PRÁCTICA DE ESTEQUIOMETRIA

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  • 1. PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM TEMA: ESTEQUIOMETRIA CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Y Significa: 1 átomo de Cloro ( Cl ) tiene una masa en ESTEQUIOMETRIA promedio 35,453 uma. NOTA: UNIDADES QUÍMICAS DE MASA (UQM) La masa atómica se encuentra en la tablaEs el conjunto de unidades planteadas con la periódica y generalmente en un problema esfinalidad de expresar la masa de las sustancias y su dato.relación con el número de partículas contenidas en A continuación presentamos algunas masasella (átomos, iones, moléculas, etc). atómicas aproximadas de los elementos más importantes: Unidad de Masa Atómica (uma) Elemento M.A Elemento M.ASe define como la doceava parte de la masa de un Si 28 H 1átomo del isótopo de Carbono – 12, el cual es P 31 Li 7denominado átomo patrón, ya que es el átomo muy S 32 C 12estable y el más abundante de los isótopos del Cl 35,5 N 14carbono. Masa o Peso Molecular ( M ) Se define como la masa relativa de las moléculas de una sustancia. Se puede determinar sumando las masas atómicas relativas de los átomos queEquivalencia: constituyen la molécula 1uma = 1,66 x 10−24 g = 1,66 x 10−27 Kg Ejemplos: Masa Atómica Promedio de un ElementoSabemos que un elemento químico es una mezcla deisótopos, la masa atómica promedio de los elementosse calcula como un promedio ponderado de las masas ∴ M H 2 O = 1(16 ) + 2 (1) = 18de los isótopos (Masa isotópicas) y de suscorrespondientes abundancias reactivas. M = ∑ M.A. ( E )Según el espectrómetro de masas: Algunos ejemplos: M H S = 2 (1) + 1( 32 ) = 34 Masa 2 Isótopo A isotópica % Abundancia M HNO = 1(1) + 1(14 ) + 3 (16 ) = 63 3 (uma) 35 M N = 2 (14 ) = 28 Cl 35 34, 969 75, 77 % 2 17 37 M C H O = 6 (12 ) + 12 (1) + 6 (16 ) = 180 Cl 37 36, 996 24,23 % 6 12 6 17 M.A. ( Cl ) = ( 34,969 )( 75,77 ) + ( 36,996 )( 24,23 ) Nota: Para compuestos iónicos se emplea la masa o peso formula (P.F). Los compuestos 100 iónicos no forman moléculas, se representan M.A. ( Cl ) = 35,453 uma por su unidad fórmula. Página | 1
  • 2. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria” MFCaCO 3 = 1( 40 ) + 1(12 ) + 3 (16 ) = 100 Ejemplos: MFFe2 (SO 4 )3 = 2 ( 56 ) + 3 ( 32 ) + 12 (16 ) = 400 Concepto de MolEn el sistema S.I. el mol es la cantidad de unasustancia que contiene tantas entidades elementales(átomos, moléculas y otras partículas) como átomoshay exactamente en 12 gramos del isótopo deCarbono -12. El valor aceptado en la actualidad es: Número de molécula gramo de una sustancia 1mol = 6,022045 * 1023 particulas Masa(Sust) # moléculas(Sust) # mol − g = n = = M(Sust) NAEste número se denomina número de Avogadro, enhonor del científico italiano Amadeo Avogadro. Porlo general, el número de Avogadro se redondea a Interpretación de una Fórmula Química6.022. 1023Ejemplo: Toda fórmula química nos brinda información tanto 23 en forma cualitativa como cuantitativa 1 mol de átomos Fe < > 6,022 x 10 átomos de Fe 1 mol de molécula de H2O < > 6,022 x 1023 1. Información Cualitativa: Nos da a conocer los moléculas de H2O elementos que constituyen dicho compuesto y 1 mol de electrones < > 6,022 x 1023 electrones sus características importantes. En forma práctica: Ejemplo: 1 mol de sustancia = 6 x 1023 partículas = 1 NA Elementos: H, S y O partícula Compuesto ternario Es un ácido, tiene la propiedad de liberar H+ NA: Número de Avogadro 2. Información Cuantitativa: Nos da a conocer la Átomo gramo (at-g) cantidad de átomos de los elementos que constituyen un compuesto, esta información puede ser en forma de: #atg – g, mol – g, masa yEs aquella cantidad de un elemento, que contiene composición centesimal.exactamente 1 mol de átomos y su masa equivalenuméricamente a su masa atómica, expresado en A. Para una molécula:gramos Ejemplo:Ejemplos: Equivale o  3 átomos"H" 1 at-g (C) = 12g  1mol de átomos contiene → 1 molecula   1átomo "P" (C) ó 6,022 x 1023 átomos (C) de H3PO 4   4 átomos"O" −−−−−−−−−−−−− Equivale o Atomicidad = 8 átomos 2 at-g (Fe) = 112 g  2 mol contiene → átomos (Fe) ó 2x 6,022 x 1023 átomos (Fe) B. Para una mol de moléculas Molécula gramo (mol-g) (M = 98)  2 at − g (H) = 2g  1mol − g H2SO 4  1 at − g (S) = 32gEs aquella cantidad de una sustancia covalente, que  4 at − g (O) = 64gcontiene exactamente 1 mol de moléculas y su masa equivale numéricamente a su masa molecular −−−−−−−−−−−−−expresado en gramos. mTOTAL = 98 g Página | 2
  • 3. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria” ESTEQUIOMETRIA Se observa que:CONCEPTO masa ( C ) masa ( O 2 ) masa ( CO )Es aquella parte de la química que estudia las = = 3 4 7relaciones cuantitativas (masa, volumen, moles) delos componentes puros de una reacción química.Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas NOTA:pueden ser ponderales y / o volumétricas. Reacción Limitante (RL): Es aquella sustancia que ingresa al reactor Leyes Ponderales químico en menor proporción estequiométrica y al agotarse limita la cantidad máxima delRelaciona la masa de una sustancia con la masa de producto(s) obtenido(s).otras sustancias. Reactivo en Exceso (RE):1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en mayor proporción estequiométrica por MASA lo tanto queda como sobrante al finalizar la Fue planteada por el químico Francés Antoine reacción. Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de la química moderna; nos indica que en toda Regla práctica para evaluar el R.L. y R.E para reacción química completa y balanceada la masa cada reactante se plantea la siguiente proporción. total de las sustancias reactantes es igual a la masa total de las sustancias de los productos. Cantidad dato de reactivo Ejemplo: Cantidad obtenida de la ecuación química 6.A.=4 P 7 40 4 8 4= 32 M 8 6 74 4=4 M 56 678 La menor relación es para el RL y todos los 2 Ca + 1 O 2(g) → 2CaO cálculos se hacen con el Relación 2 mol – g 1 mol–g 2mol–g La mayor relación es para el R.E. Molar Relación 80g 32g 112g Leyes Volumétricas en Masa ∑ Masa (Reactantes) = ∑ Masa (Productos) = 112g Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay – Lussac (1778 – 1850), quién investigando las2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS reacciones de los gases determino: “A las mismas condiciones de presión y temperatura existe una Fue enunciada por el químico francés Joseph relación constante y definida entre los volúmenes de Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo las sustancias gaseosas que intervienen en una proceso químico los reactantes y productos versión química; cualquier exceso deja de participan manteniendo sus masas o sus moles en proporción fija, constante y definida; cualquier combinarse”. exceso de uno de ellos permanece sin reacción Estas relaciones solo serán aplicables a sustancias Ejemplo: Quemado de carbón gaseosas. Ejemplo: Síntesis del amoniaco 64 .=4 P.A 12 7 8 4= 32 M 8 6 74 4= 56 M 4 678 1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 2 C ( g) + 1 O 2(g) → 2CO ( g) Reacción 1 mol – g 3 mol–g 2mol–gReacción 2 mol – g 1 mol–g 2mol–g molarmolar Relación 1vol 3vol 2volRelación 24g 32g 56g volumétricaen Masa Por Gay 1L 3L 2LPor 3g 4g 7g Lussac 5L 15L 10LProust 30cm3 90 cm3 60 cm3Ejemplo 60g 80g 140g Página | 3
  • 4. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”Relación de volúmenes: III. Átomos de nitrógeno tiene una masa de 28g y contiene 6,02 x 1023 átomos. vol ( N 2 ) vol ( H 2 ) vol ( NH 3 ) = = 1 3 2 A) VVV B) FVV C) VVF D) VFF E) VFV 2. ¿Cuál es el número de iones que hay en 0,1mg de Porcentaje de Pureza de una muestra MgCl2? Química A) 1,9x10-18Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, B) 1,9x1020las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los C) 1,9x1018cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la D) 2,0x10-20parte pura de la muestra química. E) N.A 3. ¿Cuántos átomos- gramos o moles de átomos hay Cantidad de sus tancia pura % Pureza = x 100 en 112g de nitrógeno molecular? Cantidad de muestra impura A) 4 B) 5 C) 3 D) 6 E) 8 4. Los pesos fórmulas de los compuestos Zn3(PO4)2 Eficiencia o Porcentaje de Rendimiento (fosfato de Zinc) y (NH4)2SO4 (sulfato de de una Reacción Química (%R) amonio), respectivamente son: A) 132 y 386,2 B) 386,2 y 128Es la comparación porcentual entre la cantidad real o C) 370,2 y 128práctica teórica obtenido de un producto determinado D) 386,2 y 132 E) 370,2 y 132 cantidad real ren dim iento real 5. ¿Cuántos gramos y átomos de oxígeno hay, %R = × 100 = × 100 respectivamente, en 386,2g de Zn3(PO4)2? cantidad teórica ren dim iento teórico A) 128 y 4,8x1024La cantidad real o rendimiento real se conoce B) 128 y 4,8x10-24experimentalmente y es menor que la cantidad C) 4,8x1024 y 128teórica que se halla en base a la ecuación química, o D) 128 y 2,4x1024sea por estequiometría; el rendimiento teórico es la E) 128 y 2,4x10-24máxima cantidad obtenida de un cierto productocuando el 100% del reactivo limitante se hatransformado. 6. Determine respectivamente el porcentaje en peso de cada elemento en el Al(OH)3SEMANA Nº 8: ESTEQUIOMETRIA A) 3,85; 61,64; 34,61 B) 43,61; 3,85; 61,571. Con relación al concepto de mol, marque la C) 34,61; 61,54; 3,85 secuencia de verdadero (V) o falso (F), según D) 34,61; 60,54; 3,85 corresponda. Una mol gramo de metano E) 34,61; 61,54; 4,85 I. Metano (CH4) tiene una masa de 16g y 7. Determine la fórmula empírica para un compuesto contiene el número de Avogadro de moléculas que contiene 26,6% de K, 35,4% de Cr y 38% de de metano. oxígeno. II. Cloruro de magnesio tiene una masa de 95g y contiene el número de Avogadro de moléculas A) KCrO4 de MgCl2. B) K2Cr2O7 Página | 4
  • 5. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria” C) KCr2O7 A) 56,58 B) 46,58 C) 38,56 D) K2CrO7 D) 36,58 E) 58,36 E) K2Cr2O4 14. Determine el número de átomos de azufre en8. En la reacción: Al + HCl → AlCl3 + H2 , si una muestra de 960g de azufre. reaccionaran 54g de aluminio con suficiente A) 1,8x1020 cantidad de ácido clorhídrico, ¿cuántos gramos de B) 1,6x1026 hidrógeno y moles de cloruro de aluminio (III) se C) 1,8x1025 producirán, respectivamente? D) 6,0x1023 E) 1,6x10224 A) 3 y 2 B) 2 y 6 C) 3 y 1 D) 6 y 4 E) 6 y 2 15. En 1,314g de CaCl2.6H2O. ¿Cuántas mili mol-g de agua contiene?9. ¿Cuántos gramos de SO2 se formarán a partir de A) 3,6 B) 36 C) 360 96g de azufre y 64g de oxígeno? D) 72 E) 7,2 A) 96 B) 128 C) 64 16. ¿Qué cantidad, en gramos, de óxido de aluminio D) 32 E) 138 se puede preparar a partir de 24,9g de aluminio que reacciona con suficiente oxígeno?10. Calcule los gramos de agua y el porcentaje en peso del agua, respectivamente, en 24,95g de A) 40 B) 57 C) 32 sulfato de cobre pentahidratado. D) 36 E) 47 A) 18 y 36,07 17. El tricloruro de fósforo, PCl3, es utilizado en la B) 9 y 36,07 fabricación de pesticidas, aditivos para gasolina C) 90 y 36,70 y otros productos. Se obtiene por la combinación D) 9 y 46,70 directa del fósforo y el cloro, según: E) 18 y 46,07 P4 + Cl2 → PCl3 ¿Qué masa de PCl3 se forma en la reacción de11. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen en la 125g de P4 y 323g de Cl2? combustión completa de 80g de propano (C3H8)? A) 247 B) 347 C) 208 A) 220 B) 44 C) 240 D) 417 E) 317 D) 180 E) 260 18. En la descomposición por calentamiento de12. El succinato de dibutilo es un repelente de 2,45g de KClO3, ¿qué volumen de oxígeno en insectos utilizado en las casas contra hormigas y mL, a C.N se obtendrá? cucarachas. Su composición es 62,58% de C, KClO3 → KCl + O2 9,63% de H y 27,79% de O. Su masa molecular determinada experimentalmente es 230. ¿Cuáles A) 6,72x10-1 son las fórmulas empírica y molecular B) 6,72x102 respectivamente del succinato de dibutilo? C) 6,72x10-2 D) 6,72x103 A) C6H11O2 ; C12H22O2 E) 6,72x10-3 B) C6H11O ; C12H22O2 C) C12H22O4 ; C6H11O2 19. Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO3) , se D) C3H6O ; C6H12O2 requieren para producir 8,75g de monóxido de E) C6H11O2 ; C12H22O4 dinitrógeno (N2O) según la ecuación:13. El ciclohexanol (C6H11OH) calentado con ácido 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + N2O + sulfúrico o fosfórico se transforma en ciclohexeno 5 H2O (C6H10). Si el rendimiento de esta reacción es de 83%, ¿qué masa de ciclohexanol debe utilizarse A) 125,28 B) 118,28 C) 130.18 para obtener 25g de ciclohexeno? D) 120,28 E) 135,28 Página | 5
  • 6. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”20. Calcule la masa de CaC2 al 90% de pureza que Calcule la masa de N2O4 que se requiere para reacciona con suficiente cantidad de H20, hacer reaccionar 120g de (CH3)2NNH2. sabiendo que se obtiene Ca(OH)2 y 5L de C2H2(g) P.F : [ (CH3)2NNH2= 60 , N2O4 =92 ] medidos a 127ºC y 312 torr, considerar un rendimiento del 80%. A) 368g B) 230g C) 240g D) 123g E) 417g A) 6,18g B) 5,75g C) 6,72g D) 5,56g E) 6,56g 5. (UNMSM-2008-II) ¿Cuántas toneladas métricas (TM) de plomo se obtienen de 717 TM de galena Datos: Pesos atómicos (PbS), si el proceso tiene un rendimiento del 50%?. P.A ( Pb=207 ; S=32 ) Mg = 24 Cl = 35,5 N = 14 Zn = 65,4 P = 31 O = 16 S = 32 H=1 A) 310, 5 B) 119, 5 C) 358, 5 Al = 27 K = 39 Cr = 52 Ca = 40 D) 155, 3 E) 621, 0 Cu = 63,5 C = 12 6. (UNMSM-2008-II) ¿Cuántos gramos de agua se PRÁCTICA DOMICILIARIA formarán al hacer reaccionar 10g de H2 con 500g de O2?1. UNMSM-2004-I) A partir de 0,303g de KClO3 se ha obtenido 0,1g de O2. Calcular el porcentaje de A) 45g B) 90g C) 180g rendimiento de la reacción: D) 270g E) 135g 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 ) 7. (UNMSM-2009-I) La reacción química para la producción de ácido sulfúrico es: A) 84,2% B) 64,0% C) 94,0% 2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 D) 74,2% E) 32,0% La cantidad, en toneladas de H2SO4, que se puede producirse por día mediante un proceso en el que2. (UNMSM-2004-II) ¿Cuántas moles de dióxido de se utiliza 16 toneladas diarias de SO2, con un 70% carbono se produce, si 375g de CaCO3 con 80% de de eficiencia en la conversión, es: pureza se descompone según la reacción P.A ( S=32, O=16, H=1 ) CaCO3 → CaO + CO2 P.A( Ca=40; C=12; O=16 ) A) 24,50 B) 17,15 C) 35,00 D) 30,25 E) 34,30 A) 3,75 B) 3,00 C) 3,20 D) 3,55 E) 2,95 8. (UNMSM-2011-II) Se hace reaccionar 20g de NaNO3, cuya pureza es 75% con suficiente3. (UNMSM-2005-II) ¿Cuántos gramos de anhídrido cantidad de H2SO4, según la ecuación: carbónico se forman cuando reaccionan 60g de carbono con suficiente oxígeno. P.A ( C=12uma , 2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3 O=16uma ) Calcule el peso de HNO3 producido. Datos: P.F( HNO3=63 g/mol; NaNO3= 85g/mol) A) 220 B) 440 C) 130 D) 240 E) 200 A) 14,8g B) 11,1g C) 22,2g D) 13,9g E) 18,5g4. (UNMSM-2006-II) El compuesto (CH3)2NNH2 se Profesor: Antonio Huamán Navarrete usa como combustible para propulsar naves Lima, Marzo del 2013 espaciales. Tal compuesto reacciona con el N2O4 de acuerdo a la siguiente reacción: 2(CH3)2NNH2 + 4 N2O4 → 4CO2 + 6N2 + 8H2O Página | 6