REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA

“ANTONIO JOSÉ DE SUCRE”

VECERRECTORTADO “LUIS CABALLERO MEJÍAS”

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS

MANUAL DE INSTRUCCIÓN PROGRAMADA EN

QUIMICA:

CONCEPTOS BASICOS Y ESTEQUIOMETRÍA

AUTOR: AISHA M. HURTADO CARRIZALES

AÑO: 2009

INDICE DEL MANUAL DE INSTRUCCIÓN PROGRAMADA

1.- CONCEPTOS BÁSICOS……………………………………………………... 21.1.-Masas atómicas y moleculares ....…………………………………… 21.2.-Mol …………………………………………………………………………… 31.3.-Masa molar y volumen molar ………………………………………….. 41.4.-Interconversión ……………………………………………………………. 41.5.-Composición centesimal y fórmulas de compuestos …………… 61.6.-Formulas empíricas y moleculares 8

2.- REACCIONES QUÍMICAS ...…………………………………………………... 142.1.-Balanceo de ecuaciones ………………………………………………… 152.2.-Tipos de reacciones …………….……………….………………………... 182.3.-Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas 202.4.-Reactivos limitante y en exceso …………………………………… 252.5.-Pureza ……………………………………………………………………… 282.6.-Rendimiento ……………………………………………………………….. 292.7.-Reacciones Secuenciales ………………………………………………... 31

3.- EJERCICIOS DE RECAPITULACIÓN …………………………………………... 33

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

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

1.1.- Masas atómicas

Cuando los químicos de los siglos XVIII y XIX buscaban cuidadosamente

información sobre las composiciones de los compuestos y trataron de

sintetizar sus conocimientos, se hizo aparente que cada elemento tiene una

masa característica con relación a los otros elementos. Una primera

observación fue que carbono e hidrógeno tienen masas atómicas relativas,

tradicionalmente llamados también pesos atómicos. Miles de experimentos

sobre las composiciones de los compuestos han dado lugar al

establecimiento de una escala de pesos atómicos relativos basada en la

unidad de masa atómica (uma) que se define exactamente como 1/2 de

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

carbono-12.

Conceptos básicos

Masas moleculares

La masa molecular de una sustancia no es mas que la suma de las masas

atómicas de cada uno de los átomos de su fórmula molecular. Por ejemplo el

H2SO4

PM = 2(PA de H) + (PA de S) + 4(PA de O)

PM = 2(1,0 uma) + (32,0 uma) + 4(16,0 uma) = 98, 0 uma

Se ha redondeado los pesos atómicos a una cifra después del punto decimal

Ejemplos:

NaOH Peso Fórmula = 40 uma H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma Unid. P.A. (uma) Unid. P.A. (uma)1 x Na = 1 X 23 uma 3 x H 3 X 1 uma = 3 uma1 x H = 1 X 1 uma 1 x P 1 X 31 uma = 31 uma1 x O = 1 X 16 uma 4 x O 4 X 16 uma = 64 uma

1.2.- El mol

Aún la porción más pequeña de materia que puede manejarse contiene un

número enorme de átomos. En cualquier situación real debemos tratar con

grandes números de átomos, y es deseable alguna unidad para describir

convenientemente esta cantidad de átomos.

La idea de usar una unidad para describir un número particular (cantidades)

de objetos se ha considerado durante largo tiempo. Ya estamos

familiarizados con la docena (12 artículos), centena (100 artículos), decena

(10 artículos), etc. La unidad SI (Sistema Internacional de Medidas) para

cantidad de materia es el mol. Se define como la cantidad de sustancia que

contiene tantas entidades (átomos, moléculas u otras partículas) como

átomos hay en exactamente 12 g de átomos de carbono-12 (12C) puro.

Muchos experimentos han refinado este número, y el valor corrientemente

aceptado es

1 mol = 6,0221367 x 1023 partículas

Este número, a menudo redondeado a 6,022 x 1023, se denomina número de

Avogadro en honor de Amedeo Avogadro (1776-1856).

La masa de un mol de átomos de un elemento puro en gramos es

numéricamente igual a la masa atómica de este elemento en uma. Esto

también se llama masa molar del elemento, una forma de expresar sus

unidades es gramos/mol.

TIP: Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos

objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12

gramos de 12C.

1.3.- Masa molar

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

un solo átomo de un elemento (en uma) es numéricamente igual a la masa

(en gramos) de un mol de átomos de ese elemento. Esto es cierto sin

importar de que elemento se trate:

Un átomo de 12C pesa 12 uma, un mol de 12C pesa 12 g.

Un átomo de 24Mg pesa 24 uma, un mol de 24Mg pesa 24 g.

Un átomo de 197Au pesa 197 uma, un mol de 197Au pesa 197 g.

La masa en gramos de un mol de una sustancia es su masa molar. La masa

molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a

su peso fórmula (en uma), pero su unidad mas común es g/mol

Volumen Molar

Por último, se definirá al volumen molar como el volumen que ocupa 1 mol

de cualquier gas medido en condiciones normales (CN) de presión (1 atm) y

temperatura (25 °C)

De acuerdo con el principio de Avogadro, que se apoya en la teoría cinética

de los gases, 1 mol de cualquier gas ideal a pesar de poseer pesos

diferentes, si se mide el volumen que ocupa, en las mismas condiciones de

presión y temperatura se observará que, los volúmenes serán iguales,

cuando se miden en CN. Los volúmenes molares de todos los gases son

iguales y su valor es 22,414 L.

Es común tener que realizar conversiones de masa a moles y de moles a

masa en cálculos en los que se usa el concepto de mol. Estos cálculos se

facilitan si se aplica análisis dimensional (factor de conversión) como se

muestra en el siguiente esquema:

Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran

frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos

cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra

en los siguientes ejercicio

1.- ¿Cuántos moles de C6H12O6 hay en 538 gramos?

Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1

mol en 538 gramos.

2.- ¿Cuántos moles de C6H12O6 hay en 1 gramo?

Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de

1 mol en 1 gramo.

MolesMoles MoléculasMoléculasUsar masa molar

Usar Nº AvogadroGramosGramos

1.4.- Interconversión

Como la masa molar de una sustancia se puede definir como la masa en

gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol.

Nótese que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre

la masa de 1 mol (Peso molecular), por tanto podemos expresar:

( )molgciasuslademolarMasa

gciasuslademasanmolesdeNúmeros

/tan

)(tan"" = (Fórmula 1)

Por tanto, podemos hacer la conversión de masa a mol y de mol a masa

mediante un análisis dimensional o por la aplicación de la fórmula.

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

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

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

Respuestas: (1) 0.0605 moles (2) 77.9 gramos (3) 671,0 gramos.

Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa

como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen.

Por ejemplo, una molécula de metano CH4 contiene 1 átomo de C y 4 de H.

Por consiguiente, un mol de CH4 contiene un mol de átomos de C y cuatro

moles de átomos de hidrógeno.

El tanto por ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y multiplicada

por 100 (o simplemente partes por 100), por ello puede representarse la

composición centesimal del metano, CH4 como:

100)( ∗=

compuestodelmolarmasa

elementodelmolarmasanelementoundeporcentualncomposicio (Fórmula 2)

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

1.5.- Composición centesimal y formulas de compuestos

AUTOEVALUACIÓN

EJEMPLO:

1) El gas mostaza (C4H8Cl2S) es un gas venenoso que se utilizó durante la

Primera Guerra Mundial y posteriormente se prohibió su uso. Causa la

destrucción general de los tejidos corporales, lo que tiene como resultado

la aparición de ampollas. No hay antídoto efectivo contra él. Calcule la

composición centesimal en masa de los elementos del gas mostaza.

a. Lo primero que debemos hacer es escribir la fórmula molecular del

compuesto.

Compuesto: C4H8Cl2S

b. Anotar las masas atómicas de los elementos presentes.

Masa atómicas: C = 12; H = 1; Cl = 35,5; S = 32

c. Calcular la masa molar

Masa Molar: 4 x (12) + 8 x (1) + 2 x (35,5) + 32 = 159 g/mol

d. Relacionar la masa atómica de un mol de cada elemento con la

masa molar del compuesto (Aplicar fórmula 2).

%19,30%100159

124% =××=

g

gC

%03,5%100159

18% =××=

g

gH

%65,44%100159

5,352% =××=

g

gCl

%13,20%100159

321% =××=

g

gS

Si queremos verificar solo tenemos que sumar los porcentaje de cada

elemento y la suma nos debe dar 100% que representa la totalidad

30,19% + 5,03% + 44,65% + 20,13% = 100%

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

Respuesta: 1,6% H; 22,2% N y 76,2% O.

3) Determinar la composición centesimal del Fe2(SO4)2 [sulfato de hierro (III)]

Respuesta: 27,93 % Fe; 24,05 % S y 48,02 % O.

1.6.- Fórmulas empíricas y moleculares

Desde el análisis de la composición porcentual, o centesimal, y el

conocimiento de los pesos atómicos de los elementos, es posible obtener la

relación mínima que existe entre los átomos de un compuesto. Esto se

conoce como FÓRMULA EMPÍRICA o FÓRMULA MÁS SIMPLE y no

necesariamente corresponde a la “FÓRMULA MOLECULAR” o verdadera.

La fórmula empírica se puede establecer porque los átomos individuales en

un compuesto se combinan en una relación de números enteros (Ley de las

proporciones definidas) y cada elemento tiene una masa atómica específica.

Por tanto, para calcular la fórmula empírica de un compuesto se necesitan

conocer:

a) Los elementos que se combinan para formar el compuesto.

b) Sus masas atómicas

c) La relación gravimétrica (en masa) o porcentajes en el que se

combinan

Para escribir la fórmula empírica, se siguen los siguientes pasos:

1. Suponer una cantidad inicial definida del compuesto, que por lo general es

de 100 g, cuando no se proporciona y expresar la masa de cada elemento

en gramos.

2. Convertir los gramos de cada elemento en moles, con la masa molar de

cada uno. Esta conversión da como resultado la cantidad en moles de

átomos de cada elemento en la cantidad propuesta en el punto 1.

3. Dividir cada uno de los valores obtenido en el punto 2, entre el menor de

ellos. Si los números obtenido mediante este procedimiento son enteros,

usarlos como subíndices al escribir la fórmula empírica.

4. Si los números obtenidos en el punto 3 no son enteros, multiplicarlos por

el número más pequeño que los convierta en enteros. Usar estos números

como subíndices de la fórmula empírica.

El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene 50,1 %

de azufre y 49,9 % en peso de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica?

1. Consideremos 100 gramos del compuesto, los cuales contendrán:

50,1 g de S y 49,9 g de O.

2. Se calcula el número de moles de átomos de cada elemento, empleando

análisis dimensional.

3. Obtener la relación de los átomos en la fórmula empírica. Una manera

sencilla y útil de obtener relaciones entre varios números es: i) dividir cada

uno de ellos entre el más pequeño y ii) multiplicar los resultados por el

número entero más pequeño de los obtenidos en la eliminación de

fracciones.

1,56/1,56 = 1 S

SO2

3,12/1,56 = 2 O

Ejemplo:

Se encuentra que un compuesto tiene 52,9 % de aluminio (Al) y 47,1 % de

oxígeno (O). ¿Determinar su fórmula empírica?

1. Consideremos 100 gramos del compuesto, los cuales contendrán:

52,9 g de Al y 47,1 g de O.

2. Se calcula el número de moles de átomos de cada elemento, empleando

análisis dimensional.

AldemolAldeg

AldeatomosdemolAldegAldeatomosdemoles 9607,1

98,26

19,52? =×=

OdemolAldeg

OdeatomosdemolOdegOdeatomosdemoles 9438,2

16

11,47? =×=

3. Obtener la relación de los átomos en la fórmula empírica.

1,9607/1,9607 = 1 Al AlO1,5 2,9438/1,9607 = 1,5 O

4. Como los números obtenidos en el punto anterior no son enteros, se

multiplica por un número entero que los transforme en un número entero. En

este caso se multiplica por 2, quedando la fórmula empírica como:

Al2O3

La fórmula verdadera (Fórmula molecular) de muchos otros compuestos es

un múltiplo de la fórmula simplificada; consideremos, por ejemplo, el butano

C4H10. Su fórmula empírica es C2H5, pero su fórmula verdadera contiene dos

veces el número de átomos, o sea (C2H5)2 = C4H10. El benceno, C6H6,

constituye otro ejemplo. La fórmula empírica del benceno es CH, pero su

fórmula molecular contiene seis veces ese número de átomos, (CH)6 = C6H6.

Una forma sencilla de encontrar cuantas veces esta contenida la fórmula

empírica en la fórmula molecular es:

empirica

verdadera

MasaMolar

MasaMolarrelacion =#

EJEMPLO

1) La fórmula empírica de la glucosa es CH2O, sin embargo el peso fórmula

(Peso Molecular) es 180 uma. ¿Cuál es su fórmula molecular?

6/30

/180# ===

molg

molg

MasaMolar

MasaMolarrelacion

empirica

verdadera

Por tanto la fórmula verdadera de la glucosa se determina multiplicando la

fórmula empírica por 6.

(CH2O)6 = C6H12O6

2) La alicina es el compuesto responsable del olor característico al ajo. Un

análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual

en masa: C = 44,4%; H = 6,21%; S= 39,5%; O = 9,86%. Calcule su

fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es

alrededor de 162 g?

a. Suponer que se empezó con 100 g, por lo que los porcentajes de

cada elemento se convierten en 44,4 g de C; 6,21 g de H; 39,5 g de

S y 9,86 g de O.

b. Calcular el numero de moles de cada uno de los elementos

CmolCg

CmolCgnC 7,3

12

14,44 =×=

HmolHg

HmolHgnH 21,6

1

121,6 =×=

SmolSg

SmolSgnS 23,1

32

15,39 =×=

OmolOg

OmolOgnO 62,0

16

186,9 =×=

c. Transformar los subíndices en números enteros dividiéndolos entre

el subíndice más pequeño.

697,562,0

7,3 ≈==C 1062,0

21,6 ≅=H 298,162,0

23,1 ≈==S 162,0

62,0 ==O

Así se llega a la fórmula empírica C6H10 S2O

d. Relacionar la masa molecular entre la masa empírica

empíricamasa

molecularmasarelación =# 1

162

162# ==relación

e. Multiplicar todos los subíndices de la fórmula empírica por el número

de relación antes calculado. Como el número es 1 entonces la

fórmula empírica es igual a la fórmula molecular. Así se llega a la

fórmula molecular C6H10 S2O

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

compuestos:

b.- ¿Cuál es la masa en gramos de 0.257 moles de sacarosa, C12H22O11?

c.- 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?

d.- ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto siguiente? fórmula

empírica CH, masa molar 78 g/mol

AUTOEVALUACIÓN

1.- Ca(C2H3O2)2

3.- Ca 3(PO4)2

5.- (NH4)2HPO4

2.- C2H5OH

4.- H2SO4

6.- (CH2CO)2C6H3(COOH)

2.- REACCIONES QUÍMICAS

Todo nuestro mundo esta rodeado de reacciones químicas, cuando

respiramos, cuando comemos, cuando cocinamos, de una u otra manera

estamos en presencia de una reacción química, por otro lado todo lo que hoy

utilizamos es producto de combinaciones de compuestos químicos o de una

serie de reacciones químicas. Por ejemplo cuando jugamos con fuegos

artificiales lo que tenemos inicialmente es diferente a lo que observamos al

final lo que no sabemos es que todo esto ocurre gracias a una reacción

química.

Las reacciones químicas se representan mediante una ecuación química. Por

ejemplo, cuando el hidrógeno arde reacciona con el oxígeno para formar

agua, para escribir una ecuación química nos tenemos que responder estas

dos preguntas:

¿Quienes reaccionan (reactivos)?

¿Que produce (productos)?

Donde podemos leerla de la siguiente manera:

El signo + significa: REACCIONA CON

La flecha se lee como: PRODUCE

Por lo que en resumen podemos decir que una ecuación química debe tener

las sustancias de partida (reactivos) escritas a la izquierda de la flecha y las

sustancias finales o que se forman (productos) escritas siempre a la derecha

de la flecha.

2.1.- Balanceo de ecuaciones

Es importante destacar que para que una ecuación química represente un

reacción química debe estar balanceada (cumplir con la Ley de la

conservación de la masa) que no es mas que: las cantidades de átomos

2 H2 + O

2 2 H

2O

Obtención de fórmulas a partir de la composición centesimal

iniciales sean iguales a los átomos finales por cada elemento, por ejemplo en

la ecuación anterior sabemos que le hidrógeno reacciona con el oxígeno para

formar agua

Pero si observamos tenemos que:

Elemento Átomos iniciales Átomos finalesHidrogeno (H) 2 2Oxígeno(O) 2 1

Por lo tanto no tenemos la misma cantidad de oxígeno inicial que final esto

que significa que la ecuación NO ESTA BALANCEADA, es decir, no cumple

con la Ley de Conservación de la Masa. Para balancearla se colocan números

delante de cada fórmula química que garanticen que (al multiplicarlos por el

subíndice tenemos la misma cantidad de átomos iniciales como finales). Este

tipo de balanceo se llama por tanteo y al realizarlo nos encontramos que la

ecuación balanceada es:

Si volvemos a calcular las cantidades de átomos iniciales y finales tenemos:

Por lo que ahora si podemos decir que la ecuación esta balanceada, los

números antepuestos a la formulas son llamados COEFICIENTES

ESTEQUIOMÉTRICOS

Elemento Átomos iniciales Átomos finalesHidrogeno (H) 2 x 2 = 4 2 x 2 = 4Oxigeno(O) 1 x 2 = 2 2 x 1 = 2

2 H2 + O

2 2 H

2O

H2 + O

2 H

2O

Al balancear las ecuaciones, es importante diferenciar entre los números

antepuestos a una fórmula (coeficientes estequiométricos) y los subíndices

de una fórmula observe el siguiente ejemplo:

A fin de mostrar el proceso de balancear ecuaciones, consideremos la

reacción que ocurre cuando el metano (principal componente del gas

natural) se quema para producir dióxido de carbono y vapor de agua

Toda ecuación química debe estar balanceada por lo que empezamos a

balancear las especies diferentes a hidrogeno y oxígeno que se encuentran

en la reacción, en este caso empezaremos a balancear el carbono (C). Si

observamos la ecuación química nos encontramos con:

El carbono (C) esta presente en la molécula de metano en igual proporción

que en la molécula de dióxido de carbono 1:1. Ahora trataremos de

balancear el otro elemento que acompaña al carbono en los reactivos que es

el hidrógeno. Si volvemos a observar la ecuación encontramos que:

Inicialmente tenemos 4 átomos de hidrógeno y al final tenemos 2, por lo que

buscamos el mínimo como un múltiplo entre 4 y 2, lo que es igual a 4

entonces: En la siguiente reacción tenemos 4 átomos de hidrógeno inicial y 4

átomos de hidrógeno al final

Ejercicios de muestra

CH4 + O

2 CO

2 + H

2O

(NO BALANCEADA)

CH4 + O

2 CO

2 + H

2O

(NO BALANCEADA)

CH4 + O

2 CO

2 + H

2O

(NO BALANCEADA)

Por ultimo pero no menos importante balanceamos el oxígeno donde

tenemos en la ecuación anterior que: inicialmente se tiene 2 átomos de

oxígenos y final tenemos 4 que es el producto de la suma de 2 átomos de

oxígeno del CO y 2 átomos de oxígenos provenientes del H2O. Realizamos

igual el procedimiento descrito para balancear el hidrógeno así que

obtenemos la siguiente ecuación química.

Verificamos que la ecuación esta balanceada llenando el siguiente recuadro

Elementos Cantidad inicialNúmeros de átomos

Cantidad finalNúmeros de átomos

C1x1=1Total: 1

1x1=1Total: 1

H4x1=4Total: 4

2x2=4Total: 4

O2x2=4Total: 4

2x1=21x2=2Total: 4

Nota: como todos los totales de átomos iniciales son iguales a los números

de átomos finales entonces podemos decir que la ecuación esta balanceada,

todos los números en rojo son los coeficientes estequiométricos.

Nuestra explicación anterior se concentra en la manera de balancear las

ecuaciones químicas, dados los reactivos y productos de la reacción, a

continuación se presenta algunos ejemplos de los tipos de reacciones.

CH4 + 2 O

2 CO

2 + 2 H

2O

( BALANCEADA)

CH4 + O

2 CO

2 + 2 H

2O

(NO BALANCEADA)

2.2.- Tipos de reacciones

2.2.1.- Combustión en aire

Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una

flama. En la mayor parte de las reacciones de combustión que observamos

interviene el O2 del aire como reactivo. Por ejemplo la combustión de

propano C3H8, un gas que se utiliza para cocinar y para la calefacción de los

hogares se describe con la ecuación siguiente:

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

Si no hay suficiente O2 presente, se produce monóxido de carbono, CO. Una

restricción aún más severa del O2 causa la producción de las partículas finas

de carbono que llamamos hollín. En la practica introductoria del laboratorio

cuando hablamos de las partes del mechero y como obtener combustión

completa y diferenciar cuando estamos en presencia de ella o no, se observa

la llama azul que se produce cuando el propano arde como indicativo de una

combustión competa, en cambio cuando observamos una llama amarilla que

desprende un humo negro decimos que la combustión no es completa.

Muchos de los compuestos que nuestro cuerpo utiliza como fuente de

energía, como el azúcar glucosa, C6H12O6, reacciona de manera análoga

dentro del cuerpo para formar CO2 y H2O.

2.2.2.- Reacciones de combinación y descomposición

En las reacciones de combinación, dos o más sustancias reaccionan para

formar un producto. Por ejemplo, el magnesio metálico arde en aire con un

brillo enceguecedor para formar oxido de magnesio como se observa en la

siguiente reacción:

2 Mg(S) + O2 (g) 2 MgO (S)

Esta reacción se empleaba en las bombillas de destellos, que antes se

usaban comúnmente en la fotografía. En las reacciones de descomposición

una sustancia sufre una reacción para producir dos o más sustancias

distintas. Muchos compuestos sufren reacciones de descomposición cuando

se calientan, ejemplo.

CaCO3 (S) CaO (S) + CO2 (g)

La descomposición del CaCO3 es un proceso comercial importante en la

producción de cal o cal viva (CaO) donde Estados Unidos utiliza más de 20

mil de toneladas x año

a.- Obtenga los valores de “a”, “b”, “c” y “d” que balancee la ecuación:

b.- ¿Cuál es el coeficiente del HCl cuando la ecuación siguiente está

balanceada correctamente?

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

c.- Balancee la siguiente ecuación e indique si se trata de una reacción

de combustión, de combinación o de descomposición:

1.- "a" B10H18 + "b" O2 "c" B2O3 + "d" H2O

2.- "a" C6H14O + "b" O2 "c" CO2 + "d" H2O

3.- "a" Al + "b" Cr2O3 "c" Al2O3 + "d" Cr

1.- "a" Li + "b" N2 "c" Li3N

2.- "a" H2O2 + "b" SO2 "c" H2SO4

3.- "a" Al + "b" Cr2O3 "c" Al2O3 + "d" Cr

AUTOEVALUACIÓN

El concepto de mol nos permite aprovechar, en un nivel macroscópico

práctico, la información cuantitativa contenida en una ecuación química

balanceada. Consideremos la siguiente ecuación balanceada:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

Los coeficientes nos dicen que dos moléculas de H2 reaccionan con cada

molécula de O2 para formar dos moléculas de H2O. Se dice que los números

relativos de moles son idénticos a los números relativos de moléculas:

2 H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

2 moléculas 1 molécula 2 moléculas

2(6,02 x 1023 moléculas) (6,02 x 1023 moléculas) 2(6,02 x 1023 moléculas)

2 moles 1 mol 2 moles

Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden

interpretar como los números relativos de moles que intervienen en

la reacción.

Ejemplo:

Calcule la cantidad de oxígeno necesaria para reaccionar con 3 moles

de H2 y la cantidad de H2O formado.

1. Debemos calcular la cantidad de oxígeno que reacciona con 3

moles de H2 como no me especifican las unidades de cantidad entonces la

cálculo en moles como se muestra a continuación

22

222 5,1

2

13 Omoles

Hmoles

OmolHmolesOmolesn =×=

2. Tenemos la cantidad de oxígeno e hidrógeno por lo tanto

podemos calcular la cantidad de agua con cualquiera de los dos, asumimos

que estamos en presencia de una reacción completa porque solo me dan la

cantidad de uno de los reactivos en este caso es el H2

2.3.- Información cuantitativa a partir de las ecuaciones balanceadas

OHmolesHmoles

OHmolHmolesOHmolesn 2

2

222 3

2

23 =×=

Como ejemplo adicional, consideremos la combustión del butano C4H10, el

combustible de los encendedores desechables:

2C4H10 (l) + 13 O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(l)

Supongamos que nos interesa conocer la masa de CO2 que se produce al

quemar 58 g de butano C4H10

Así pues, la secuencia de conversión es:

Estos pasos se pueden combinar en una sola secuencia de factores

En la figura siguiente se resume la estrategia general empleada para calcular

las cantidades de sustancia consumidas o producidas en reacciones químicas

Por lo que si lo escribimos unidimensionalmente nos queda que el factor de

conversión es el siguiente:

22

2

104

2

104

1041042 176

1

44

2

8

58

158 COg

COmol

COg

HCmol

COmol

HCg

HCmolHCgCOg =×××=

Moles de reactivos

Moles de reactivos

Gramos de productos

Gramos de productos

Gramos de reactivos

Gramos de reactivos

Moles de productos

Moles de productos

Usar coeficientes estequiométricos de A

y B de la ecuación balaceada

Usar coeficientes estequiométricos de A

y B de la ecuación balaceada

Moles de sustancia B

Moles de sustancia B

Moles de sustancia A

Moles de sustancia A

Gramos de sustancia A

Gramos de sustancia A

Gramos de sustancia B

Gramos de sustancia B

Usar masa molar de B

Usar masa molar de A

a.- El CO2 que los astronautas exhalan de la atmósfera de la nave

espacial por reacción con KOH se expresa a continuación:

CO2 + KOH K2CO3 + H2O

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

b.- ¿Cuántos gramos de óxido de hierro Fe2O3, se pueden producir a

partir de 2.50 g de oxígeno que reaccionan con hierro sólido?

c.- El octano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:

2 C8H18 + 25 O2 16CO2 + 18H2O

¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5.00 g de

C8H18?

d.- La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico,

C2H5OH, y dióxido de carbono:

C6H12O6(ac) C2H5OH(ac) + CO2(g)

¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 100 g de

glucosa?

e.- Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone

rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según

la reacción:

NaN3 Na + N2

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

nitrógeno gaseoso?

AUTOEVALUACIÓN

f.- Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire

para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire.

El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro

compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción:

10Na + 2KNO3 K2O + 5 Na2O + N2

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

2.4.- Reactivos, limitante y en exceso

En las reacciones químicas cuando uno de los reactivos se agota antes que

los demás, la reacción se detiene. Este reactivo se define como el reactivo

limitante, porque determina, o limita, la cantidad de producto que puede

formar. El resto de los reactivos sobrantes, se consideran como reactivos

en exceso, debido a que se encuentran presentes en mayor cantidad que la

necesaria para reaccionar con el reactivo limitante.

Supongamos por ejemplo que:

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

amigos, en la conversación Manuel le pregunta que si debe llevar algo, la

amiga le dice: Bueno prepárate unos sándwich, Manuel le responde chévere

nos vemos mañana.

Manuel llama a su mama y le dice que le compre algunos ingredientes para

preparar unos sándwiches que necesita para llevarlos a la playa. La mamá de

Manuel le trae un paquete de pan (30 rebanadas), ½ kg de queso amarillo

(20 lonjas) y ½ kg de jamón (30 lonjas). La preparación del sándwich se

puede escribir de esta manera:

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

2P + Q + J P2QJ

Nos preguntamos: ¿Cuantos sándwiches puede preparar Manuel?

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

i) 30 20 30

f) 0 5 15 15

Manuel solo puede preparar 15 Sándwiches por que se le terminó el pan eso

quiere decir que las rebanadas de pan son el reactivo limitante. Esto se

puede verificar matemáticamente:

2. Supongamos, por ejemplo que tenemos una mezcla de 4 moles

de H2 y 3 de O2 y que la hacemos reaccionar para formar H2O

2 H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

Calculo del reactivo limitante

a. Para ello se debe escribir la reacción química balanceada

b. Debajo de cada compuesto se debe escribir las cantidades que se

tiene de cada uno de ello

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

que reaccione completamente el otro

( ) 2222

21242 molesO

molesH

molOxmolesHmolesdeO =

=

d. Me hago la siguiente pregunta ¿Tengo eso o más?

Si la respuesta es Si el es él reactivo en exceso. Pero si la respuesta es No

entonces él seria el reactivo límite

¿Tengo eso o más? Si por lo tanto el O2 es el Reactivo en Exceso, lo que

implica que al terminar la reacción queda una cierta cantidad de Oxígeno que

se calcula como se muestra a continuación:

Moles de O2 al finalizar la reacción = 3 moles – 2 moles = 1mol O2

En nuestro ejemplo el reactivo limitante es el H2, lo que implica que cuando

se haya consumido todo el H2 la reacción se detendrá. Así pues la cantidades

de producto formados en una reacción siempre están determinadas por la

cantidad del reactivo limitante.

3. El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno

gaseoso para formar dióxido de nitrógeno (NO2) un gas café oscuro.

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

En un experimento se mezclaron 0,886 mol de NO con 0,503 mol de O2.

Calcule cuál de los dos reactivos es el limitante. Calcule también el número

de moles de NO2 producido y que cantidad en gramos del reactivo en exceso

queda

a.- Un fabricante de bicicletas dispone de 5350 ruedas, 3023 marcos y

2655 manubrios. ¿Cuántas bicicletas puede fabricar con estas partes?

b.- El metal sodio reacciona con agua para dar hidróxido de sodio e

hidrógeno gas:

Na(s) + H2O (l) NaOH (aq) + H2 (g)

Si 10.0 g de sodio reaccionan con 8.75 g de agua: ¿Cuál es el reactivo

limitante?

c.- El vinagre (HC2H3O2) y la soda (NaHCO3) reaccionan produciendo

burbujas de gas (dióxido de carbono):

HC2H3O2 (aq) + NaHCO3 (s) NaC2H3O2 (aq)

Si 50 g de vinagre reaccionan con 5 moles de soda. ¿Cuál es el reactivo

limitante?

d.- Cuando se prepara H2O a partir de hidrógeno y oxígeno, si se parte

de 4,6 mol de hidrógeno y 3,1 mol de oxígeno, ¿cuántos moles de agua se

pueden producir y que cantidad en gramos queda del reactivo en exceso?

AUTOEVALUACIÓN

2.5.- Pureza:

Hasta este punto hemos tratado los reactivos como sustancias puras, sin

embargo, en la naturaleza son muy pocas las sustancias que se encuentran

de esta manera, los procesos de purificación pueden ser muy costosos, En la

mayoría de los espacios donde se trabaja con sustancias químicas las

sustancias que están a la disposición no son totalmente puras por lo que es

importante entender, como realizar cálculos donde este implicada la pureza.

Ejemplo:

Una estudiante de ingeniería, recibió de su abuela una medalla de 25 g, que ella

supone de oro. Para averiguarlo, le solicita al Prof. Wolframio si puede hacerle en el

laboratorio de química un análisis de la joya para la determinación de oro. El

profesor hace reaccionar la joya con ácido clorhídrico en exceso, obteniendo un

precipitado de 15 g de cloruro aúrico (AuCl3) e hidrógeno gaseoso (H2).

Determine:

a) Porcentaje de pureza en oro de la joya

b) La cantidad de HCl que reaccionó y repórtela con un 40% de exceso

Análisis y resolución del problema

1. Escribir la reacción química

Au + HCl AuCl3 + H2

2. Balancear la reacción química

2 Au + 6 HCl 2 AuCl3 + 3 H2

3. Analizamos que datos tenemos y calculamos la cantidad de oro que

reacciona para formar 15 g de cloruro aúrico.

2 Au + 6 HCl 2 AuCl3 + 3 H2

Inicial) 25 g X g + 40%

Reacciona)

Final) 15 g

purosAugAumol

Aug

AuClmol

Aumol

AuClg

AuClmolAuClgAug 74,9

1

97,196

2

2

47,303

115

33

33 =×××=

4. Calculamos el porcentaje de pureza

100% ×=impurosgramos

purosgramosPureza purezade

g

gPureza %39%96,38100

25

74,9% ≈=×=

5. Calculamos la cantidad de reactivo que se necesita para formar 15 g

del producto o la cantidad HCl que se necesita para reaccionar con

9,74 g de Au y luego se calcula el 40 % de exceso.

HClgHClmol

HClg

AuClmol

HClmol

AuClg

AuClmolAuClgHClg 41,5

1

5,36

2

6

47,303

115

33

33 =×××=

HClgHClmol

HClg

Aumol

HClmol

Aug

AumolAugHClg 41,5

1

5,36

2

6

97,196

174,9 =×××=

HClgggHClg 57,7)100

4041,5(41,5 =×+=

7,57 g es lo que se debe pesar de HCl para tener un exceso del 40 %

2.6.- Rendimiento teórico

La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona

todo el reactivo limitante se llama rendimiento teórico. La cantidad de

producto que realmente se obtiene en una reacción se denomina

rendimiento real. El rendimiento real casi siempre es menor que el

rendimiento teórico. Esta diferencia tiene muy diversas causas. Por ejemplo,

es posible que una parte de los reactivos no reaccione, o que reaccione de

una forma diferente de la deseada (reacciones secundarias). Además, no

siempre es posible recuperar todo el producto de la reacción. El porcentaje

de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico

(calculado)

100 x teóricooRendimient

real oRendimient oRendimient de % =

Por ejemplo:

1.- Calcular el rendimiento de un experimento en el que se obtuvieron

3,43 g de SOCl2 mediante la reacción de 2,50 g de SO2 con un exceso de PCl5,

esta reacción tiene un rendimiento teórico de 4,64 g de SOCl2.

SO2(l) + PCl5(l) SOCl2(l) + POCl3(l)

El ejercicio anterior nos pide que calculemos el rendimiento de la reacción,

para calcularlo debemos estar claro de que es lo que se forma realmente y

que se debe esperar que se forme. Al analizar los datos nos damos cuenta

que:

a) Tenemos las cantidades del producto SOCl2 que se forma

b) Se tiene el rendimiento teórico es decir cuanto se debe esperar en

condiciones ideales, así que utilizamos la fórmula y nos queda que:

%74%9,73100cos64,4

exp43,3dimRe%

2

2 ≈=×=SOCldeteórig

SOCldeserimentalegienton

c) Un dato importante es que nos dan la cantidad de reactivo limitante SO2

que se utiliza para la reacción, si no nos dieran el rendimiento teórico con

este valor lo podemos calcular, pero como en este caso el rendimiento

teórico es un dato no hay necesidad de realizar dicho cálculo.

2.- El cloruro de calcio reacciona con nitrato de plata para producir un

precipitado de cloruro de plata:

CaCl2(aq) + 2 AgNO3(aq) AgCl(s) + Ca(NO3)2(aq)

En un experimento se obtienen 1.864 g de precipitado. Si el rendimiento

teórico del cloruro de plata es 2.45 g. ¿Cuál es el rendimiento en porcentaje?

(Realiza este ejercicio en casa se trabaja igual que el ejercicio anterior.)

2.7.- Reacciones secuenciales

A menudo se necesita más de una reacción para cambiar los materiales de

partida en los productos deseados. Esto es cierto con muchas reacciones que

realizamos en el laboratorio y en muchos procesos industriales. Se llaman

reacciones secuenciales. La cantidad de producto deseado de cada reacción

se toma como material de partida para la siguiente.

Ejemplo:

A temperaturas elevadas el carbono reacciona con agua para formar una

mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno según la siguiente reacción:

El monóxido de carbono se separa del hidrógeno y entonces se utiliza para

separar níquel de cobalto por formación de un compuesto gaseoso,

tetracarbonilo de níquel Ni(CO)4 como se observa a continuación:

¿Qué masa de Ni(CO)4 podría obtenerse a partir de CO que se produce al

hacer reaccionar 75,0 g de carbono?

Estrategia:

1. Primero escribimos las ecuaciones químicas una debajo de la otra (No

olvides balancear)

2. Luego analizamos cual es la incógnita y que tenemos como dato

Para eso nos pide que calculemos la cantidad de Ni(CO)4 que se puede

formar cuando reacciona 75 g de Carbono (C). Pero si observamos como

ocurre la reacción primero el carbono reacciona para formar CO y este a su

vez reacciona para formar el Ni(CO)4 por lo tanto un factor importante de

C + H2O Calor CO + H

2

C + H2O Calor CO + H

2

Ni + CO Ni(CO)4

Ni + 4 CO Ni(CO)4

calcular es el compuesto común en las dos reacciones ¿Quién es este? El CO.

Una vez definido esto realizaremos el cálculo estequiométrico.

COmolCmol

COmol

Cg

CmolCgCOmol 25,6

1

1

12

175? =××=

Ahora calculamos la cantidad de Ni(CO)4 que se forma cuando reacciona 75 g

de C pero como existe una especie intermedia que es el CO utilizamos para

el calculo la cantidad de CO formada en la primera reacción es decir el CO es

producto en la primera reacción pero es reactivo en la segunda (Observar las

reacciones químicas). Entonces realizamos el cálculo.

44

444 )(267

)(1

)(171

4

)(125,6)(? CONig

CONimol

CONig

COmol

CONimolCOmolCONig =××=

Al finalizar con reacciones secuenciales, hemos logrado cubrir los aspectos

más importantes para la comprensión de la estequiometría, como actividad

complementaria a continuación se presentan una serie de ejercicios del nivel

de exámenes que pueden desarrollar fuera del aula, El profesor esta siempre

a su disposición para cualquier duda o sugerencia.

Éxito

Ejercicios de tipo examen

Los ejercicios que se presentan a continuación son una recopilación de los ejercicios más

completos de nivel de examen que deben manejar los estudiantes.

1) Hay un oxiácido orgánico muy abundante en limones, naranjas y toronjas, cuando se

queman 5 gramos de este ácido se producen 6.875 gramos de bióxido de carbono y 1.875

gramos de agua, si 0.25 moles de este compuesto equivalen a 48 gramos.

a. ¿Cuál es la composición porcentual del oxiácido?

b. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido?

c. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto orgánico?

2) La vitamina C es indispensable para la prevención del escorbuto y en dosis grandes

puede ser efectiva para evitar los resfriados. La combustión de una muestra de 0,2 g de este

compuesto formado por C, H y O produce 0,2998 g de CO2 y 0,0819 g de H2O. ¿Cuál es la

fórmula empírica de la vitamina C?

3) Se determinó que un compuesto orgánico contiene solo 3 elementos: carbono, hidrógeno

y cloro. Cuando se quemó por completo en el aire una muestra de 1.5 gramos del

compuesto, se produjeron 3.52 g de CO2. En otro experimento, el cloro de una muestra

de un gramo del compuesto, se transformó en 1.27 gramos de cloruro de plata.

a. ¿Cuál es la masa en gramos que hay de cada elemento en 1.5 gramos de muestra

del compuesto mencionado?

b. ¿Cuál es la composición porcentual de cada elemento en el compuesto?

c. ¿Cuál es la fórmula mínima para esta sustancia orgánica?

4) Diga cuales de las siguientes afirmaciones son correctas “Justifique su respuesta”

H2S + SO2 --- S + H2O

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

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

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

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

consumido.

5) La tiza esta compuesta por carbonato de calcio y sulfato de calcio, con algunas

impurezas como SiO2. Solamente el CaCO3 reacciona con el HCl diluido. ¿Cuál es la masa

porcentual de CaCO3 en un trozo de tiza de 3,28 g que produce 0,981 g de CO2 (g) al

reaccionar con el HCl?

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

6) Un proceso industrial utiliza gas propano, C3H8, como combustible, haciéndolo reaccionar

con aire caliente ( considere que el aire contiene 21% en masa de O2):

C3H8 + O2 CO2 + H2O

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

determine:

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

b) Producción de H2O, en moléculas.

7) La disminución del ozono (O3) en la estratósfera ha sido tema de gran preocupación entre

los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico

(NO) que proviene de las emisiones de los aviones de propulsión, a alturas elevadas. La

reacción es:

O3 + NO O2 + NO2

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

a. ¿Cuántos gramos de NO2 se producirán?

b. ¿Cuál compuesto es el reactivo limitante?

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

reacción.

8) La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la manufactura de los

vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono:

C6H12O6 C2H5OH + CO2

Si se empieza con 500,4 g de glucosa, ¿Cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y

en litros, que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol = 0,789 g/mL)

9) Un ingeniero necesita rediseñar una planta productora de un compuesto cuyo peso

molecular es 100. la producción requiere seis etapas consecutivas, cada una de ellas con un

rendimiento de 50%. Si empieza con 30 kg de material inicial que tiene un peso molecular de

80.¿Cuantos gramos de producto final obtendrá?. ¿Cuántos gramos del material inicial se

requerirá para producir 100kg de producto final?

10) El azobenceno es un compuesto intermedio en la reacción de obtención de tintes que

puede prepararse haciendo reaccionar nitrobenceno y trietilenglicol en presencia de Zn y

KOH. La reacción entre 0,10 L de nitrobenceno (d = 1,20 g/mL) y 0,30 L de trietilenglicol (d =

1,12 g/mL) proporciona 55 g de azobenceno. ¿Cuáles son (a) el rendimiento teórico, (b) el

rendimiento real y (c) el rendimiento porcentual de la reacción?

2 C6H5NO2 + 4 C6H14O4 (C6H5N)2 + 4 C6H12O4 + 4 H2O

11) 25 gramos de una muestra impura de óxido férrico (Fe2O3) se tratan con carbono (C) . El

CO2 formado se absorbe en una solución de Ba(OH)2 y se precipitan 15 g de BaCO3. Las

reacciones químicas son las siguientes:

Fe2O3 + C --- CO2 + Fe

CO2 + Ba(OH)2 -- BaCO3 + H2O

Determine:

a. Porcentaje de pureza del Fe2O3 en la muestra.

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

12) El etileno (C2H4), es un importante reactivo químico industrial, se puede preparar

calentando hexano (C6H14) a 800 ºC:

C6H14 C2H4 + Otros productos

Si el rendimiento de la producción de etileno es 42,5 % .¿Qué masa de hexano se debe

utilizar para producir 481 g de etileno?

13) Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para

proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y para otras funciones. Una ecuación

general global para este complicado proceso representa la degradación de la glucosa

(C6H12O6) a dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

C6H12O6 + O2 CO2 + H2O

Calcule la producción anual de CO2 en gramos, suponiendo que cada persona consume 500 g

de glucosa diariamente. La población mundial es de 6.500 millones y hay 365 días por año.

Zn y KOH

azobencenotrietilenglicolnitrobenceno

14) El fósgeno, COCl2, se utilizó en ocasiones como gas de combate, ya que al ser inhalado

reacciona con el agua de los pulmones produciendo ácido clorhídrico, HCl, el cual produce

graves lesiones pulmonares, ocasionando la muerte. La reacción química es:

COCl2 + H2O CO2 + HCl

Calcular:

a. ¿Cuántos moles de HCl se producen al reaccionar 0,43 moles de COCl2?

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

H2O?

15) El dolor de las picaduras de las abejas se debe al ácido fórmico CHO2H segregado que

penetra bajo la piel. El ácido fórmico se obtiene industrialmente por la acción del monóxido

de carbono CO, sobre el hidróxido de sodio NaOH, a unos 200 ºC y de presión 8 atm, en dos

etapas:

CO (g) + NaOH (s) CHO2Na (l)

CHO2Na (l) + HCl (l) CHO2H (l) + NaCl (s)

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

a. Se produce reacción completa explique

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

c. Cuantos gramos de NaOH hay al finalizar la reacción.

16) En una situación hipotética existe una mezcla de A y B2C3 e impurezas que pesa 80 g.

Dicha mezcla tiene una distribución porcentual de 28 % de impurezas y 38 % de B2C3.

Al producirse una chispa, ocurre la reacción que produce A2C3 y B. Determine:

a. Gramos máximos de B y A2C3 formados

b. Si se desea obtener 20 g de B, que cantidad de la mezcla se debe pesar.

Masa molecular g/mol: A = 30 ; B = 50 ; C = 20

17) En un motor de combustión interna que utiliza gasolina (C8H8) como combustible. Al

producirse la ignición, salta la chispa que comienza la siguiente reacción:

C8H8 + O2 CO2 + H2O

Si se dispone de 10 g de y 30 g de O2, el CO2 producido es utilizado en una absorción con

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

Calcule:

a. Los gramos de CO2 producido

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

18) El gas metano (CH4), componente principal del gas natural que se desprende en las

refinerías petrolíferas, es un valioso combustible utilizado ampliamente como fuente de

energía doméstica. También se utiliza como materia prima para la fabricación de numerosos

productos químicos. En el laboratorio, el metano se obtiene tratando carburo de aluminio

con agua:

Al4C3 + H2O CH4 + Al(OH)3

Suponga que una industria química dispone de un lote de 7,5 Kg de carburo de aluminio al

85 % de pureza. Se estima que el proceso de recolección del gas metano se origina una

pérdida de 15 % de gas. La industria recibe un pedido de 1700 Kg de metano. ¿Con la

materia prima existente, está su empresa en capacidad de producir esa cantidad?

19) Cierta muestra de carbón contiene 1,6 % en masa de Azufre. Cuando se quema el

carbón, el azufre se convierte en dióxido de azufre. Para evitar la contaminación del aire, el

dióxido de azufre se trata con óxido de calcio (CaO) para formar sulfito de calcio (CaSO3).

Calcule la masa de CaO (en Kilogramos) que necesita diariamente una planta de energía que

utiliza 6,6 x 106 Kg de carbón al día.

20) El octano (C8H18) es uno de los componentes de la gasolina. Su combustión completa

produce CO2 y H2O. la combustión incompleta produce CO y H2O, lo que no solamente reduce

la eficiencia del motor que utiliza el combustible, sino que también es tóxico. En cierta

prueba se quemó 1.000 galones de octano en un motor. La masa total de CO y CO2 y H2O

que se produjo fue de 11,53 Kg. Calcule la eficiencia del proceso, es decir, calcule la fracción

de octano que se convierte en CO2. La densidad del octano es 2,65 Kg/galón.

21) El ácido nítrico se produce industrialmente mediante el proceso de Ostwald, se

representa con las siguientes ecuaciones:

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

NO (g) + O2 NO2 (g) 2

NO2 (g) + H2O (l) HNO3 (ac) + HNO2 (ac)

¿Qué masa de NH3 (en g) se debe utilizar para producir 1,00 toneladas de HNO3 de acuerdo

con el procedimiento anterior, suponga un porcentaje de rendimiento de 80% en cada uno

de los pasos (1 ton = 2000 libras, 1 lb = 453,6 g.)

BIBLIOGRAFÍA

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Edición) México: Limusa. 2. Browm T. L. (2000). Química: La Ciencia Central. México: Prentice Hall

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