 1,96 x 103 g de Ca. (a)- Calcule el rendimiento teórico de V. (b)- Calcule el porcentaje del rendimiento si se obtienen 803 g de V.

5- La ecuación química para la siguiente reacción es:

OPCl3 + 12 NH3 2 OP (NH2)3 + NH4Cl

Calcular lo siguiente: (a)- ¿Cuántos gramos de OP (NH2)3 se pueden preparar a partir de 7,0 g OPCl3 y 5,0 g d NH3? (b)- Si se obtienen experimentalmente 3,5 g de OP (NH2)3. ¿Cuál es el rendimiento porcentual?

6- En la síntesis del amoniaco mediante la reacción:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Calcular lo siguiente: (a)- ¿Cuál de los reactantes es el reactivo limitante, y cual es el reactivo en exceso? (b)- ¿Cuántos gramos de NH3 se pueden preparar a partir de 10 g de nitrógeno molecular (N2) y 1,0 g de hidrógeno molecular (H2)? (c)- Si se obtienen experimentalmente 4,1234 g de NH3. ¿Cuál es el rendimiento porcentual?

7- El carburo de silicio, SiC se conoce por el nombre común de carborundum. Esta dura sustancia, que se utiliza comercialmente como abrasivo, se prepara calentando SiO2 y C a temperaturas elevadas:

SiO2 (s) + 3 C(s)
SiC (s) + 2 CO ( g)

¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00 g de SiO2 y 4.50 g de C?

8- En la reacción 3 NO2 + H2O
2 HNO3 + NO, ¿cuántos gramos de HNO3 se pueden formar cuando se permite que reaccionen 1.00 g de NO2 y 2.25 g de H2O?

9- A continuación se muestra una reacción que produce hierro crudo a partir de mena de hierro:

Fe2O3 (s) + 3 CO (g)
2 Fe (s) + 3 CO2 (g)

¿Cuántos moles de hierro se podrían producir a partir de la reacción de 10 moles de Fe2O3 con 25 moles de CO?

10- ¿Qué masa de cloruro de plata se puede preparar a partir de la reacción de 4.22 g de nitrato de plata con 7.73 g de cloruro de aluminio? (No olvide balancear la reacción.)

AgNO3 + AlCl3
Al (NO3)3 + AgCl

11- En la reacción Fe (CO)5 + 2 PF3 + H2
Fe (CO)2(PF3)2(H)2 + 3CO, ¿Cuántos moles de CO se producen a partir de una mezcla de 5.0 mol de Fe (CO)5, 8.0 mol PF3, y 6.0 mol H2?

12- El burbujeo que produce la tableta Alka-Seltzer® al disolver en agua se debe a la reacción entre el bicarbonato de sodio (NaHCO3) y el ácido Cítrico (C6H8O7) de acuerdo a la ecuación:

2 NaHCO3 (ac) + C6H8O7 (ac) 3 CO2 (g) + 3 H2O (l) + Na3C6H5O7 (ac)

En cierto experimento, se permite que reaccionen 1,0 gramos de bicarbonato de sodio y 1,0 gramos de ácido Cítrico: (a)- ¿Cuál de los reactantes es el reactivo limitante, y cual es el reactivo en exceso? (b)- ¿Cuántos gramos de CO2 se producen? (c)- ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan después de consumirse totalmente el reactivo limitante?

13- Uno de los pasos del proceso comercial para convertir amoniaco en acido nítrico implica la conversión de NH3 en NO:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (l)

En cierto experimento, 2,25 gramos de NH3 reaccionan con 3,75 gramos de O2: (a)- ¿Cuál de los reactantes es el reactivo limitante, y cual es el reactivo en exceso? (b)- ¿Cuántos gramos de NO se producen? (c)- ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan después de consumirse totalmente el reactivo limitante?

14- El litio y el nitrógeno reaccionan para producir el nitruro de litio:

6 Li (s) + N2 (g) 2 Li3N (s)

Si se hacen reaccionar 5,0 gramos de cada reactivo y el rendimiento es del 80,5 %,¿Cuántos gramos de Li3N se obtienen en la reacción?

15- El acetileno, C2H2, puede reaccionar con dos moléculas de Br2 para formar C2H2Br4 siguiendo las reacciones:

C2H2 + Br2 C2H2Br2

C2H2 Br2 + Br2 C2H2Br4

Si 5,0 gramos de C2H2 se mezclan con 40 gramos de Br2 ¿Qué peso de se formaran de C2H2Br2 y C2H2Br4? Suponer que reacciona todo el C2H2.

16- El plomo blanco (Pb3 (OH) 2 (CO3)2), un pigmento en pinturas de base a plomo, se manufactura mediante las reacciones:

2 Pb + 2 C2H4O2 + O2 2 Pb (OH) CH3OO

6 Pb (OH) CH3COO + 2 CO2 Pb3 (OH) 2 (CO3)2 + 3 Pb (CH3COO)2 + 2 H2O

(a)- Si se empieza con 20,0 gramos de Pb. ¿Cuánto gramos de plomo blanco pueden prepararse? (b)- ¿Cuántos gramos de CO2 serán requeridos si se consumen 14 gramos de O2 en la primera reacción? (c)- ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan después de consumirse totalmente el reactivo limitante?

17- La plata se ennegrece en presencia de sulfuro de hidrógeno (H2S) debido a la reacción:

4 Ag + 2 H2S +5 O2 2 Ag2S + 2 H2O

¿Cuantos Ag2S se obtendrá de una mezcla de 0,950 gramos de Ag, 0,140 gramos de H2S, y 0,080 gramos de O2?

10.5- Peso Molecular y Porcentaje de Composición

1- Calcular la composición en porcentaje de cada uno de los siguientes compuestos complejos metálicos de coordinación:

a- [Co(C2O4)(NH3)4]	d- (NH4)2HPO4
b- K2[TiCl6]	e-[IrCl6(PH3)2]-
c- NH4[AuCl4]	f- [Pd (NH3)2(ONO)2]

2- Escribe las formulas molecular y estructural, así como la composición porcentual y el peso molecular de los compuestos que se representa con los modelos moleculares siguientes:

3- Se analizó una muestra de un compuesto oxibromato de potasio, KBrOx donde se desconoce el valor de x, y se vió que contenía 52,9 % Br. ¿Cuánto vale x?

10.6- Formula Empírica y Molecular

1- Determine la formula empírica y molecular de cada uno de los siguientes compuestos:

Cafeína, un estimulante presente en el café que contiene 49,5 % en masa de C, 5,15 % de H, 28,9 % de N y 16,5 % de O; peso molecular de alrededor de 195 g /mol.

Glutamato monosodico, un intensificador del sabor añadido a algunos alimentos y que contiene 35,51 % de masa de C, 4,77 % de H, 37,85 % de O, 8,29 % de N y 13,60 % de Na. Peso molecular de alrededor de 169 g /mol.

2- El peso molecular de la sacarina es 183 g /mol. El compuesto contiene 45,90 % de C, 2,75 % H, 26,2 % O, 17,5 % S, 7,65 % N. Calcular el peso molecular de la sacarina

3- Determine la fórmula molecular de un compuesto que contiene 40,0 por ciento de C, 6,71 por ciento de H y 53,29 por ciento de O, y tiene una masa molecular de 60, 05 g/mol.

4- El Koala se alimenta exclusivamente de hojas de eucalipto. Su sistema digestivo destoxifica el aceite esencial de eucalipto en una sustancia llamada Eucaliptol, que contiene 77,87 % de carbono, 11,76 % de H resto de oxígeno. (a)- Determine la formula empírica de esta sustancia. (b)- Un espectro de masas muestra un pico alrededor de 154 g/mol. Determine la formula molecular de la sustancia.

5- Una sal pura contiene 22,5 % de S, 32,4 % de sodio, y 45,10 % de oxígeno ¿Cuál es la formula más sencilla de la muestra?

10.7- Análisis por Reacción de Combustión

1- Dada la siguiente reacción:

C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g)

¿Calcular cuántos gramos de dióxido de carbono (CO2) se producirán al hacer reaccionar 60 g de etano (C2H6) con oxigeno (O2) en exceso?

2- ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32,.00 g O2 en presencia de H2, según la ecuación: 2 H2 + O2
2 H2O?

3- La formula química del ácido acético es CH3COOH. (El vinagre es una solución diluida de ácido acético). El ácido acético puro es inflamable, de manera que si se queman 315 gramos de ácido acético, ¿cuántos gramos de CO2 y H2O se producirán?

[4]- La sosa para lavar, es un compuesto que se emplea para acondicionar aguas duras para el lavado de ropa, es un hidrato, lo que significa que su estructura cristalina incluye cierta cantidad de moléculas de agua. Su formula puede escribirse como Na2CO3 x H2O, donde x indica el número de moles de H2O por cada mol de Na2CO3. Cuando una muestra de 2,588 gramos de sosa para lavar se calienta a 125 C, se pierde toda el agua de hidratación, dejando 0,948 gramos de Na2CO3. ¿Cuánto vale x?

[5]- Un elemento X forma un yoduro (XI3) y un cloruro (XCl3). El cloruro se convierte cuantitativamente en el cloruro cuando se calienta en una corriente de cloro:

2 XI3 + 3 Cl2 2 XCl3 + I2

Si se trata 0,5 g de XI3, se obtienen 0,236 gramos de XCl3. (a)- Calcule el peso atómico del elemento X? (b)- Identifique el elemento X?

6- La vainillina, el saborizante que domina la vainilla, contiene C, H y O, Cuando se quemó totalmente 1,05 gramos del compuesto se formó 2,43 gramos de CO2 y 0,50 gramos de H2O. Determine la formula empírica de la vainillina.

7- Se determinó un compuesto orgánico que solo contiene carbono, H y Cl. Cuando se quemó por completo en aire una muestra de 1,5 gramos del compuesto, se formo 3,52 gramos de CO2. En un experimento aparte, el cloro de una muestra se convirtió en 1,27 gramos de AgCl. Determine la formula empírica del compuesto.

8- Si se enciende una mezcla de acetileno, C2H2, y 10 gramos de O2, la reacción de combustión forma CO2 y H2O. (a)- Escriba la ecuación química balanceada para esta reacción. (b)- ¿Qué reactivo es el limitante para esta reacción? (c)- ¿Cuántos gramos de C2H2, O2, CO2 y H2O están presentes al termino de la reacción?

[9]- Una mezcla que contiene KClO3, K2CO3, KHCO3, y KCl se calentó y produjo CO2, O2, y H2O gaseoso de acuerdo a la reacción:

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

2 KHCO3 (s) K2O (s) + H2O (g) + CO2 (g)

K2CO3 (s) K2O (s) + CO2 (g)

El KCl no reacciona en las condiciones de la reacción. Si 100 gramos de la mezcla produce 1,80 gramos de H2O, 13,2 gramos de CO2 y 4 gramos de O2, ¿Qué composición tenia la mezcla original? (Suponga que la mezcla se descompone por completo).

10- Se ha quemado en oxígeno una muestra de 3,42 gramos de un compuesto cuya composición entran solamente carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno. Obteniéndose como productos 2,41 gramos de CO2, y 1,51 gramos de H2O. Otra muestra del mismo compuesto cuyo peso era de 5,26 gramos contenía 1,2 gramos de nitrógeno. Calcule la formula empírica de dicho compuesto.

[11]- Una muestra de 0,251 gramos de una aleación que solo contiene Mg+2 y Zn +2 se disolvió en ácido, luego se trató con (NH4)3 PO4 y NH3, seguido de filtración y calcinación en exceso oxígeno. Para dar a la formación del Mg2P2O7 (PM = 222,57 g/mol) y ZnP2O7 (304,68 g/mol) con un peso total de de 0,9513 gramos, ¿Calcular la composición porcentual de la aleación?

[12]- Al calentar el nitrato sódico, NaNO3, se desprende oxígeno y pasa a nitrito sódico, NaNO2. Una mezcla de NaNO3 y NaNO2, de masa 0,754 gramos, pierde 0,064 gramos cuando se calienta. Calcúlese el porcentaje de NaNO3 en la mezcla inicial.

11- REFERENCIAS BILIOGRAFICAS

1- Brown; Lemay, Bursten; “Química la ciencia central”, Pearson Education de México, S.A, México, 2004, Novena Edición.

2- Mortimer Charles I; “Química”, Editorial Iberoamericana S.A, México, 1983.

3- Moore Jhon; “Quimica para nivel universitario” Mc Graw Hill, Nueva Cork, 1995.

4- Atkins, P. W., Jones L., Química: Moléculas, Materia y Cambio, Omega, Mexico, 3ª edición, 1998.

5- Chang Raymond, Química, McGraw-Hill, Argentina, 7ª edición, 2002.

6- Petrucci R. H., W. Harwood, S. F.; Herring G., Química General. Principios y Aplicaciones Modernas, Prentice Hall, 8ª edición, 2002.

7- Whitten K. W., Davis R. E., Peck M. L., Química General, Nueva York, Mc Graw-Hill, 5ª edición, 1998.

8- Masterton Williams, “Quimica”, Addinson Weslley Inc, Mexico, 3ª edición, 1996

42

Productos

Reactantes

g Al2O3 x 3H2O = 200g

PM= 132 g/mol

NA= 6,02 x 1023

Al = 1/ 2

S= 3

H= 12

O = 6

Al = 1/ 2

S= 1 / 3

H= 12

O = 6

(ec.5)

(ec.7)

(ec.8)

a-

d-

e-

b-

f-

c-