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ESTEQUIOMETRÍA
Por: Amado Crisógono Castro Chonta ([email protected])
La tierra en que vivimos y todo lo que hay está formada por átomos y energía, estos al unirse por la fuerza química dan origen a las moléculas o iones, metales o no metales. En realidad todo es energía y materia. La materia se transforma en energía y la energía se transforma en materia. La Formación de las sustancias se debe a la transformación de la materia asociada a los cambios de energía inherentes al producto o sustancias que se forman.
En realidad la estequiometria de la sustancias y de las reacciones químicas son consecuencia directa de la “Ley de la Conservación de la Materia y de la Energía: “La materia y la energía no se crea, ni se destruye solo se transforma”.
En Química la Estequiometria se desarrolla desde dos enfoques: Estequiometria de la relación cuantitativa de átomos-átomos y de masa-masa de elementos que constituyen una sustancia y Estequiometria de las relaciones cuantitativas de átomos-átomos y de masa- masa de las sustancias presentes en las reacciones químicas.
Las cantidades de masa de hierro presente en la hemoglobina de la sangre es sumamente importante, la cantidad de colesterol presente en la sangre es importante, la cantidad de sodio presente en la sal como componente en una porción de papas fritas, la cantidad de cafeína disuelta en una lata de bebida gaseosa, la cantidad de hierro que se puede obtener a partir del 80% de concentración de mineral de hemetita. En diversos productos alimenticios se exige información de sobre la cantidad de sustancias químicas, tales como sodio, potasio, proteínas, vitaminas, colesterol. A partir del nitrógeno (N2) del aire se puede obtener amoniaco, y este al hacerlo reaccionar con los ácidos inorgánicos produciremos fertilizantes sintéticos. En nuestro organismo en este instante se está desarrollando miles de reacciones bioquímicas catalizados por biocatalizadores, una de ellas son las reacciones de combustión, etc.
Masa Atómica (M):
Llamada también peso atómico. Masa Atómica es masa relativa, por ser un valor promedio que se determina al comparar las masas de cada isotopo de un elemento con la masa del carbono 12 radiactivo (12C) a quien el hombre le asigno un valor de 12,000 00 unidades de masa atómica unificada (u) y del porcentaje de abundancia de estos
isótopos de un elemento en la naturaleza, calculando de la siguiente manera:
M = X1M1 + X2M2 + X3M3 + … (1)
Donde Xi es el porcentaje de abundancia del isótopo i del elemento multiplicado por su masa atómica; “i” representa a cada isótopo.
Problema 1:
El carbono presenta tres isótopos en la naturaleza. Calcular su masa atómica.
Isótopos %Xi Xi Mi XiMi
12C 98,892 0,988 92 12,000 00u 11,867 04u
13C 1,108 0,011 08 13,003 35u 0,144 08u
14C 2,0x10-10 0,000 00 14,003 17u 0,000 00u
M = 12,011 12u
La masa atómica del carbono es 12,011 12u, si comparamos con el valor teórico que es 12,011 15 dada en la Tabla Periódica de los elementos, hay una pequeña diferencia en el último dígito.
Mol:
Es la cantidad de especie química que contiene tantas unidades elementales: átomos, moléculas, iones, unidades de fórmula, electrones, protones, fotones, etc; como átomos hay exactamente en 12 gramos de carbono 12. Entonces:
1 mol = 12 gramos 12C = 6,022 045x1023 átomos 12C …(2)
Para calcular el Nº de moles () contenida en determinada masa de una sustancia (m), esta se divide por su masa molar (M):
(3)……..
Masa Molar de un Elemento:
Llamada también átomo gramo (atg), es la masa atómica de un elemento expresada en gramos por unidad de mol de átomos.
La masa molar del carbono es:
MC = 12,011 12g/mol; esto significa que una mol de 12C tiene una masa de 12,011 12g y contiene 6,022 045x1023 átomos 12C.
Ejemplo 1:
La masa atómica del sodio es 22,989 8u, entonces su masa molar es 22,989 8g/mol, esto significa que:
1mol Na = 22,989 9g Na = 6,022 045X1023 átomos Na
Ejemplo 2: = 6,022 x 1023 molécula O2 = 1 mol O2 = 32 g
= 2 mol de átomo O = 2(16 g) = 32g
Ejemplo 3:
= 6,022 x 1023 moléculas N2 = 28g N2
= 2mol de átomos N = 2(14g) N = 28 g N
Problema 2:
El Helio es un gas muy valioso usado en la industria, en investigación a bajas temperaturas, en buceo profundo en el mar, y en globos aerostáticos. ¿Cuántas moles hay en 50g de helio y cuántos átomos de helio?
Solución del problema 2:
1º Averiguar la masa atómica del helio: Es MHe = 4,003u
2º La masa molar del He es : MHe = 4,003g/mol
Es decir que: 1mol He = 4,003g He = 6,022x1023 átomos de He
3º Calcular las moles de He: He = 50g ( )= 12,49 mol
4º Calcular el número de átomos de He:
nHe = 50g(6,022x1023átomoHe/4,003g)=7,522x1024átomo He
FÓRMULA QUÍMICA:
1 mol O2
1 mol N2
Expresa la composición química de un compuesto, por medio de símbolos de los elementos que forman el compuesto, en una mínima relación relativa de números enteros positivos.
Ejemplo 4:
El cloruro de hidrógeno está formado por hidrógeno y cloro en una relación mínima de 1:1, entonces su fórmula química es:
H1Cl1 = HCl
Ejemplo 5:
El óxido de calcio está formado por calcio y oxígeno en una mínima relación de 1:1, entonces su fórmula química es:
Ca1O1 = CaO
Ejemplo 6:
El óxido de aluminio está formado por aluminio y oxígeno en una mínima relación de 2:3, entonces su fórmula química es:
Al2O3
Ejemplo 7:
La fórmula del etanol es CH3CH2OH, base principal de todo licor. ¿Determine la mínima relación de sus elementos que la componen:
Su fórmula química es: C2H6O1 = C2H6O entonces la mínima relación de sus elementos carbono, hidrógeno y oxígeno es: 2:6:1
Ejemplo 8:
El ozono se encuentra en la capa superior de la atmosfera y absorbe parte de las radiaciones que llega a la tierra, y está formado por tres átomos de oxígeno. ¿Escribir su fórmula química y su fórmula molecular?:
En este caso la fórmula química del ozono es O3 llamada también fórmula molecular.
FÓRMULA MOLECULAR:
Es la formula química de una sustancia o compuesto, donde todos sus enlaces son covalentes. Hay fórmula molecular de elementos (por estar formado por una sola clase de átomos, generalmente no metales y unidos por enlace covalente) y de compuestos constituidos por dos o más elementos diferentes, generalmente no metales, todos ellos unidos por enlace covalente.
Ejemplo 9:
La fórmula molecular del nitrógeno llamada también fórmula química
del elemento nitrógeno: N2
Ejemplo 10:
La fórmula molecular del cloro es llamada también fórmula química
del elemento cloro: Cl2
Ejemplo 11:
La fórmula molecular del benceno es: C6H6 llamada también fórmula química del benceno. Todos sus enlaces son covalentes.
FÓRMULA IONICA:
Es la fórmula química de compuestos iónicos, que presentan cationes (es carga eléctrica positiva) y aniones (es carga eléctrica negativa) que al unirse forman enlace iónico.
Ejemplo 12:
La fórmula química de la sal de cocina, cloruro de sodio, llamada también fórmula iónica, es:
NaCl = Na+Cl-
Ejemplo 13:
La formula química del yeso, sulfato de calcio, llamada también fórmula iónica, es:
Ca SO4 = Ca2+ (SO4)2-
FÓRMULA EMPÍRICA y FÓRMULA VERDADERA:
La Fórmula Empírica (FE) puede o no ser fórmula química, que indica que elementos están formando la sustancia compuesta, en una relación mínima de números enteros positivos entre sus átomos. En cambio la Fórmula Verdadera (FV) es la fórmula química del compuesto.
Ejemplo 14:
La fórmula verdadera (FV) del benceno es: C6H6
Y su fórmula empírica (FE) es: C1H1 = CH
Para esta sustancia la relación de su (FV) vs (FE) = 6
El valor 6 significa que la FV es 6 veces la FE.
Problema 3:
La FV del peróxido de hidrógeno es 2 veces la su FE. Sí la relación empírica del peróxido de hidrógeno es uno de hidrógeno por uno de oxígeno, escribir la FV y la FE de este compuesto.
Solución:
1º La FE de este compuesto es: H1O1 = HO
2º Entonces su FV es: 2HO = H2O2
En una fórmula química los subíndices representan la cantidad de átomos de cada elemento presentes en una unidad de fórmula (uf) o en una molécula del compuesto. Estos subíndices también representan la cantidad de moles de iones o de átomos de los elementos que están en un mol de unidades de fórmula o de moléculas del compuesto.
Problema4:
Un motor de ensayo de la NASA consume al funcionar 18 moles de N2O4 en una hora:
a) ¿Cuántas moles de átomos de nitrógeno y cuántas moles de átomos de oxígeno contienen esas 18 moles de moléculas de N2O4?
b) ¿Cuántas mol de moléculas de oxígeno y de nitrógeno hay en esas 18 moles de moléculas de N2O4?
Solución:
1 mol de moléculas 2 mol de átomos de nitrógeno
de N2O4 contiene 4 mol de átomos de oxígeno
Entonces:
18 mol de moléculas 18(2)=36 mol de átomos de N
de N2O4 contiene 18(4)=72 mol de átomos de O
nínguna molécula de N2 ó de O2
Cuando moléculas de diferentes elementos se combinan para formar compuestos se forman uniones entre átomos diferentes, por ello no se puede hablar de moléculas de los elementos en los compuestos, sino simplemente de átomos, entonces la respuesta (b) es ninguna molécula de N2 ó de O2.
Problema 5:
¿Calcule la cantidad de mol de moléculas y de mol de átomos de oxígeno en 100,0 g de O2?
Solución.
1º La masa molar del O2 es: MO2 = 32,0 g/mol
2º Para calcular la cantidad de moles de moléculas y moles de átomos que hay en 100,0g O2, aplicamos la ecuación (3):
(3)………. =
Entonces reemplazando valores tenemos:
O2
Cada molécula de oxígeno contiene 2 átomos de oxígeno:
O = 3,125(2) = 6,25 mol de átomos de O
Masa Fórmula (M):
Para determinar la Masa Fórmula de una sustancia se suman las masas atómicas, en u, de todos los elementos que forman la sustancia.
MASA MOLAR DE UN COMPUESTO
La masa molar de un compuesto es la masa fórmula de un compuesto expresada en gramos por unidad de mol de unidades de fórmula (uf).
Ejemplo 15:
La masa fórmula del oxígeno molecular (O2) es:
MO2 = 2(16,0u) = 32,0u
Y su masa molar es: MO2=32,0 g/mol = 6,022x1023 moléculas O2
Ejemplo 16:
La masa fórmula del yeso (CaSO4) es:
MCaSO4= 1(40,0u) + 1(32,0u) + 4(16,0u) = 136,0u
Y su masa molar es: MCaSO4=136,0g/mol = 6,022x1023 uf CaSO4
Ejemplo 17:
La masa fórmula del benceno (C6H6) es:
MC6H6 = 6(12,0u) + 6(1,0u) = 78,0u
Y su masa molar es: MC6H6 = 78,0g/mol = 6,022x1023 moléculas C6H6
COMPOSICIÓN PORCENTUAL EN MASA DE LOS COMPUESTOS:
Es el porcentaje en masa con que cada elemento contribuye para formar un compuesto. La composición porcentual en un mol de compuesto se obtiene al dividir la masa de cada elemento entre la masa molar del compuesto y luego se multiplica por 100%.
%del elemento=
Problema 6:
¿Determine la composición porcentual en masa del yeso?
1º La masa molar del yeso es:
MCaSO4= 1(40,0gCa) + 1(32,0gS) + 4(16,0gO) = 136,0g/mol CaSO4
2º Calcule la composición porcentual de cada elemento:
%Ca = = 29,41% de Ca
%S =
= 23,53% de S
%Ca =
= 47,06% de O
3º La sumatoria de las composiciones porcentuales debe ser
100%: 29,41% Ca+ 23,53% S + 47,06% O = 100,00%
Problema 7:
El ácido fosfórico (H3PO4) es un líquido incoloro y dulcete que se utiliza en los detergentes, fertilizantes, dentífricos, y en bebidas gaseosas para resaltar el sabor. ¿Calcule la composición porcentual en masa de cada uno de los elementos en este compuesto?
Solución:
1º La masa molar del ácido fosfórico es:
MH3PO4= 3(1,0gH) + 1(31,0gP) + 4(16,0gO) = 98,0g/mol H3PO4
2º Calcule la composición porcentual de cada elemento:
%H = = 3,06% de H
%P = = 31,63% de P
%O = = 65,31% de O
3º La sumatoria de las composiciones porcentuales debe ser
100%: 3,06% H+ 31,63% P + 65,31% O = 100,00%
Problema 8:
El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto. Está formado por 40,92% C; 4,58% H; y 54,50% O en masa. ¿Determine su fórmula empírica y su fórmula verdadera, si está es dos veces su fórmula empírica?
Solución:
1º La estrategia es tomar 100,00 g de ácido ascórbico, entonces cada % lo transformamos a masa en gramos.
40,92gC + 4,58gH + 54,50gO = 100,00g de ácido ascórbico
2º La masa de cada elemento se divide por su masa molar para calcular el número de mol de átomos presentes:
C = = 3,41 mol de átomos de C
H = = 4,58 mol de átomos de H
O = = 3,41 mol de átomos de O
3º Transformar esta relación de mol- mol a números enteros positivos de los elementos que forman el ácido ascórbico para determinar la fórmula empírica:
1,00 mol C = La fórmula empírica sería
1,34 mol H = 3C1O1H1,34 = C3O3H4
1,00 mol O =
4º determine la fórmula verdadera del ácido ascórbico:
La fórmula empírica del ácido ascórbico es: C3H4O3
La fórmula verdadera es: FV=2FE
FV = 2 C3H4O3 = C6H8O6
Volumen molarEl volumen molar de cualquier gas ideal a condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 0°C) es de 22,4 L/mol.
1mol CNPT= 22,4L = 6,022x1023 uf
Problema 9:
Determine la cantidad de:
a) Volumen, en litros, que ocuparía 5,00g de oxígeno gaseoso, O2, a CNPT.
b) Mol de moléculas de nitrógeno en 870 mL de nitrógeno a CNPT.
Solución:
a) 1molO2= 22,4L O2= 32,0g O2
b) 1molN2= 22,4L N2= 28,0g N2
Problema 10:
Se quema 0,84g de un compuesto que contiene solo carbono e hidrógeno, y se recobra 2,64g de CO2. La densidad de esta sustancia a CNPT es 1,87g/L. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?
Solución
1º Quemar es una reacción de combustión de la sustancia:
CXHY + O2 Δ⃗ CO2 + H2O
0,84g 2,64g
2º Se puede determinar la cantidad de carbono presente en el compuesto que se quema: Hay 12gC en 44gCO2
mC
3º Determine la masa de hidrógeno presente en el compuesto que se
quema: mH
4º La masa de cada elemento se divide por su masa molar para calcular el número de mol de átomos presentes:
5º Determine la fórmula empírica y su masa molar
C : H Fórmula empírica: CH2
0,060,06
:0,120,06 Masa molar: (MFE) = 14g/mol
1 : 2
6º Determine la masa molar de la FV:
1,87 g ----> 1L (C.N.)
x 22,4 L/mol (C.N.)
x = 22,4 L/mol x 1,87g
1L= 41,88 g/mol
7º Determine la FV:
= 3 veces la FE
Entonces la FV que es la Fórmula Molecular es:
3 CH2 = C3H6
REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS
Los compuestos se forman por reacciones químicas que se expresan mediante ecuaciones químicas.
REACCION QUÍMICA (RQ)
Una Reacción Química es un proceso químico, donde las sustancias reaccionantes se transforman para formar otras sustancias llamada productos. En una reacción química se cumple la Ley de la “Conservación de la Materia y de la Energía, que presenta una conservación de átomos, y de masa, y de energía entre las sustancias reaccionantes y las sustancias productos, es decir por si toda reacción química está balanceada, hay una igualdad de átomos y de masa entre las sustancias reaccionantes y las sustancias productos.
Ejemplo 18:
Si mezclamos hidrógeno y oxígeno dentro de un recipiente cerrado y luego hacemos saltar una chispa eléctrica, se producirá agua.
2H2(g) + O2(g) --- 2H2O(g)
Sustancias reaccionantes Sustancia producto
Las sustancias reaccionantes H2 y O2, cambian sus estructuras, y se unen para formar la estructura del agua, llamada sustancia producto.
Ejemplo 19:
Cuando se quema carbono o grafito(C), esta reacciona con el oxígeno (O2) del aire para dar una sustancia nueva, sustancia producto, llamada dióxido de carbono (CO2), uno de los causantes del efecto invernadero,
C(s) + O2(g) ---- CO2(g)
Sustancias reaccionantes Sustancia producto
Ejemplo 20:
Cuando se quema calcita, sustancia reaccionante, se forman dos nuevos productos cal viva, óxido de calcio, y dióxido de carbono, CO2.
CaCO3(s) + Calor ------ CaO(s) + CO2(g)
Sustancias reaccionantes Sustancias productos
ECUACIÓN QUÍMICA (EQ)
Es la representación escrita de lo que sucede en una reacción química. La Ecuación Química utiliza símbolos y fórmulas que representa respectivamente a los elementos y compuestos presentes en las sustancias reaccionantes y en las sustancias productos. La ecuación química debe estar balanceada para representar una reacción química.
Ejemplo 21:
El ejemplo 18 es la reacción química de combustión del hidrógeno, que se expresa mediante la ecuación química siguiente:
2H2(g) + O2(g) --- 2H2O(g)
Sustancias reaccionantes Sustancia producto
1º Relación estequiométricas mol a mol:
2 mol H2 reacciona con 1mol O2 para producir 2 mol H2O
2º Relación estequiométricas de átomos: Esta EQ expresa un balance de átomos que es una igualdad de átomos:
4 átomos de H como reaccionantes = 4 átomos de H como producto
2 átomos de O como reaccionantes = 2 átomos de O como producto
3º Relación estequiométricas masa-masa: Esta EQ también expresa un balance de masa, donde la masa de las sustancias reaccionantes es igual a la masa de las sustancias productos:
2mol(2g/mol) H2 + 1mol(32g/mol)O2 = 2mol(18g/mol)H2O
4 g H2 + 32 g O2 = 36 g H2O
4º Relación estequiométricas volumen- volumen a CNPT
2mol(22,4L/mol)H2+1mol(22,4L/mol)O2 2mol(22,4L/mol)H2O
44,8L H2 reacciona con 22,4L O2 para dar 44,8L H2O
Si dividimos esta relación por 22,4 tenemos:
2 L H2 reacciona con 1 L O2 para dar 2L H2O
A CNPT la estequiometria volumen- volumen es una simple relación de los coeficientes estequiométricos presentes en las sustancias que intervienen en la RQ que se expresa en cualquier unidad de volumen: 2 mL H2 reacciona con 1 mL O2 para dar 2mL H2O
2 pie3 H2 reacciona con 1 pie3 O2 para dar 2 pie3 H2O
2 m3 H2 reacciona con 1 m3 O2 para dar 2 m3 H2O
Estas relaciones estequiométricas nos permite resolver problemas de estequiometria.
Reactivo LimitanteEl reactivo limitante es una de las sustancias reaccionantes que se agota en el proceso de la reacción química y por ende el que determina cuando se acaba la RQ.
Es importante distinguir entre el reactivo que se encuentra en exceso y el reactivo limitante. Cuando las cantidades se expresan en moles, es relativamente fácil hacer esta distinción.
Problema 11:
En una prueba de laboratorio se pusieron en un vaso de reacción 20,0g de CH3CHO y 10,0g de O2 a) ¿Cuántos gramos de ácido acético se puede producir a partir de estas cantidades de reactantes? b) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan después que la reacción ha sido completa?
1º Escribir la reacción química con los datos disponibles:
20g 10g m=?
2 CH3CHO () + O2 (g) 2 CH3COOH ()
2(44)g 32g 2(60)g
2º Determine el reactivo limitante:
20g CH3CHO cuántos mol de CH3COOH puede formar
20 g CH3CHO x1 mol CH3CHO
44g CH3CHOx
2 mol HC2H3O2
2 mol CH3CHO= 0,454 mol HC2H3O2
Y 10g O2 cuántos mol de CH3COOH puede formar
10 g O2 x1 mol O2
32g O2
x2 mol HC2H3O2
1 mol O2
= 0,625 mol HC2H3O2
3º La masa de ácido acético que se puede producir es:
Así, el CH3CHO es el Reactivo Limitante porque produjo la menor cantidad en moles de producto. Entonces la masa de ácido acético que se produce es:
0,454 mol HC2H3O2 x60 g HC2H3O2
1 mol HC2H3O2
= 27,3 g HC2H 3O2
4º ¿Determine los gramos de reactivo en exceso que sobró?
0,454 mol HC2H3O2 x1 mol O2
2 mol HC2H3O2
x32g O2
1 mol O2
= 7,26 g O2
Como empezó con 10,00g de O2, así la cantidad restante es:
en exceso
Rendimientos Teóricos y Reales:El rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtendrá si el reactante limitante se consume completamente en la reacción.
A la cantidad calculada en la ecuación química balanceada se le llama RENDIMIENTO TEÓRICO, y el PORCENTAJE DE RENDIMIENTO está dado por:
% Rendimiento = Producto RealProducto Teórico
x 100
Problema 12La aspirina se fabrica por adición de anhídrido acético a una solución acuosa de ácido salicílico. La ecuación química de la reacción química es:
2C7H6O3 (ac) + C4H6O3() 2 C9H8O4 (ac) + H2O()
ácido salicílico anhídrido acético aspirina agua
Si se emplea 1 kg. de ácido salicílico y 2 kg. de anhídrido acético, estimar:a) El reactante limitante.b) El rendimiento teórico de la aspirina.c) El porcentaje de rendimiento de la RQ, si realmente se obtienen
1,124 kg de aspirina.
Solución:
1º Poner los datos disponibles en la ecuación química:
1000g 2000g m=?
2C7H6O3 + C4H6O3 2C9H8O4 + H2O
2(138)g 102g 2(180)g + 18g
2º Determine el reactivo limitante:
produciría 39,2 mol aspirina
Reactivo limitante es el ácido salicílico
3º Determine el rendimiento teórico de la aspirina
1,304 kg aspirina
4º Determine el % rendimiento real de la reacción química:
PROBLEMAS
1. Determine.a) Las moles de átomos de sodio en 24,0g de Na.b) Las moles de átomos de azufre en 0,350 mol de Al2(SO4)3.c) Las moles de KBr en 5,65 x 1024 fórmulas unitarias de KBr.d) Moles de moléculas de CO2 en 1,50 x 1024 moléculas de CO2.e) Moles de iones de magnesio en 3,50 mol de fosfato de magnesio.
Solución.
a)
24,0 g Na x1 mol át Na23 g Na
= 1,04 mol átomo Na
b)
0,350 mol Al2 (SO4 )3 x3 mol át S
1 mol Al2(SO4 )3= 1,05 mol átomo S
c)d)
e)3,50 mol Mg3 (PO4 )2 x
3 mol iones Mg2+
1 mol Mg3(PO4 )2= 1,05 mol iones Mg2+
2. Calcule la cantidad de:a) miligramos de amoniaco en 0,0200 mol de NH3
b) kilogramos de KCl en 6,70 mol de KCl.Solución.
a)0,0200 mol NH3 x
17 g NH3
1 mol NH3
x103 mg NH3
1 g NH3
= 340 mg NH3
b)6,70 mol KCl x
74,5 g KCl1 mol KCl
x1 kg
103 g= 0,499 kg KCl
3. ¿Cuál es la composición porcentual de de cada uno de los elementos del compuesto C6H12O6?Solución.
6 C = 72 u% C = 72
180x 100 = 40,0
C6H12O6 12 H = 12 u% H = 12
180x 100 = 6,7
6 O = 96 u% O = 100 − (40 + 6,7 )
% O = 53,3
4. Determine la fórmula molecular de un compuesto que en el análisis dio 41,4% de carbono, 3,50% de hidrógeno, 55,1% de oxígeno y tiene una masa molecular de 116 u.Solución.
41,4 g C
Base: 100g del compuesto 3,50 g H
55,1 g O
nC = 41,4 g12 g/mol át C
= 3,45 mol át C C : H : O
nH = 3,50 g1 g/mol át H
= 3,50 mol át H 3,453,44
:3,503,44
:3,443,44
nO = 55,1 g16 g/mol át O
= 3,44 mol át OF . Empirica : CHO
MFE = 29u
entonces la Fórmula Molecular es C4H4O4
5. En la siguiente reacción química de descomposición
NaHCO3 (s) Δ⃗ Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O(g)
¿Cuántas mol de agua se formarán cuando se descomponen 42g de bicarbonato de sodio?
Solución.
42g n=?
2NaHCO3 ( s) Δ⃗ Na2CO3( s) + CO2 (g) + H 2O
2(84)g 1 mol
nH 2O=
1 mol H 2O x 42 g NaHCO3
2(84 ) g NaHCO3
= 0,25 moles
6. En la reacción Zn (s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)
Se liberan 3,840 g de H2. ¿Cuántos gramos de cinc de 80% de pureza se ha disuelto?
Solución.
m=? 3,840 g Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
65,4 g 2 g
125,5 g Zn x100 g Zn impuro80g Zn puro
= 156,8 g Zn impuro
7. Se desea reducir CuO de color negro empleando hidrógeno proveniente de la reacción del Zn con el HCl. Determine:a) ¿Qué cantidad de cinc serán necesarios para producir el
hidrógeno requerido, para reducir 0,25g de CuO?b) ¿Qué volumen de HCl al 36% de pureza y de densidad
1,17g/mL es necesario para la reacción suponiendo que todo el Zn de la pregunta “a” reacciona?
Solución.
m = ?
a) Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)
65,4g 73g
0,25g
CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g)
79,5 g
65,4 g Zn79,5 g CuO
=WZn
0,25 g CuO⇒ W Zn = 0,205 g
b) Cálculo del peso de HCl necesario.
73 g HCl65,4 g Zn
=W HCl
0,205 g Zn⇒ WHCl ≃ 0,23 g
Si:
ρ = mV
⇒ V = m
ρ x%100
Cálculo del volumen de HCl.
VHCl = 0,23 g
1,17g
mLx 0,36
= 0,546 mL
También: 1 mL __ 1,17g HCl 1,17g x 0,36 = 0,4212g HCl
Luego, 0,4212g HCl ___ 1mL
0,23g HCl ___ V = ?
V = 0,546 mL.
EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Calcule la masa molecular de los siguientes gases:a) 3,00L de He; a C.N. con una masa de 0,540 g.
Rpta. 4,02 g/mol
b) 4,00L de CO a C.N. con una masa de 5,00 g.Rpta. 28 g/mol
2. Determine la fórmula molecular de un gas en el análisis dio 80,0% de C y 20,0% de H. En C.N. ; 2,99L de este gas tienen una masa de 4,00 g.
Rpta. F. Molecular = C2H6
3.a) ¿Qué volumen de oxígeno se requiere para la combustión total de benceno,
C6H6 , para producir 36,0L de CO2 bajo determinadas condiciones de P y T?C6H6 () + 15/2 O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(g)
b) ¿Cuál será el volumen de vapor de agua que se producirá en iguales condiciones?
Rpta. a) 45,0 L O2 ; b) 18,0 L H2O
4. Cuando se calienta la piedra caliza, cuyo componente principal es CaCO 3, se obtiene CO2 y CaO según la reacción:
CaCO3 ( s) Δ⃗ CaO( s ) + CO2 (g )
Si se producen 11,6g CO2 por la descomposición de 30g de CaCO3, ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
Rpta. % Rend. = 87,8
