Unidad 4 Estequiometria ejercicios resueltos y propuestos PDF

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Ejercicios resueltos de química inorganica sobre estequiometria, rendimiento, pureza, balance de ecuaciones. Se tienen los conceptos básicos para guiarnos a desarrollar más ejercicios...

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Cátedra de Química General – FCS- UNaF – Unidad 4: Estequiometría de la molécula…-

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UNIDAD 4: ESTEQUIOMETRIA DE LA MOLECULA Y REACCIONES QUIMICAS Objetivos Comprender los conceptos de masa atómica, molecular Relacionar el concepto de mol, masas moleculares y número de Avogadro Interpretar el significado cualitativo y cuantitativo de una ecuación química balanceada Deducir las relaciones masa/masa y masa/volumen de las ecuaciones individuales en una ecuación química Realizar cálculos químicos que involucren: Reactivos químicamente puros Reactivos y productos con determinado grado de pureza Exceso de reactivo y reactivo limitante en una reacción Rendimiento o eficiencia de una reacción Realizar los experimentos propuestos en esta unidad Aplicar al realizar los experimentos los cálculos estequiométricos involucrados en cada experimento Contenidos Relaciones de masa de los átomos: número atómico, número de masa e isótopos. Masas atómicas. Masa molar de un elemento y número de Avogadro. Fórmula molecular. Fórmula empírica. Masa molecular. Iones y compuestos iónicos. Composición Porcentual en masa de los compuestos: Determinación experimental de fórmulas empíricas. Determinación de fórmulas moleculares. Leyes de la combinación química Ecuaciones Químicas: Escritura de ecuaciones químicas. Balanceo de Ecuaciones Químicas. Cálculos estequiométricos. Cantidades de reactivos y productos. Reactivo limitante. Rendimiento de las reacciones. Introducción

En química, la estequiometría (del griego stoicheion, 'elemento' y métrón, 'medida') es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química. El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (17621807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera: «La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)». Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. A escala microscópica una reacción química se produce por la colisión de las partículas que intervienen ya sean moléculas, átomos o iones, aunque puede producirse también por el choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos de partículas, tales como electrones o fotones. Este choque provoca que las uniones que existían previamente entre los átomos se rompan y se

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facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un reordenamiento de los enlaces entre los átomosque intervienen. Este reordenamiento se produce por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto es lo que se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos principios siguientes:  

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

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

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

Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad se le llama ecuación estequiométrica. La estequiometría es una herramienta indispensable en química, una vez analizados los diversos tipos de reacciones se pueden estudiar los aspectos cuantitativos de las mismas (la cantidad en las que estas reacciones forman productos), es decir; trata de los cambios matemáticos de fórmula molecular a fórmula-gramos, de fórmula-gramos a fórmula molecular, y de fórmula porcentual (análisis) a fórmula molecular, por lo tanto para interpretar una reacción cuantitativamente, se requiera aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol, éste se basa en el hecho de que los coeficientes estequiométricos en una ecuación química se interpretan como el número de moles de moléculas de cada sustancia presentes en un sistema reaccionante. Problemas tan diversos como medir la concentración de ozono en la atmósfera, determinar el rendimiento potencial de oro de una mina o la evaluación de diferentes procesos para convertir carbón en combustibles gaseosos implican aspectos de estequiometría. Vamos a comenzar con algunos conceptos básicos. peso atómico: el número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos, en otras palabras, cuanto pesa ese átomo (recordá que el peso de un átomo está dada por su núcleo, ya que la masa de los electrones es despreciable). Se abrevia PA. Pero ¿en qué unidades está expresado este peso? Si pensamos en el tamaño de los átomos, estos son elementos muy, pero muy pequeños, podemos deducir que también lo serán sus masas; por lo que indicar su peso en gramos resultaría un poco incómodo. Por ejemplo, la masa del átomo más grande que se conoce, en gramos, es 0,0000000000000000000004.- Claramente

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este es un número que es difícil de usar. Normalmente se expresa en notación científica y resulta 4 x 10-22. ¿Te imaginas cuanto pesará en gramos el átomo más pequeño? Para evitar el uso de estos números tan pequeños, cuando hablamos de átomos, se utiliza una unidad especial llamada uma, que quiere decir unidad de masa atómica. La uma equivale a la doceava parte de la masa del átomo de C, y se corresponde, aproximadamente, con la masa de un protón (o un átomo de H). peso molecular: es la masa de una molécula, calculada como la suma del peso atómico de todos los elementos que la componen, cada uno multiplicado por su subíndice (atomicidad). Se abrevia PM. Para calcular el peso molecular debemos conocer la fórmula correcta del compuesto y la masa atómica de cada uno de los elementos que lo componen. peso iónico: es el peso de un ión; calculado para un ión poliatómico, como el peso molecular, por la suma del peso atómico de sus elementos constituyentes; y si el ión es monoatómico, simplemente será el PA, ya que el peso de los electrones, sean ganados o perdidos, es despreciable. Para todos ellos, vale lo explicado para el peso atómico, ya que una molécula, por muchos átomos que la formen, no es mucho más importante en peso. Por ejemplo, la molécula de agua, está formada por dos átomos de H y uno de O, si calculo su PM, este será: 2 x 1 uma (PA del H) + 16 uma (PA del O) = 18 uma Para el CuSO4 , el PM resulta: 63 uma (PA del Cu) + 32 uma (PA del S) + 4 x 16 (PA del O) = 159 uma Para el ión MnO4el peso iónico es: 55 uma (PA del Mn) + 4 x 16 uma (PA del O) = 119 uma Ejercicio 1: busca en tu tabla el PA de los siguientes elementos: Ni / Na / Al / Se / Ar / Ca / F / Br / Cr / Hg / Si Ejercicio 2: ¿Cuál es el PM de los siguientes compuestos? Nitrato de potasio Ácido fluorhídrico Hipoclorito férrico Hidróxido de magnesio Ácido sulfuroso Sulfuro de hidrógeno Oxígeno molecular Carbonato cuproso C2H5OH Óxido plúmbico Sulfato de cobre pentahidratado Hidróxido de aluminio (III) Ejercicio 3: indica el peso iónico de los siguientes iones Ca2+ / NO3- / SO32- / Cl- / PO43Pero normalmente no se trabaja con átomos, moléculas o iones aislados, sino con muchos miles o millones de ellos, un número por demás importante, y bastante difícil de manejar. Para evitar este problema, normalmente se trabaja con una unidad especial llamada mol, que indica una “cantidad” y se define como:

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Mol: es la cantidad de materia que contiene tantas partículas (sean átomos, moléculas o iones) como el número exacto de átomos en 12 gr de 12C. Este número es 6,023 x 1023 , se denomina Número de Avogadro y se simboliza como N. Quiere decir que 1 mol tiene 6,023 x 1023 partículas, así: 1 mol de átomos = 6,023 x 1023 átomos ya sean átomos de H, de Cl o de Mn, aunque obviamente, todos los átomos de ese mol serán del mismo tipo. 1 mol de moléculas = 6,023 x 1023 moléculas Sean estas, moléculas de agua, de sulfato ferroso o de ácido clorhídrico. 1 mol de iones = 6,023 x 1023 iones Se trate de iones Cl-, bromatos u oxhidrilos. Entonces, el mol no es otra cosa que una forma sencilla de indicar con cuántas partículas estoy trabajando. Es como hablar de una docena, una centena o una decena. No importa si se trata de huevos, flores, caramelos o naranjas, una docena siempre serán 12 elementos: 12 huevos, 12 flores, 12 caramelos o 12 naranjas. De la misma forma, no importa si son iones, átomos o moléculas, 1 mol siempre será 6,023 x 1023 iones, átomos o moléculas. Ejercicio 4: indica cuántos moles son en cada caso: e) 9,4 x 1026 átomos de O a) 2,6 x 1025 átomos de H 22 f) 1,0 x 1020 moléculas de hidróxido de cobre (I) b) 7,8 x 10 moléculas de agua 29 g) 9 x 1025 iones Fe3+ c) 3,2 x 10 iones Cl 35 d) 9,4 x 10 átomos de S Ejercicio 5: cuántas moléculas hay en: a) 3,3 moles de sulfito de calcio b) 0,01 moles de sulfuro ferroso c) 0,32 moles de agua d) 2,09 moles de nitrato cúprico Ejercicio 6: cuántos átomos hay en: a) 3 moles de sulfito de bario b) 0,07 moles de sulfato ferroso c) 0,12 moles de agua d) 0,09 moles de nitrato de potasio

e) 0,004 moles de carbonato de potasio f) 2 x 10-2 moles de permanganato de aluminio g) 3,2 x 10-5 moles de ácido sulfúrico h) 2,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico e) 0,0045 moles de carbonato de sodio f) 2,6 x 10-2 moles de permanganato de aluminio g) 3,7 x 10-3 moles de ácido metarsenioso h) 0,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico

Una ayudita, tenés que calcular el número de átomos totales, así que fijate cuántos átomos tiene cada molécula y cuántas moléculas hay en esos moles. Veamos como ejemplo el primero: ¿cuántos átomos hay en 3 moles de sulfito de bario? Primero que nada, escribimos la fórmula: BaSO3 Hay varios maneras de llegar al resultado, la más simple sería: o averiguar cuantas moléculas hay en esos moles, con una simple regla de tres: 1 mol de moléculas de BaSO3---------------6,023 x 1023 moléculas de BaSO3 3 moles de moléc. de BaSO3--------------x = 1,8069 x 1024 moléculas de BaSO3 o ahora, si cada molécula de BaSO3 tiene 1 Ba + 1 S + 3 O = 5 átomos, simplemente multiplico el número de moléculas por el de átomos en cada molécula, para obtener el número total de átomos. En este caso es 9,0345 x 1024 átomos Ejercicio 7: cuántos átomos de O y de H hay en : a) 3 moles de sulfito de bario e) 0,0045 moles de carbonato de sodio b) 0,07 moles de sulfato ferroso f) 2,6 x 10-2 moles de permanganato de aluminio g) 3,7 x 10-3 moles de ácido metarsenioso c) 0,12 moles de agua d) 0,09 moles de nitrato de potasio h) 0,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico

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Ahora, que ya podemos trabajar con grandes cantidades de partículas, porque conocemos el mol, podemos trabajar también con cantidad de gramos. Si un mol son 6,023 x 1023 átomos, ya no hablamos de masas tan pequeñas. La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se denomina masa molar, y siempre es numéricamente igual, en gramos, al peso de esa sustancia en uma. PA del Al = 27 uma ---------------1 mol de Al pesa 27 gramos PM del H2O = 18 uma ------------1 mol de moléculas de H2O pesa 18 gramos PI el OH- = 17 uma ----------------- 1 mol de iones OH- pesa 17 gramos Además, el peso de 1 mol de átomos se llama átomo gramo, el peso de 1 mol de moléculas se llama molécula gramo y el peso de 1 mol de iones se llama ión gramo. Así, para nuestro ejemplo anterior: 27 gr de Al --------------1 átomo gr de Al 18 gr de H2O -------------1 molécula gr de H2O 17 gr de OH- --------------1 ión gr de OHAhora te toca a vos, resolver algunos ejercicios. Ejercicio 8: indica el peso de cada uno y cuántos átomos gr, molécula gr o ión gr representan, según corresponda: a) 3,3 moles de sulfito de calcio b) 0,01 moles de sulfuro ferroso c) 0,32 moles de agua d) 2,09 moles de nitrato cúprico e) 0,004 moles de carbonato de potasio f) 2 x 10-2 moles de permanganato de aluminio g) 3,2 x 10-5 moles de ácido sulfúrico h) 2,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico

i) 3 moles de sulfito de bario j) 0,07 moles de sulfato ferroso k) 0,12 moles de agua l) 0,09 moles de nitrato de potasio m) 0,0045 moles de carbonato de sodio n) 2,6 x 10-2 moles de permanganato de aluminio o) 3,7 x 10-3 moles de ácido metarsenioso p) 0,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico

Como ayuda, resolvamos juntos el primero: 3,3 moles de sulfito de calcio. o Escribimos la fórmula y calculamos su PM, con el que obtenemos la masa molar: BaSO3 PM = 217 uma o Calculamos el peso de los 3,3 moles: 1 mol de moléc. de BaSO3 -----------------217 gr de BaSO3 3,3 moles de moléc. de BaSO3 ------------------- x = 716,1 gr de BaSO3 o Calculamos las moléculas gr: Con los moles: 1 mol de moléc. de BaSO3 --------1 moléc. gr de BaSO3 3,3 mol de moléc. de BaSO3 ------------------- x = 3,3 moléc. gr de BaSO3 o, con los gramos: 217 gr de BaSO3 -------------------1 moléc. gr de BaSO3 716,1 gr de BaSO3 ------------------- x = 3,3 moléc. gr de BaSO3

COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE LAS FORMULAS Ocasionalmente, es necesario calcular la composición porcentual de un compuesto (es decir, el porcentaje por masa o por peso con el que cada elemento contribuye a la formación de la sustancia). Por ejemplo, quizás queramos comparar la composición calculada de una sustancia con la que se ha encontrado experimentalmente, para tratar de establecer la pureza de ese compuesto. Si se conoce la fórmula química, es sencillo calcular la composición porcentual. El cálculo de tal porcentaje se ilustra a continuación:

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La sacarosa, también conocida como azúcar de mesa, tiene la siguiente fórmula C12H22O11 Calcular la composición porcentual de la sacarosa. Por lo general, el porcentaje de un elemento en un compuesto está dado por: n x peso molecular del elemento peso molecular del compuesto n: número de moles del elemento Peso fórmula del compuesto El peso fórmula de C12H22O11 es 342 uma % C = 12 (12uma) x 100 = 42,1% 342 uma % H = 22 (1 uma) x 100 = 6,4% 342 uma % O = 11 (16 uma) x 100 = 51,5% 342 uma La misma composición elemental se obtiene de la fórmula empírica de cada sustancia y de su fórmula molecular. La composición de un compuesto puede utilizarse para calcular la fórmula empírica de ese compuesto. Ejercicio 9: ¿Cuál es la composición porcentual de Fe y O en el FeO, y en el Fe2O3? FORMULAS EMPIRICAS La fórmula de un compuesto indica el número relativo de átomos de los distintos elementos presentes. También da el número relativo de moles de los diferentes átomos. El porcentaje en masa de cada elemento de un compuesto puede calcularse a partir de su fórmula. Por el contrario, cuando se desconoce la fórmula, puede deducirse a partir de la composición experimentalmente determinada. Este procedimiento es posible porque una vez encontradas las masas relativas de los elementos, puede determinarse los números relativos de moles de cada uno. Las fórmulas que se derivan de este modo se denominan fórmula/empírica o fórmula mínima. Al resolver un problema en el que se conoce la composición porcentual, puede considerarse una muestra de cualquier tamaño, ya que el porcentaje de cada elemento no depende del tamaño de la misma. Es mas conveniente considerar que son 100 g. Porque así el porcentaje de cada elemento se hace igual al número de gramos. Ejemplo: ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 40% de azufre, 60% de oxígeno en masa? En cada 100 g de sustancia se encontraron 40g de azufre y 60g de oxígeno. El número de moles de cada elemento de esta muestra está dada por: 60g de O. 1 mol de O = 3,75 moles de O 16 g de O 40 g de S. 1 mol de S = 1,25 moles de S 32 g de S

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Por consiguiente la proporción entre moles de O y S es: 3,75 moles de O = 3 moles de O 1,25 moles de S 1 mol de S De 3:1. la proporción de 3 moles de oxígeno con respecto a una de azufre corresponde a la fórmula SO3 . Cuando están presentes mas de dos elementos, se dividen todos los números de moles por el más pequeño para tratar de obtener una relación integral. Aún después de este paso puede ser necesario multiplicar todos los resultados por algún entero pequeño para obtener proporciones enteras que correspondan a la fórmula empírica: Ejercicio 10: El cresol es una sustancia orgánica compuesta de 65,46% de C, 29,10% de O, y 5,45% de H. Calcular la fórmula empírica. FORMULAS MOLECULARES Las fórmulas describen la composición de los compuestos. Las fórmulas empíricas indican la proporción molar de los diversos elementos. Sin embargo, en ocasiones diferentes compuestos tienen la misma proporción de moles de átomos de los mismos elementos. Por ejemplo el acetileno C2H2 y el benceno C6H6 tienen proporciones de 1:1 de moles de átomos de C con respecto a moles de átomos de H. Estos compuestos tienen la misma composición porcentual, sin embargo no tienen mismo número de átomos en la molécula. La fórmula molecular da toda la información que proporciona la fórmula empírica (las relaciones molares de los diversos elementos) e indica además cuántos átomos se encuentran en cada molécula para deducir fórmulas moleculares a partir de datos experimentales, suele determinarse la composición porcentual y el peso molecular. Es evidente que los compuestos de C2H2 y C6H6 tienen distintos pesos moleculares. El de C2H2 es de 26 uma y el de C6H6 es de 78 uma. Es fácil determinar el peso molecular a partir de la fórmula molecular, pero como determinar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica y el peso molecular? Ejemplo: Tomemos el beneceno C6H6 El benceno tiene un pm de 78 y fórmula empírica CH. 1. Determina el peso fórmula que le corresponde a una fórmula empírica CH tiene el peso fórmula de = 12 + 1 = 13 2. Divide el peso molecular por el peso fórmula de la fórmula empírica 78 /13 = 6 3. Multiplica el número de átomos de la fórmula empírica por el número entero que se obtuvo en el paso 2 (CH)6 = C6H6 Ejercicio 11: Una muestra de un compuesto de boro e hidrógeno tiene 6,444g de B, y 1,803g de H. El peso molecular del compuesto es de aproximadamente 30g. ¿Cuál es su fórmula molecular? REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS Ya estudiamos la masa de los átomos y las moléculas, ahora veremos que les sucede en una reacción química: proceso por el cual una o mas sustancias camia para formar una o más sustancias nuevas. Los químicos han desarrollado una forma de representarlas: las ecuaciones químicas.

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Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor cuando: encendemos un fósforo, encendemos un auto, comemos la cena, o paseamos al perro. Una reacción química es el proceso por el cual las substancias se enlazan (o rompen el enlace) y, al hacerlo sueltan o con...