guía 3.1

Guía de Actividades

QMQG01 – Química General

Disciplinas Básicas: Química

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GUÍA DE ACTIVIDADES

QUÍMICA GENERAL – QMQG01

Unidad 3

CIENCIAS BÁSICAS ÁREAS TRANSVERSALES

VICERRECTRÍA ACADÉMICA DE PREGRADO

Material realizado por: Mireya Collao




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Contenido Unidad 3: Estequiometría ................................................................................................................... 3

Aprendizaje 3.1 Aplica los conceptos básicos de Estequiometría en la resolución de problemas

que involucren reactivos y productos. ............................................................................................ 3

Introducción teórica .................................................................................................................... 4

Actividad resuelta 1: .................................................................................................................... 6

Actividad resuelta 2: .................................................................................................................... 7

Aprendizaje 3.2 Realiza la representación y balance másico y molar de una reacción química

simple. ............................................................................................................................................. 9

Introducción Teórica ................................................................................................................. 10

Actividad resuelta 1: .................................................................................................................. 12

Actividad resuelta 2: .................................................................................................................. 13

Solución: .................................................................................................................................... 13

Aprendizaje 3.3 Realiza cálculos de rendimiento de procesos químicos simples por medio de

cálculos estequiométricos. ............................................................................................................ 15

Introducción teórica .................................................................................................................. 16

Actividad resuelta 1 ................................................................................................................... 17

Actividades propuestas de la unidad: ........................................................................................... 19

Soluciones: ................................................................................................................................ 20




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Unidad 3: Estequiometría

Aprendizaje 3.1 Aplica los conceptos básicos de Estequiometría en la

resolución de problemas que involucren reactivos y productos.

Criterios de evaluación:

3.1.1 Aplica el concepto de mol como cantidad base y la representación del número de Avogadro

en la resolución de problemas.

3.1.2 Realiza cálculo de masa molar en átomos y moléculas.

3.1.3 Soluciona problemas de cálculo de fórmulas empíricas y moleculares por medio de su

análisis.

Para resolver un problema, recuerda:

a) Leer detenidamente el enunciado e identificar: datos, incógnitas y relaciones.

b) Trazar una estrategia de resolución. Establecer hipótesis.

c) Resolver el problema.

d) Comunicar los resultados de manera efectiva y acorde a la situación e interlocutores.




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Introducción teórica

La estequiometria estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una

reacción química; es decir, las leyes fundamentales sobre las relaciones entre los pesos de

elementos, la composición de los compuestos y sus reacciones. Estas leyes son la base para

comprender y resolver problemas numéricos sencillos.

Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas que hay entre las especies que

participan en las reacciones químicas. Así, si pensamos representar un fenómeno químico como la

combustión del etano, lo hacemos mediante la siguiente ecuación química.

C2H6(g)+ 7/2 O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) H = -1299,6 kJ. (ec. *)

Ecuación que nos informa que un mol de etano al reaccionar con 3,5 moles de oxigeno produce

dos moles de dióxido de carbono y 3 moles de agua. El negativo nos indica que al producirse

la reacción se libera energía en forma de calor.

La ecuación química nos da la relación en moles en que reaccionan los reactivos y se obtienen los

productos.

Sustancias, propiedades y cantidades:

La materia se presenta en el universo como sustancias puras (elementos y compuestos) o como

mezclas de sustancias puras (homogéneas y heterogéneas).

Presenta propiedades físicas (peso, densidad, conductividad eléctrica, viscosidad, etc.) y

propiedades químicas que son aquellas que alteran su naturaleza intima (reacción química).

Elemento: Sustancia que no puede descomponerse en otras más sencillas

Compuesto: Sustancia formada por dos o más elementos diferentes que puede descomponerse

por medios químicos apropiados.

Los elementos se combinan para formar compuestos (sales, óxidos, ácidos, bases, polímetros, etc.)

Elementos y compuestos se pueden combinar formando mezclas homogéneas y heterogéneas.

Ecuación química: Es la representación escrita de una reacción química, que especifica la

naturaleza y la cantidad de la o las sustancias que intervienen en dicha reacción (reaccionantes y

productos)

Entenderemos por ecuación balanceada (ec.*) aquella que nos indica la igualdad en masa de

reaccionantes y productos, por lo que el número de átomos debe ser igual en ambos miembros de

ella, y por consiguiente puede usarse para calcular la relación en masa entre ellos.




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Masa atómica y masa molecular

La evidencia experimental acumulada era insuficiente para permitir el cálculo del peso de las

moléculas. Como la determinación de los pesos absolutos era impracticable, se hizo necesario

determinar los pesos relativos de los átomos. La solución la planteo Amadeo Avogadro (1811) a

través de su hipótesis: “Volúmenes iguales de cualquier gas, en condiciones similares de presión y

temperatura, están compuestos por el mismo número de moléculas”

Masa atómica: Es la masa atómica promedio de los isótopos en sus proporciones naturales,

comparado con el peso del isótopo de carbono al que se le ha asignado un valor de 12,00 u.m.a. Es

la masa de un mol de átomos expresada en gramos.

Masa molecular (M): Es la suma de las masas atómicas ponderadas de los átomos que

componen el compuesto; Es decir la masa expresada en gramos de un mol de moléculas.

En el trabajo corriente es necesario disponer de una escala práctica de medidas de átomos y

moléculas. Por esta razón se introducen los conceptos de átomo gramo (at – g) y molécula

gramo o mol. Estos se definen de la siguiente manera:

Átomo – gramo: Es la cantidad de un elemento igual a su peso atómico (masa atómica) expresado

en gramos.

Ej: 14 g de nitrógeno, 16 g de oxigeno corresponden a un at – g de nitrógeno y oxigeno

respectivamente.

Molécula – gramo: Es la cantidad de un compuesto igual a su peso molecular (masa molar)

expresado en gramos.

Ej.: 18 g de agua, 32 g de oxigeno corresponden a un mol de agua y un mol de oxigeno

respectivamente.

De acuerdo a la ley de Avogadro, Un at –g o un mol, contiene 6,02x1023 partículas, es decir, N°

átomos, moléculas o iones respectivamente. A este número de partículas se le llama cantidad de

sustancia o “Mol”, que corresponde al sistema internacional de unidades.

Si la sustancia es un gas, un mol (N moléculas de él) ocupa en condiciones normales de presión y

temperatura (1at., 0ªC) un volumen de 22,4 litros.

Luego: N° partículas de gas = 1 mol = 22,4 litros (0ºC, 1at.)

N° = nº de Avogadro = 6,02 x 1023 moléculas o partículas

Resumiendo:

1mol-gr = masa molar (M) en gr.= 6,02x1023moleculas




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1átomo-gr. = masa atómica expresada en gr. (PA) = 6,02x1023 átomos

Actividad resuelta 1:

Se tiene una muestra de 100 gr. de pirofosfato de sodio (Na4P2O7). Calcular:

A) Número de moles presentes en la muestra

B) Número de moléculas presentes en la muestra

C) Composición porcentual del pirofosfato de sodio

Solución:


Es un compuesto ternario, oxosal proveniente del ácido pirofosfórico Compuesto por 4 átomos de sodio, 2 átomos de fosforo y 7 átomos de oxígeno. Las masa atómicas son: Na = 23,0 gr/mol, P = 31,0 gr/mol y O = 16,0 gr/mol.


Se utilizarán los conceptos de: mol, átomo, molécula, N° de Avogadro, masa atómica (peso atómico) y masa molar (peso molecular).


1. Calculo de la masa molar (peso molecular) del pirofosfato de sodio, Na4P2O7

2. Calculo del número de moles

3. Calculo del número de moléculas. De acuerdo al N° de Avogadro en 1 mol de un compuesto hay 6,02 x 1023 moléculas.

M = 4xPANa+2xPAP + 7xPAO M = 4x23,0 + 2x31,0 + 7x 16

M = 266,0 gr/mol

n = masa = 100gr. = 0,376 moles M 266gr/mol

N° = 0,376 mol x 6,02 x 1023moleculas/mol N°= 2,26 x 1023moleculas




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4.- Calculo de la composición porcentual En 266 gr de compuesto hay: Gr. de sodio = 23,0gr/mol x 4 mol = 92 gr. Gr. de fosforo = 31,0gr/mol x 2mol = 62 gr. Gr. de oxigeno = 16,0 gr/mol x 7 mol = 112 gr.


A) Hay 0,376 moles en la muestra.

B) Hay 2,26 x 1023 moléculas en la muestra.

C) La composición porcentual del pirofosfato de sodio es: 34,6% Na, 23,3% P y 42,1%O


Una muestra de 10,000 g. de un compuesto puro contiene 2,633 g. de Ca, 4,215 g. de S y 3,152

gramos de O. ¿Cuál es su fórmula empírica?

Solución:


Es una sal ternaria u oxosal Formado por un no metal y dos no metales Las masa atómicas son: Ca= 40,10g/mol, S = 32,10 g/mol y O= 16,00g/mol.


Se utilizara el cálculo del número de moles de cada elemento, para poder conocer la relación de números enteros y sencillos en que se combinan los tres elementos. Luego el concepto de que los compuestos se formulan escribiendo primero el elemento menos electronegativo, finalizando con el más electronegativo.


1. Calculo del número de moles de átomo para cada elemento

N° de moles: n = masa en gramos Masa atómica

nCa = 2,633 g. = 0,0657 moles de átomo de calcio 40,10 g/mol

%Na= 92 x 100 = 34,6 % 266 %P = 62 x 100 = 23,3 % 266 %O = 112 x 100 = 42,1 % 266




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nS = 4,215 g. = 0,131 moles de átomo de azufre 32,10 g/mol

nO = 3,152 g. = 0,197moles de átomo de oxigeno 16,00 g/mol 2. Para encontrar la relación de números enteros y sencillos, se divide por el menor.


La fórmula del compuesto es: CaS2O3

nCa = 2,633 g.= 0,0657 moles de átomo de calcio 40,10 g/mol

nS =4,215 g.= 0,131 moles de átomo de azufre 32,10 g/mol

nO =3,152 g.= 0,197moles de átomo de oxigeno 16,00 g/mol

Ca: 0,0657/0,0657 = 1,0

S: 0,131/0,0657 = 2,0 CaS2O3 O: 0,197/0,0657 = 3,0




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Aprendizaje 3.2 Realiza la representación y balance másico y molar de

una reacción química simple.


3.3.1 Aplica las leyes de la combinación química en el cálculo estequiométrico.

3.3.2 Realiza el balance molar de reactantes y productos en reacciones químicas simples.

3.3.3 Realiza el balance másico entre reactantes y productos en reacciones químicas simples.









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Introducción Teórica

Leyes fundamentales de la combinación química

1.-Ley de conservación de la materia o Ley de Lavoisier (1795) se enuncia: La materia no puede

crearse ni destruirse, solo se transforma. “En toda reacción química el número de átomos de los

reactantes es igual al número de átomos de los productos.

2.- Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust (1797): “Los pesos de los elementos que

intervienen en la formación de un compuesto están siempre en una relación constante”

Cualquier muestra de agua tendrá un 88,8% de oxígeno y un 11,2% de hidrogeno, o dicho de otra

forma dos átomos de hidrogeno y un átomo de oxigeno por molécula.

3.- Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton (1803): “Cuando dos elementos intervienen

para formar una serie de compuestos, las cantidades variables de uno de ellos que se combina

con un peso determinado del otro, se encuentran entre sí en una relación de números enteros y

sencillos” El carbono y el oxígeno se pueden combinar dando origen a monóxido de carbono CO y

dióxido de carbono CO2, en base a una relación de ½ (números enteros y sencillos).

4.-Ley de las proporciones reciprocas o Ley de Richter (1792): “Las cantidades de

dos o más sustancias que se combinan con una cantidad fija de otra sustancia son las mismas

que se combinan entre sí o múltiplos sencillos de ellas.

Consideremos el caso del CCl4 y CO2, al reaccionar cloro y oxígeno para formar Cl2O lo hacen en la

misma relación que C/Cl y C/O.

Fórmulas químicas

Una fórmula química nos entrega información que incluye la composición elemental, la cantidad

relativa de cada elemento presente en el compuesto y/o el número de átomos de cada elemento

que se encuentran en una molécula de esa sustancia.

Una fórmula que solamente entrega el número relativo de átomos de cada elemento presente es

una fórmula empírica, que es la relación más simple que puede describir un compuesto.

Ejemplo: NaCl, indica que en el cloruro de sodio hay un átomo de sodio por cada átomo de cloro.

H2O, Indica que por cada dos átomos de hidrógeno hay un átomo de oxígeno.

Una fórmula que establece la cantidad real de átomos de cada elemento que forman parte de

cada molécula se llama fórmula molecular. Ejemplo: El H2O es una fórmula molecular (y también

empírica) porque cada molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.




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Los compuestos iónicos no contienen moléculas, por lo tanto no existen fórmulas moleculares

para los compuestos iónicos, solamente fórmulas empíricas.

Reacción química y tipos de reacciones químicas

Una reacción química es el reordenamiento de los átomos de las sustancias que reaccionan,

reactivos para dar sustancias distintas, productos. Una reacción química se representa a través de

la ecuación química. Las reacciones químicas más utilizadas se clasifican como reacciones de:

1.-Combinación o Síntesis: Son aquellas en que dos o más elementos se combinan para producir

un compuesto.

2.-Descomposición: Son aquellas en que un compuesto es transformado, generalmente por la

aplicación de alta temperatura, en dos o más compuestos o elementos.

3.-Desplazamiento o Sustitución: Son aquellas en que un elemento reemplaza a otro en un

compuesto.

4.-Doble Sustitución: Son aquellas en que dos compuestos intercambian sus cationes.

5.-Precipitación: Son aquellas en que dos o más sustancias reaccionan para formar un precipitado.

6.-Neutralización: Son aquellas en que un ácido reacciona con una base para formar una sal y

agua.

7.-Óxido-Reducción: Son aquellas en que se produce transferencia de electrones es decir se

produce cambio en el estado de oxidación.

8.-Formación de complejos: Son aquellas en que se forma un complejo o compuesto de

coordinación.

9.-Combustión: Son aquellas en que una sustancia combustible reacciona con oxígeno, a elevadas

temperaturas y entrega energía en forma de calor.

Equilibrio de ecuaciones de químicas

Una de las características más útiles de una ecuación química es que nos permite determinar las

relaciones cuantitativas que existen entre los reactantes y productos. Sin embargo, para lograr

este fin la ecuación debe estar igualada, esto quiere decir que debe obedecer a la Ley de

conservación de la materia, manteniendo el mismo número de átomos de cada elemento en

ambos lados de la ecuación.

Para una ecuación general de la forma:

aA + bB + …….. cC + dD + ………




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Los reactantes están representados a la izquierda de la flecha, y los productos se ubican a la

derecha, las letras minúsculas a, b, c, d…… son los coeficientes de la ecuación que multiplican a

todos los átomos de los compuestos o elementos A, B, C, D ……… respectivamente.

Existen tres métodos para igualar ecuaciones, estos son: Tanteo, algebraico y redox (método que

se estudia en la unidad VI)


Demuestre que cuando un gramo de azufre (peso fijo de uno de los elementos) se combina con cantidades variables de oxígeno, los compuestos formados cumplen la “Ley de Dalton de las proporciones múltiples”

Solución:


La combinación de azufre con oxígeno forma tres óxidos ácidos o anhídridos. El azufre actúa con E.O. +2, +4 y +6 y el oxígeno con E.O. -2 Masas atómicas: S = 32,10 g/mol y O= 16,00g/mol.


Se utilizará el concepto de leyes ponderales o leyes de combinación química. Específicamente la Ley de Dalton de las proporciones múltiples, cuyo enunciado dice: “Cuando dos elementos se unen para formar una serie de compuestos lo hacen en una relación de números enteros y sencillos.


El azufre es menos electronegativo que el oxígeno, por lo tanto para formular se escribe primero el símbolo del azufre seguido del símbolo del oxígeno.


El azufre y el oxígeno se pueden combinar dando origen a monóxido de azufre SO, dióxido de azufre SO2 y trióxido de azufre SO3. Un gramo de azufre se combina respectivamente con 0,5; 1; 1,5 g de oxígeno, que tienen entre si una relación de 1/2/3 (relación de números enteros y sencillos).

a) S +2 O-2 = SO 32,10 g. S --------- 16,00g. O 1,00 g. S -------- x1 x1 = 0,498 g. de O = 0,5 g. O

b) S +4 O-2 = SO2 32,10 g. S ------ 32 g. O 1,00 g. S -------- x2 x2 = 1,000 g. de O = 1,0 g. O

c) S +6 O-2 = SO3 32,10 g. S------ 48 g. O 1,00 g. S -------- x3 x3 = 1,495 g. de O= 1,5 g. O




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De acuerdo a la reacción de hierro, Fe con oxígeno, O2 para formar óxido de hierro (III).

Fe + O2 Fe2O3 ec. no equilibrada.

A) ¿Qué masa en gramos de óxido de hierro se forman al hacer reaccionar 25,0 gramos de hierro con exceso de oxígeno? B) ¿Cuántos moles de óxido de hierro se forman al hacer reaccionar 25,0 gramos de hierro con

suficiente oxígeno?

Solución:


Es una reacción de oxidación El hierro y el oxígeno son elementos que se encuentran en su estado natural, E.O. = 0 El hierro se oxida de 0 a +3 y el oxígeno se reduce de 0 a -2. El hierro es el reactivo limitante; es decir, el primero en agotarse.


Se debe trabajar considerando: - La ecuación química debe estar equilibrada, esto significa que debe cumplir con la

ley de Lavoisier. - La ecuación química es la representación de la reacción química que se lleva a

cabo y nos entrega toda la información.


1) Equilibrar o igualar la ecuación, con ello conoceremos toda la información estequiometria.

4Fe + 3O2 2Fe2O3 Cuatro átomos de hierro reaccionan estequiométricamente con tres moléculas de oxígeno para formar dos moléculas de óxido ferroso.

2) Para determinar la masa de óxido obtenida se deben conocer las masas teóricas; es decir lo que indica la estequiometria de la reacción., conociendo de la tabla periódica las masas atómicas del hierro y oxígeno y calculando la masa molar del óxido férrico.

N°de moles: n = masa en gramos Masa atómica Masa (m) = Masa atómica x N° de moles Fe = 55,85 g/mol O = 16.00 g/mol

Fe2O3= 159,7g/mol




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3) Conocida la masa de óxido obtenida, por la ecuación:


A) 35,74 g. Fe2O3 B) 0,224 moles de Fe2O3

N°de moles: n = masa en gramos, Masa atómica Se calculan los moles de óxido obtenido

n(Fe2O3) = 35,74 g. = 0,224 moles 159,7 g/mol

Masa de hierro que reacciona: m(Fe) = 25,0 g. Masa estequiometrica: m(Fe)= 4 mol x 55,85 g/mol = 223,4 g Fe m(Fe2O3)= 2 mol x 159,7 g/mol = 319,4 g. 4Fe + 3O2 2Fe2O3 223,4 g. Fe ---------------------- 319,4 g. Fe2O3 25 g. Fe ---------------------- x g. Fe2O3 X = 35,74 g. de óxido obtenido




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Aprendizaje 3.3 Realiza cálculos de rendimiento de procesos químicos

simples por medio de cálculos estequiométricos.


3.3.1 Aplica el concepto de reactivo limitante por medio de ejercicios.

3.3.2 Realiza cálculo de rendimiento molar en procesos químicos simples.

3.3.3 Realiza cálculo de rendimiento másico en procesos químicos simples.


e) Leer detenidamente el enunciado e identificar: datos, incógnitas y relaciones.

f) Trazar una estrategia de resolución. Establecer hipótesis.

g) Resolver el problema.

h) Comunicar los resultados de manera efectiva y acorde a la situación e interlocutores.




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Introducción teórica

Reactivo limitante, Pureza de reactivos y Rendimiento de una reacción.

Reactivo limitante.

La cantidad de producto a obtener está limitada por el reactivo que tiene el menor cuociente

entre la cantidad de sustancia dada y el coeficiente estequiometrico, el cual se denomina

“reactivo limitante” y los cálculos se realizan en base a él. El reactivo limitante es el primero en

agotarse en una reacción química, los otros reactivos se conocen como reactivo en exceso.

Pureza de los reactivos

Las ecuaciones químicas relacionan cantidades de sustancias puras. En los procesos industriales

generalmente se utilizan materias primas que no son 100% puras y este aspecto debe ser

considerado en los cálculos.

Rendimiento de una reacción

Hasta aquí hemos considerado que el producto a obtener en una reacción química es el que resulta al hacer los cálculos estequimétricos correspondientes, sin embargo, las reacciones químicas, en la práctica debido a una serie de factores, pueden conducir a una menor cantidad de producto de lo esperado al aplicar las relaciones estequiométricas apropiadas, y la magnitud de los productos que se obtienen realmente se conocerá en la práctica, mediante experimentos.

% Pureza = Sustancia pura x 100 Sustancia impura

R = Producto Real x 100 Producto teórico




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Actividad resuelta 1

Reaccionan 62,50 gramos de monóxido de vanadio (VO) con 35,00 gramos de óxido de níquel III (Ni2O3), de acuerdo a la siguiente ecuación.

VO + Ni2O3 NiO + V2O5

Determine: a) El reactivo limitante y la cantidad de reactivo en exceso que no reacciona. b) El rendimiento de la reacción si se obtienen 3,680 g. oxido de vanadio V

Solución:


Es una reacción redox en que el vanadio se oxida de +2 a +5, y el níquel se reduce de +3 a +2. La ecuación química no se encuentra equilibrada, previo a cualquier cálculo se debe equilibrar. Como se conocen las masas que reaccionan de ambos reactivos se debe determinar cuál es el reactivo que limita la reacción.


Se debe trabajar con los conceptos estequiométricos: reactivo limitante, reactivo en exceso y rendimiento de una reacción. El cálculo de rendimiento de reacción puede ser en función del N° de moles o en gramos de producto obtenido, se trabajara con los dos.


1. Equilibrar la ecuación: 2 VO + 3 Ni2O3 6 NiO + V2O5

2. Calcular las masas molares (M) o peso molecular (PM) a partir de la masa atómica o

peso atómico, para calcular cantidades teóricas de los reactantes.

De tabla periódica: Vanadio (V) = 50,94 g./mol; Níquel(Ni) = 58,71 g./mol; Oxigeno(O) = 16,00 g/mol




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a) Determinación del reactivo limitante y la cantidad de reactivo en exceso que no reacciona. El reactivo limitante es aquel cuyo cuociente entre los moles dado y los moles teóricos sea menor. Moles de VO: dados = 0,934, teóricos = 2 Moles deNi2O3: dados = 0,0705, teóricos = 3 VO: 0,934 = 0,467 Ni2O3: 0,0705 = 0,0235; Como Ni2O3< VO, el reactivo limitante es Ni2O3 2 3 2 VO + 3 Ni2O3 6 NiO + V2O5 De acuerdo a la ecuación química 2 moles de VO requieren de 3 moles Ni2O3 2 moles VO ------------- 3 moles Ni2O3 X ------------- 0,0705 moles Ni2O3 x =0,047 moles de VO y se tienen 0,467 moles Moles de VO que no reaccionan = 0,467 – 0,047 = 0,420 moles de VO (reactivo en exceso) Gramos de VO que no reaccionan = 0,420 moles x 66,94g/mol = 28,115 g.

b) Rendimiento de la reacción si se obtienen 3,68 g. oxido de vanadio V, que corresponden a 0,0202 moles De acuerdo a la ecuación química 3 moles de Ni2O3 producen 1 mol de V2O5 3 moles Ni2O3 ---------------- 1 mol de V2O5 0,0705 “ ---------------- x “ x = 0,0235 moles de V2O5 obtenidos Gramos de V2O5 obtenidos = 0,0235 mol x 181,88g./mol = 4,274 g. El rendimiento de la reacción está dado por:

Masas molares de reactivos y productos

M (VO) = 66.94 g./mol.

M (Ni2O3) = 165,42 g./mol.

M (NiO) = 74,71 g./mol

M (V2O5) = 181,88 g./mol.

Masas teóricas de reactivos y productos

m (VO) = 2mol x 66,94 g./mol =133,88 g.

m (Ni2O3) = 3 mol x 165,42 g./mol =496,26 g.

m (NiO) = 6 mol x 74,71 g./mol = 448,26 g.

m (V2O5) = 1mol x 181,88 g./mol = 181,88 g.

Moles de reactivos que reaccionan n (VO) = 62,50 g. = 0,934 moles de VO que reaccionan 66,94 g/mol n (Ni2O3) = 35,00 g. = 0,0705 moles de Ni2O3 que reaccionan 496,26 g/mol

R = Producto Real x 100 Producto teórico




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Se puede determinar en moles o en masa.


A) Reactivo limitante: Ni2O3, Reactivo en exceso que no reacciona 28,115 g. B) R = 86,1%

Actividades propuestas de la unidad: Antes de comenzar con la resolución lea atentamente la introducción de esta guía y los ejercicios resueltos para cada uno de los aprendizajes esperados.

1. Calcule la masa en gramos de un átomo de escandio (Sc).

2. Cuantos átomos y moles de átomos hay en 100 g. de sodio metálico.

3. Calcular la composición porcentual del ácido nitroso (HNO2).

4. Cuándo arde 1 gramo de magnesio, Mg, se produce 1,658 gramos de óxido de magnesio ¿Cuál es la fórmula mínima o empírica del óxido?

5. Cuando se quema una determinada cantidad de un compuesto que contiene solo C e H, se producen 132 gramos de CO2 y 54 gramos de H2O. El peso molecular del compuesto es 28,0 gramos/mol ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular del mismo?

6. Indique la masa de sulfuro férrico (Fe2S3) que se forma cuando reaccionan 30 g de hierro con 42,8 g de azufre.

7.De acuerdo a la siguiente reacción:CS2(g) + Cl2(g) → CCl4(g) + S2Cl2(g) (ec. no balanceada) Determine cuántos gramos de sulfuro de carbono (CS2) de 87% de pureza se necesitan para reaccionar con 62,7 g de cloro (Cl2).

8. De acuerdo a la siguiente reacción:

C2H6 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) Ecuación no equilibrada a) ¿Cuántos gramos de agua se obtienen al reaccionar 150 g de oxígeno con 36 g de etano? b) Determine los moles, masa y volumen de dióxido de carbono que se obtienen medido en

condiciones normales de presión y temperatura.

9. Se hace reaccionar 1,0 Kg de MnO2 con suficiente HCl produciéndose 196,0 litros de cloro gaseoso medidos en condiciones normales de presión y temperatura. Determine el rendimiento

Rendimiento molar R = 0,0202 moles x 100 = 86,1% 0,0235 moles

Rendimiento másico R = 3,680 g.x 100 = 86,1% 4,274 g.




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de la reacción. La ecuación no balanceada es: MnO2 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2

10. El cobre reacciona con el ácido sulfúrico de acuerdo a la siguiente ecuación:

H2SO4 + Cu CuSO4 + SO2 + H2O (ec. no balanceada)

Se tienen 30 g. de Cu y 200 g. de H2SO4

a) ¿Qué reactivo esta en exceso y en qué cantidad? b) Calcule el número de moles de SO2 que se desprenden c) Calcule la masa de CuSO4 que se obtiene

Soluciones:

1. 7,47 x 10-23 g.

2. 2,62x1024átomos, 4,35moles

3. H: 2,13%, N: 29,79%, O: 68,10%

4. MgO

5. CH2 y C2H4

6. 54,51 g.

7. 25,75 g. de CS2

8. a. 64,80 g. b.2,4 moles, 105,6 g. 53,76 L.

9. 76,07%

10. a.H2SO4, 1,1 moles de exceso b. 0,47 moles c. 75 g.




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guía 3.1

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