CB33-07 Estequiometría I 2015

8/17/2019 CB33-07 Estequiometría I 2015

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rograma

Estándar Anual Guía prácticaEstequiometría I: leyes y conceptos de la estequiomNº__

G U I C E S 0 0 7 C B 3 3 A 1 5 V 1

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Ejercicios PSU

Para la solución de algunos de los ejercicios propuestos, se adjunta una parte del sistema periódico

hasta el elemento Nº 20.

1H1,0

3Li6,9

4Be9,0

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

16,0

9F

19,0

10Ne20,2

11Na

23,019K

39,1

20Ca40,0

12Mg

24,3

13Al

27,0

14Si

28,1

15P

31,0

16S

32,0

17Cl

35,5

18Ar

39,9

2He4,0

Número atómico

Masa atómica

1. Si la masa molar del hidróxido de sodio (NaOH) es de 40 g/mol, ¿cuántos moles existen en 120gramos de NaOH?

A) 0,3 mol D) 2,0 molB) 0,5 mol E) 3,0 molC) 1,0 mol

2. Si la masa molar del ácido sulfúrico (H2SO

4) es de 98 g/mol, ¿cuántos moles hay en 294 gramos

de ácido sulfúrico?



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3. La masa molar del ácido acético (CH3COOH) es 60 g/mol. ¿Qué masa del ácido se encuentra

contenida en 3 moles de esta sustancia?

A) 0,15 g D) 60,00 gB) 20,00 g E) 180,00 gC) 40,00 g

4. La masa molar del fosfato de amonio ((NH4)

3PO

4) es

A) 113 g/mol D) 149 g/molB) 121 g/mol E) 303 g/molC) 141 g/mol

5. La masa de un mol de sulfato de aluminio (Al2(SO

4)

3) es

A) 123 g D) 342 g

B) 150 g E) 603 gC) 219 g

6. La masa de 2 moles de gas nitrógeno (N2) es

A) 56 g D) 14 gB) 32 g E) 7 gC) 28 g

7. ¿Qué porcentaje de oxígeno existe en el ácido tiosulfúrico (H2S

2O

3)?

A) 42,1% D) 56,1%B) 48,0% E) 65,1%C) 50,0%

8. La masa molar de un elemento químico es X g/mol. Esto significa que

I) un átomo del elemento pesa X gramos.II) un mol de átomos del elemento pesa X gramos.

III) 6,02 x 1023 átomos del elemento pesan X gramos.

Es (son) correcta(s)

A) solo I. D) solo II y III.B) solo II. E) I, II y III.C) solo III.

Ciencias Básicas Química

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9. La masa molar del clorato de potasio (KClO3) es

A) 106,6 g/mol D) 120,5 g/molB) 110,5 g/mol E) 122,6 g/molC) 115,6 g/mol

10. ¿Cuál es el porcentaje de nitrógeno en el ácido nitrico (HNO3)?

A) 14,0% D) 72,2%B) 22,2% E) 100,0%C) 50,0%

11. La masa molar del oxígeno molecular es

A) 4 g/mol D) 18 g/molB) 8 g/mol E) 32 g/mol

C) 16 g/mol

12. Considerando que la masa atómica del cobre (Cu) es 63,5 uma, los átomos de cobre contenidosen 127 gramos de dicho metal son

A) 6,02 x 1023 átomos.B) 2 x 6,02 x 1023 átomos.C) 6,02 x 1024 átomos.D) 2 x 6,02 x 1024 átomos.E) 2 x 6,02 x 10 –23 átomos.

13. La masa atómica del hierro (Fe) es 56 uma. ¿Cuántos gramos de sulfato ferroso (FeSO4) equivalen

a 5 moles de compuesto?

A) 7,6 g D) 104,0 gB) 10,4 g E) 760,0 gC) 76,0 g

14. La masa de un átomo de calcio es

A) 40 x 6,02 x 1023 g D) 6,02 x 1023 g

B) 40 / (6,02 x 1023) g E) (6,02 x 1023) / 20 gC) (6,02 x 1023) / 40 g

15. El porcentaje de carbono en el ácido acético (CH3COOH) es

A) 20% D) 55%B) 40% E) 65%C) 50%

GUÍA PRÁCTICA

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16. En la naturaleza se encuentran los elementos en forma de diferentes isótopos. Ponderando laabundancia de estos por su masa atómica, es posible obtener la masa molar del elemento queencontramos en las tablas periódicas. Considerando los datos de la siguiente tabla, ¿cuál será lamasa atómica promedio del cloro?

Isótopo Abundancia (%) Masa atómica (u)35Cl 75,8 3537Cl 24,2 37

A) 35,00 u D) 36,00 uB) 35,48 u E) 36,51 uC) 35,55 u

17. Se dispone de 2 mol de gas cloro (Cl2). ¿Qué masa de gas está contenida en esa cantidad?

A) 35,5 g D) 71,0 molB) 35,5 mol E) 142,0 gC) 71,0 g

18. En la siguiente tabla se presenta la composición porcentual de una sustancia:

Elemento Composición

Hidrógeno 2%

Oxígeno 65%

Azufre 33%

Teniendo en cuenta que la masa molar de la sustancia es 98 g/mol, la fórmula molecular es

A) H18

SO3

B) H2S

2O

2

C) H4S

2O

D) H2SO

4

E) H2SO

3


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19. La masa molar del Freón-11 (CCl3F) es 137 g/mol. Entonces, se puede afirmar que

I) 6,02 x 1023 átomos de Freón-11 tienen una masa de 137 gramos. II) la masa de un mol de Freón-11 es 137 gramos.III) el Freón-11 se clasifica como uno de los llamados CFC (clorofluorocarbonos).

Es (son) correcta(s)

A) solo I. D) solo I y III.B) solo II. E) solo II y III.C) solo III.

20. ¿A cuántos mol de carbonato cálcico (CaCO3) corresponden 100 gramos de la sustancia?


21. El gas oxígeno (O2) tiene una masa molar de 32 g/mol. A partir de esta información, es correcto

afirmar que

I) la masa de una molécula de O2 es 32 gramos.

II) la masa de un mol de átomos de O es 16 gramos.III) la masa de un mol de O

2 es 32 gramos.

A) Solo I D) Solo I y IIB) Solo II E) Solo II y III

C) Solo III

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22. La siguiente fórmula estructural corresponde al adenosín trifosfato (ATP), molécula fundamentalpara los procesos energéticos celulares.

HO O

O

O O OCH2

OC

HH H

HC

C

C

O

P P P

OH OH OH

HCCH

N

N

NH2

N

C

C

C

N

OH OH

¿Cuál es su masa molar?

A) 47 g/mol D) 507 g/molB) 74 g/mol E) 597 g/molC) 299 g/mol

23. Si la masa molar del amoniaco (NH3) es 17 g/mol, es correcto afirmar que

I) 1 mol de amoniaco tiene una masa de 17 gramos. II) 2 moles de amoniaco tienen una masa de 24 gramos.III) 3 moles de amoniaco tienen una masa de 51 gramos.

A) Solo I D) Solo I y IIIB) Solo II E) I, II y IIIC) Solo III

24. ¿Cuántos mol de ozono (O3) se necesitan para obtener la misma masa que hay en 6 mol de

oxígeno (O2)?

A) 2 D) 12

B) 4 E) 16C) 6

25. El yeso es sulfato de calcio dihidratado (CaSO4· 2H

2O). ¿Cuántos átomos hay en 2 mol de yeso?

A) 2 átomos D) 12 x 6,02 x 1023 átomosB) 24 átomos E) 24 x 6,02 x 1023 átomosC) 2 x 6,02 x 1023 átomos


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Tabla de corrección

Ítem Alternativa Habilidad

1 Aplicación

2 Aplicación

3 Aplicación

4 Aplicación

5 Aplicación

6 Aplicación

7 Aplicación

8 Comprensión

9 Aplicación

10 Aplicación

11 Aplicación

12 Aplicación

13 Aplicación

14 Aplicación

15 Aplicación

16 Aplicación

17 Aplicación

18 ASE

19 Comprensión

20 Aplicación

21 Comprensión

22 Aplicación

23 Comprensión

24 Aplicación

25 Aplicación

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Resumen de contenidos

La estequiometría (del griego stoicheion, “elemento” y métrón, “medida”) es el cálculo de lasproporciones cuantitativas o relaciones de masa entre los reactantes y productos en el transcurso deuna reacción química.

Leyes de la estequiometría.

• Ley de conservación de la masa (ley de Lavoisier): En una reacción química la masa permanececonstante, es decir, la masa de los reactantes será igual a la de productos. Por ejemplo, en lareacción de formación del agua: 2H

2 + O

2 → 2H

2O, cuando 4 gramos de hidrógeno reaccionan con

32 gramos de oxígeno, se forman 36 gramos de agua.

• Ley de las proporciones defnidas (ley de Proust): En un compuesto dado, los elementos

participantes se combinan siempre en la misma proporción, sin importar su origen y modo deobtención. Por ejemplo, en el óxido de cinc (ZnO) siempre hay un átomo de cinc por cada átomode oxígeno y la proporción de masas es 80,3% de cinc y 19,7% de oxígeno.

• Ley de las proporciones múltiples (ley de Dalton): Cuando dos o más elementos se combinanpara dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se unen a una masa fja del otro,tienen como relación números enteros y sencillos. Por ejemplo, en los anhídridos de nitrógeno(N

2O, NO, N

2O

3, NO

2 y N

2O

5), si se fja la masa de oxígeno en 7 gramos, las masas de nitrógeno

en cada compuesto son, respectivamente, 4 : 8 : 12 : 16 : 20, o simplifcando, 1 : 2 : 3 : 4 : 5.

Conceptos estequiométricos.

• Mol: es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculasu otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12.

• Número de Avogadro (NA): número de entidades elementales que hay en un mol. Este númerose determina experimentalmente y su valor es de 6,02 x 1023.

Al igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, un mol de átomos de H contiene6,02 x 1023 átomos y un mol de moléculas de CO

2, 6,02 x 1023 moléculas.

• Unidad de masa atómica (uma o u): unidad utilizada para expresar la masa de un átomo.

Equivale a la duodécima parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono-12.

1 uma = 1,66 x 10 ─24 g


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• Masa atómica (o peso atómico): masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Porejemplo, la masa atómica del oxígeno (O) es 16,0 uma.

• Masa molecular (o peso molecular): masa de una molécula (suma de las masas atómicas, enuma). Por ejemplo, la masa molecular del SO

2 es 64 uma (32 uma + 2 x 16 uma).

• Masa molar : masa (en gramos) de 1 mol de unidades (átomos o moléculas) de una sustancia.Por ejemplo, la masa molar del SO

2 es 64 g/mol (32 g/mol + 2 x 16 g/mol).

Para cualquier átomo o molécula:masa atómica o molecular (uma) = masa molar (gramos)

+

Un átomo de C

(12 uma)

Una molécula de O2

(32 uma)Una molécula de CO

2(44 uma)

A nivel molecular

+

12 g de carbonoen un vidrio de reloj

32 g de oxígenoen un globo

44 g de dióxido de carbonoen un globo

A nivel macroscópico

Es útil recordar la relación que existe entre número de moles (n), masa en gramos (m) y masa molar(MM):

mMM

n =

Que también se puede expresar como:

m = n ∙ MM

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Masa molar (g/mol)

1 mol

6,02x1023

partículas

Volumengases

(en C.N.P.T.) =22,4 L

• Composición porcentual: informa sobre el porcentaje de cada elemento presente en uncompuesto. Para calcularla, se debe considerar la masa molar del compuesto como el 100%. Porejemplo, para determinar el porcentaje de hidrógeno presente en el agua (H

2O), cuya masa molar

es 18 g/mol, hay que realizar el siguiente cálculo utilizando la masa molar del hidrógeno (1 g/mol):

18 g/mol → 100% 2 g/mol → X

X = 11,11% de hidrógeno


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Mis apuntes

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Prohibida su reproducción total o parcial.

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