Libro de Quimica Basico Bachillerato

Grado: 1cs “A” Profesor: Franklin Burguillos

Guatire, 14 de Marzo del 2006

Cambios Químicos y Nomenclaturas.

Los cambios químicos son llamados también transformaciones o reacciones químicas, en las cuales se experimentan modificaciones en la composición y propiedades de la materia. Se representa mediante las ecuaciones químicas.

Ecuación Química: son expresiones que mediante símbolos y/o fórmulas indican cómo se efectúan las reacciones químicas.

Catalizadores: son sustancias que afectan a la velocidad de la reacción sin formar parte de ella.

Símbolos: son las nomenclaturas que representan a los elementos (átomos). Ejemplo Fe, Cu, S.

Fórmulas: nomenclaturas que representan a los compuestos químicos. Ejemplo HCl, H3PO4.

Mol: es una unidad de cantidad utilizada en química, igual a la masa molecular o masa atómica y posee 6,02 x 1023 moléculas o átomos (partículas).

Patrones de Reacción: Metal + Oxígeno óxido básico o metálico. No metal + Oxigeno Anhídrido o óxido ácido. Oxido Básico + Agua hidróxido. Anhídrido o óxido ácido + Agua ácido oxácido. Hidróxido + ácido oxácido oxisal + agua. Metal + agua hidróxido + hidrogeno. Metal + ácido sal + hidrógeno. Sal (1) + ácido (1) Sal (2) + ácido (2) Sal (1) + Sal (2) Sal (3) + Sal (4) Carbonato + calor óxido + Dióxido de carbono. Clorato + calor cloruro + oxigeno.

Metal + hidrógeno hidruro metálico. No metal + Hidrógeno hidruro no metálico Hidrógeno + Halógenos (F; Cl; Br; I; Se; Te; S) ácido hidrácido. No metal + no metal Sal falsa o Pseudosal. Metal + halógeno Sal haloidea. Óxido Ácido o anhídrido + hidróxido oxisales neutras.

3

Sistemas de Nomenclaturas.

a) Tradicional: combina el nombre del elemento con la terminación de acuerdo a su valencia.

Valencia

Prefijo Sufijo

1era Hipo- -oso2da -oso3ra -ico4ta Per- -ico

b) Estequiométrica o IUPAC: se nombra cada elemento con su número de oxidación como prefijo de derecha a izquierda. Al escribir la fórmula, se coloca primero el elemento más electropositivo seguido del que posee carga negativa.

Mono =1Di = 2Tri = 3Tetra = 4Penta = 5Hexa = 6Hepta = 7Octa = 8Nona = 9Deca = 10

c) Stock: se coloca igual que en la tradicional pero la valencia al final con números romanos entre paréntesis.

Ejercicios Nomenclatura Inorgánica. Parte 1.

Nombre cada uno de los compuestos dados con los tres tipos de nomenclatura vistas (tradicional, IUPAC y Stock):

¿Cómo resolver los ejercicios?

4

1. Óxidos Básicos.

Metal + Oxígeno óxido básico o metálico.Li + O2 Óxido de litio Monóxido de dilitio

Óxido de Litio (I)

2. Anhídrido u oxido ácido.No metal + Oxigeno Anhídrido o óxido ácido.

Sb2O5: Anhídrido antimónico.Pentaóxido de diantimonio.Anhídrido de antimonio (v).

N2O3: Anhídrido nitroso.Trióxido de nitrógeno. Anhídrido de nitrógeno (III).

3. Pseudosal.No metal + no metal Sal falsa o Pseudosal.

Cl2 + 5F2 2ClF5 :Fluoruro clórico.Pentafluoruro de cloro (I).Fluoruro de cloro (V).

NCl3: Cloruro nitroso. Tricloruro de nitrógeno.Cloruro de nitrógeno (III)

4. Hidruros Metálicos.Metal + hidrógeno hidruro metálico.

CaH2: Hidruro de calcio. Dihidruro de Calcio.Hidruro de calcio (II)

CrH6:

5

Hidruro crómico. Heptahidruro de Cromo. Hidruro de cromo (VI)

5. Hidruro no metálico.No Metal + hidrógeno hidruro no metálico.

N2 + 3H2 2NH3: Hidruro nitroso.Trihidruro de nitrógeno.Hidruro de nitrógeno (III).

PH5: Hidruro fosfórico.Pentahidruro de Fósforo.Hidruro de Fósforo (V).

PH3: Hidruro fosforoso.Trihidruro de Fósforo.Hidruro de Fósforo (III).

6. Hidróxidos.Oxido Básico + Agua hidróxido.Metal + OH- hidróxidos.

Fe + 3OH- Fe (OH)3: Hidróxido Férrico.Trihidróxido de Hierro. Hidróxido de Hierro (III).

Fe2O3 + 3H2O 2 Fe (OH)3:Hidróxido Férrico.Trihidróxido de Hierro.Hidróxido de Hierro (III).

6

Compuesto/ Nomenclatura Tradicional IUPAC Stock.

1. Li2O Óxido de Litio. Monóxido de dilitio. Óxido de Litio (I)

2. Na2O Óxido de Sodio. Monóxido de disodio. Óxido de Sodio (I)

3. Ag2O Óxido de Plata. Monóxido de diplata. Óxido de Plata (I)

4. CaO Óxido de Calcio. Monóxido de Calcio.

Óxido de calcio (II)

5. MgO Óxido de Magnesio. Monóxido de magnesio

Óxido de magnesio (II)

6. ZnO Óxido de Zinc. Monóxido de Zinc. Óxido de Zinc (II)7. Al2O3 Óxido de Aluminio. Trióxido de

dialuminioÓxido de aluminio

(III)8. Hg2O Óxido mercuroso. Monóxido de

dimercurioÓxido de mercurio

(I)9. HgO Óxido mercúrico. Monóxido de

mercurio.Óxido de mercurio

(II)10. Cu2O Óxido cuproso. Monóxido de

dicobre. Óxido de cobre (I)11. CuO Óxido cúprico. Monóxido de

cobre. Óxido de cobre (II)12. Au2O Óxido airoso. Monóxido de

dioro. Óxido de oro (I)13. Au2O

3Óxido aurico. Trióxido de dioro. Óxido de oro (III)

14. FeO Óxido ferroso. Monóxido de hierro.

Óxido de hierro (II)

15. Fe2O3 Óxido férrico. Trióxido de dihierro.

Óxido de hierro (III)

16. NiO Óxido niqueloso. Monóxido de níquel.

Óxido de níquel (II)

17. Ni2O3 Óxido niquélico. Trióxido de diníquel.

Óxido de níquel (III)

18. PtO Óxido platinoso. Monóxido de platino.

Óxido de platino (II)

19. PtO2 Óxido platínico. Dióxido de platino.

Óxido de platino (IV)

20. PbO Óxido plumboso. Monóxido de plomo.

Óxido de plomo (II)

21. PbO2 Óxido plúmbico. Dióxido de plomo. Óxido de plomo (IV)

22. SnO Óxido estañoso. Monóxido de estaño.

Oxido de estaño (II)

23. SnO2 Óxido estáñico. Dióxido de estaño. Oxido de estaño (IV).

24. Cr2O3 Óxido cromoso. Trióxido de dicromo.

Óxido de cromo (II)

25. MnO Óxido de Manganeso Monóxido de manganeso.

Óxido de manganeso (II)

7

26. Mn2O3

Óxido hipomanganoso Trióxido de dimanganeso.

Óxido de manganeso (III)

27. MnO3 Óxido Mangánico. Trióxido de manganeso.

Óxido de Manganeso (IV)

28. CO2 Anhídrido carbónico. Dióxido de carbono.

Óxido de carbono (IV)

29. CO Anhídrido carbonoso. Monóxido de carbono

Oxido de carbono (II)

30. P2O3 Anhídrido fosforoso Trióxido de difosforo

Oxido de fósforo (III)

31. P2O5 Anhídrido fosfórico Pentaoxido de difosforo.

Oxido de fósforo (V)

32. N2O3 Anhídrido Nitroso Trióxido de dinitrógeno.

Oxido de nitrógeno (III)

33. N2O5 Anhídrido nítrico. Pentaoxido de dinitrógeno.

Oxido de nitrógeno (V)

34. As2O3

Anhídrido arsenoso. Trióxido de diarsénico.

Oxido de Arsénico (III)

35. As2O5

Anhídrido Arsénico Pentaoxido de diarsénico.

Oxido de Arsénico (V)

36. Sb2O3

Anhídrido antimonioso Trióxido de Diantimonio.

Oxido de antimonio (III)

37. SO Anhídrido Hiposulfuroso

Monóxido de Azufre.

Oxido de Azufre (II)

38. Sb2O5

Anhídrido antimónico Pentaóxido de diantimonio.

Oxido de antimonio (v)

39. SO2 Anhídrido Sulfuroso Dióxido de Azufre Oxido de Azufre (IV)

40. SO3 Anhídrido sulfúrico Trióxido de Azufre.

Óxido de Azufre (VI)

41. ClO2 Anhídrido Hipocloroso Monóxido de dicloro Óxido de Cloro (I)

42. Cl2O3 Anhídrido cloroso Trióxido de dicloro. Óxido de cloro (III)

43. Cl2O5 Anhídrido clórico Pentaóxido de dicloro. Óxido de cloro (V)

44. Cl2O7 Anhídrido Perclórico Heptaóxido de dicloro

Óxido de cloro (VII)

45. I2O Anhídrido Hipoiodoso Monóxido de Diiodo Óxido de Yodo (I)

46. I2O3 Anhídrido Iodoso Trioxido de Diido Óxido de Yodo (III)47. I2O5

Anhídrido Iodico Pentaóxido de Diiodo Óxido de Yodo (V)

48. I2O7 Anhídrido Periódico Heptaóxido de Diiodo

Óxido de Yodo (VII)

49. ClF5 Fluoruro clórico Pentafloruro de cloro

Fluoruro de cloro (V)

50. ClF7 Fluoruro perclórico Heptafloruro de cloro

Fluoruro de cloro (VII)

51. PF5 Fluoruro fosfórico Pentafloruro de Fluoruro de

8

fósforo fósforo (V)52. SF6 Fluoruro sulfúrico Hexafloruro de

azufreFluoruro de azufre

(VI)53. NCl3 Cloruro nitroso Tricloruro de

NitrógenoCloruro de

nitrógeno (III)54. BrF3 Fluoruro bromoso Tricloruro de

BromoFluoruro de bromo

(III)55. LiH Hidruro de Litio Hidruro de Litio Hidruro de Litio (I)56. FeH2 Hidruro ferroso Dihidruro de

HierroHidruro de Hierro

(II)57. CCl4 Cloruro Carbónico Tetracloruro de

carbonoCloruro de carbono (II)

58. CS2 Sulfuro Carbónico Disulfuro de carbono

Sulfuro de carbono (IV)

59. PCl3 Cloruro fosforoso Tricloruro de fósforo

Cloruro de fósforo (III)

60. PCl5 Cloruro Fosfórico Pentacloruro de fósforo

Cloruro de fósforo (V)

61. NaH Hidruro de Sodio Hidruro de Sodio Hidruro de Sodio (I)

62. KH Hidruro de Potasio Hidruro de Potasio Hidruro de Potasio (I)

63. CaH2 Hidruro de Calcio Dihidruro de calcio

Hidruro de calcio (II)

64. AlH3 Hidruro de aluminio Trihidruro de aluminio

Hidruro de aluminio (III)

65. BiH3 Hidruro Bismutoso Trihidruro de Bismuto

Hidruro de Bismuto (III)

66. H2O Óxido de Hidrógeno Óxido de Dihidrógeno

Óxido de Hidrógeno (I)

67. NH3 Hidruro nitroso Trihidruro de Nitrógeno

Hidruro de Nitrógeno (III)

68. H2S Sulfuro de Hidrógeno Sulfuro de Dihidrógeno

Sulfuro de Hidrógeno (I)

69. PH3 Hidruro fosforoso Trihidruro de fósforo

Hidruro de fósforo (III)

70. LiOH Hidróxido de Litio Hidróxido de Litio Hidróxido de Litio (I)

71. NaOH Hidróxido de Sodio Hidróxido de

SodioHidróxido de

Sodio (I)72. KOH Hidróxido de Potasio Hidróxido de

PotasioHidróxido de

Potasio (I)73. AgO

H Hidróxido de plata Hidróxido de plata Hidróxido de plata (I)

74. Zn(OH)2

Hidróxido de Zinc DiHidróxido de Zinc

Hidróxido de Zinc (II)

75. Ba(OH)2

Hidróxido de Bario DiHidróxido de Bario

Hidróxido de Bario (II)

76. Mg(OH)2

Hidróxido de Magnesio DiHidróxido de Magnesio

Hidróxido de Magnesio (II)

77. Ca(O Hidróxido de calcio Dihidróxido de calcio

Hidróxido de calcio (II)

9

H)278. Al(O

H)3Hidróxido de Aluminio TriHidróxido de

AluminioHidróxido de Aluminio (III)

79. HgOH Hidróxido mercuroso Hidróxido de

mercurioHidróxido de mercurio (I)

80. Hg(OH)2

Hidróxido mercúrico DiHidróxido de mercurio

Hidróxido de mercurio (II)

81. CuOH Hidróxido cuproso Hidróxido de

cobreHidróxido de

cobre (I)82. Cu(O

H)2Hidróxido cúprico DiHidróxido de

cobreHidróxido de

Cobre (II)83. Fe(O

H)2Hidróxido ferroso Dihidróxido de

hierroHidróxido de

hierro (II)84. Fe(O

H)3Hidróxido férrico TriDihidróxido de

hierroDihidróxido de

hierro (III)85. Ni(O

H)2Hidróxido niqueloso DiHidróxido de

NíquelHidróxido de

Níquel (II)86. Ni(O

H)3Hidróxido niquélico Trihidróxido de

NíquelHidróxido de Níquel (III)

87. Pt(OH)2

Hidróxido platinoso DiHidróxido de Platino

Hidróxido de Platino (II)

88. Pt(OH)4

Hidróxido platínico TriDihidróxido de platino

Hidróxido de Platino (IV)


1. Hidróxidos o Bases.Oxido Básico + Agua hidróxido.Metal + OH- hidróxidos.

N2 + 3H2 2NH3: Hidruro nitroso.Trihidruro de Nitrógeno.Hidruro de nitrógeno (III).

Nombre comercial: amoniaco.

10

NH3 + H2O NH+4OH: Hidróxido de amonio. Monohidróxido de amonio.Hidróxido de amonio (I).

NH4: amonio.

2. Ácido Hidrácido.Hidrógeno + Alógenos (F; Cl; Br; I; Se; Te; S) ácido hidrácido.

HF: Fluoruro de hidrógeno (Gas), ácido fluorhídrico (Liquido).Fluoruro de Hidrógeno.Fluoruro de Hidrógeno (I).

HCl:Cloruro de hidrógeno (G); ácido clorhídrico (L).Cloruro de hidrógeno.Cloruro de hidrógeno (I)

HBr:Bromuro de Hidrógeno (G); Ácido bromhídrico (L).Bromuro de Hidrógeno.Bromuro de Hidrógeno (I)

HI: Ioduro de Hidrógeno (G); Ácido Iodhídrico (L).Ioduro de Hidrógeno.Ioduro de Hidrógeno (I)

H2S: Sulfuro de Hidrógeno (G); Ácido Sulfhídrico (L).Sulfuro de diHidrógeno.Sulfuro de Hidrógeno (II)

H2Se: Seleluro de Hidrógeno (G); Ácido Selenhídrico (L).Seleluro de DiHidrógeno.Seleluro de Hidrógeno (II)

H2Te: Telururo de Hidrógeno (G); Ácido Telurihidrico (L).Telururo de DiHidrógeno.

11

Telururo de Hidrógeno (II)

Existe un ácido ternario que se nombra igual que a los Ácidos Hidrácidos, dicho ácido es:

HCN: Cianuro de Hidrógeno (G); Ácido Cianhídrico (L).Cianuro de Hidrógeno.Cianuro de Hidrógeno (I).

CN-: Cianuro.

3. Ácido Oxácido.Anhídrido o óxido ácido + Agua ácido oxácido.

En los ácidos oxácidos se deben cumplir las siguientes reglas:IUPAC: terminación –ico. Se nombra al ácido mas no al hidrógeno (Si ácido, no H2)Stock: terminación –ato. No se nombra al ácido pero si al hidrógeno (No ácido, si H2)

HNO2: Ácido nitroso.Ácido Dioxo Nítrico (III).Dioxo Nitrato (III) de hidrógeno.

H2CrO4: Ácido crómico.Ácido Tetraoxo crómico (VI)Tetraoxo Cromato (VI) de dihigrógeno.

H2Cr2O7:Ácido crómico.Ácido heptaoxo dicrómico (VI).Deptaoxo dicromato (VI) de Dihidrógeno.

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Compuesto/ Nomenclatura Tradicional IUPAC Stock.

1. Sn(OH)2Hidróxido estañoso

Dihidróxido de estaño

Hidróxido de Estaño (II)

2. Sn(OH)4Hidróxido estáñico

Tetrahidroxido de estaño.

Hidróxido de estaño (IV)

3. Pb(OH)2Hidróxido plumboso Dihidróxido de plomo Hidróxido de

plomo (II)4. Pb(OH)4

Hidróxido plúmbico

Tetrahidroxido de plomo

Hidróxido de plomo (IV)

5. Nh4OH Hidróxido de amonio

MonoHidróxido de amonio.

Hidróxido de amonio. (I)

6. Cr(OH)2Hidróxido

hipocromosoDihidróxido de

cromo.Hidróxido de

cromo (II)7. Cr(OH)3

Hidróxido cromoso

Trihidróxido de cromo.

Hidróxido de cromo (III)

8. HF

Fluoruro de hidrógeno

(Gas),

Ácido fluorhídrico (Liquido).

Fluoruro de Hidrógeno.

Fluoruro de Hidrógeno (I).

9. HCl

Cloruro de hidrógeno (G);

Ácido clorhídrico (L).

Cloruro de hidrógeno.

Cloruro de hidrógeno (I)

10. HI

Iodruro de Hidrógeno (G);

Ácido Iodhídrico (L).

Iodruro de Hidrógeno.

Iodruro de Hidrógeno (I)

11. HBrBromuro de

Hidrógeno (G);Ácido

bromhídrico (L).Bromuro de Hidrógeno.

Bromuro de Hidrógeno (I)

12. HCN Cianuro de Hidrógeno (G);

Ácido Cianhídrico (L).

Cianuro de Hidrógeno.

Cianuro de Hidrógeno (I).

13

13. H2S

Sulfuro de Hidrógeno

(G);

Ácido Sulfhídrico (L).

Sulfuro de diHidrógeno.

Sulfuro de Hidrógeno (II)

14. H2Se

Seleluro de Hidrógeno

(G);Ácido

Selenhídrico (L).

Seleluro de DiHidrógeno.

Seleluro de Hidrógeno (II)

15. H2Te

Telururo de Hidrógeno

(G);Ácido

Telurihidrico (L).

Telururo de DiHidrógeno.

Telururo de Hidrógeno (II)

16. HNO2 Ácido nitroso Ácido Dioxo Nítrico (III)

Dioxo nitrato (III) de hidrógeno

17. HNO3 Ácido nítrico. Ácido trioxo nítrico (V)

Trioxo nitrato (V) de dihidrógeno.

18. H2SO3 Ácido sulfuroso Ácido trioxo sulfúrico (IV)

Trioxo sulfato (IV) de

dihidrógeno

19. H2CO3Ácido

carbonosoÁcido trioxo

carbónico (IV)Trioxo carbonato

(IV) de dihidrógeno

20. H3BO3 Ácido bórico Ácido trioxo Bórico (III)

Trioxo borato (III) de trihidrógeno.

21. H3PO3 Ácido Fosforoso Ácido Trioxo Fosfórico (III)

Trioxo fosfato (III) de

trihidrógeno

22. H3PO4 Ácido fosfórico Ácido tetraoxo fosfórico (V)

Tetraoxo fosfato (V) de

trihidrógeno23. HClO Ácido

hipoclorosoÁcido monoxo clórico

(I)Monoxo clorato (I) de hidrógeno

24. HClO2 Ácido cloroso Ácido dioxo clórico (III)

Dioxo clorato (III) de hidrógeno

25. HClO3 Ácido clórico Ácido trioxo clórico (V)

Trioxo clorato (V) de hidrógeno

26. HClO4 Ácido perclórico Ácido tetraoxo clórico (VII)

Tetraoxo clorato (VII) de

hidrógeno27. HIO Ácido

hipoiodosoÁcido monoxo yódico

(I)Monoxo iodato (I)

de hidrógeno

28. H4P2O7Ácido

pirofosfóricoÁcido heptaoxo di

fosfórico (V)Heptaoxo

difosfato (V) de tetrahidrógeno

14

29. HIO3 Ácido yódico Ácido trioxo yódico (V)

Trioxo iodato (V) de hidrógeno

30. HIO4 Ácido periódico Ácido tetraoxo yódico (VII)

Tetraoxo odato (VII) de

hidrógeno

31. HBrO4Ácido

perbrómicoÁcido Tetraoxo brómico (VII)

Tetraoxo bromato (VII) de

hidrógeno

32. HMnO4Ácido

permangánicoÁcido tetraoxo mangánico (VII)

Tetraoxo manganato (VII)

de hidrógeno33. HBrO3 Ácido brómico Ácido trioxo bromico

(V)Trioxo bromato

(V) de hidrógeno34. H2MnO

4Ácido

MangánicoÁcido tetraoxo mangánico (VI)

Tetraoxo manganato (VI) de hidrógeno

35. H2Cr2O7

Ácido dicrómico Ácido heptaoxo dicrómico (VI)

Heptaoxo dicromato (VI) de

dihidrógeno

36. H2CrO4 Ácido Crómico Ácido tetraoxo crómico (VI)

Tetraoxo cromato (VI) de

dihidrógeno37. KCl Cloruro de

potasioMonocloruro de

potasioCloruro de potasio (I)

38. AgCl Cloruro de plata Monocloruro de plata Cloruro de plata (I)

39. CaCl2 Cloruro de calcio Dicloruro de calcio Cloruro de calcio

(II)40. MgCl2 Cloruro de

magnesioDicloruro de

MagnesioCloruro de

magnesio (II)41. BaCl2 Cloruro de

Bario Dicloruro de Bario Cloruro de Bario (II)

42. ZnCl2 Cloruro de zinc Dicloruro de Zinc Cloruro de zinc (II)

43. AlCl3 Cloruro de aluminio

Tricloruro de aluminio

Cloruro de aluminio (III)

44. HgCl Cloruro mercuroso

Monocloruro de mercurio

Cloruro de mercurio (I)

45. HgCl2 Cloruro mercúrico

Dicloruro de mercurio

Cloruro de mercurio (II)

46. CuCl Cloruro cuproso Monocloruro de cobre

Cloruro de de cobre (I)

47. CuCl2 Cloruro cúprico Dicloruro cúprico Cloruro de cobre (II)

48. FeCl2 Cloruro ferroso Dicloruro de hierro Cloruro de hierro (II)

49. FeCl3 Cloruro férrico Tricloruro de hierro Cloruro de hierro (III)

50. NiCl2 Cloruro niqueloso Dicloruro de níquel Cloruro de níquel

(II)51. NiCl3 Cloruro

niquélico Tricloruro de níquel Cloruro de Níquel (III)

52. NH4Cl Cloruro de amonio

Monocloruro de amonio

Cloruro de amonio (I)

15

53. LiBr Bromuro de litio Bromuro de litio Bromuro de litio (I)

54. NaBr Bromuro de sodio Bromuro de sodio Bromuro de

sodio (I)55. AgBr Bromuro de

plata Bromuro de plata Bromuro de plata (I)

56. CaBr2 Bromuro de calcio Dibromuro de calcio Bromuro de

calcio(II)57. ZnBr2 Bromuro de

zinc Dibromuro de zinc Bromuro de zinc (II)

58. MgBr2 Bromuro de magnesio

Dibromuro de Magnesio

Bromuro de magnesio (II)

59. AlBr3 Bromuro de aluminio

Tribromuro de aluminio

Bromuro de aluminio (III)

60. CuBr Bromuro cuproso Bromuro de cobre Bromuro de

cobre (I)61. AlBr3 Bromuro de

aluminioTribromuro de

aluminioBromuro de aluminio (III)

62. CuBr Bromuro cuproso Bromuro de cobre Bromuro de

cobre (I)63. CuBr2 Bromuro

cúprico Dibromuro de cobre Bromuro de cobre (II)

64. FeBr2 Bromuro ferroso Dibromuro de hierro Bromuro de

hierro(II)65. FeBr3 Bromuro férrico Tribromuro de hierro Bromuro de

Hierro (III)66. NiBr2 Bromuro

niqueloso Dibromuro de níquel Bromuro de níquel (II)

67. NiBr3 Bromuro niquélico Tribromuro de níquel Bromuro de

níquel (III)68. NH4Br Bromuro de

amonio Bromuro de amonio Bromuro de amonio (I)

69. LiI Iodruro de Litio MonoIodruro de Litio Iodruro de Litio(I)70. NaI Iodruro de

SodioMonoIodruro de

SodioIodruro de Sodio (I)

71. KI Iodruro de potasio

Monoiodruro de potasio

Iodruro de potasio (I)

72. AgI Iodruro de plata Monoiodruro de plata Iodruro de potasio (I)

73. MgI2 Iodruro de magnesio

Diiodruro de magnesio

Iodruro de magnesio (II)

74. NH4I Iodruro de amonio

Monoiodruro de amonio

Iodruro de amonio (I)

75. CaF2 Fluoruro de calcio Difluoruro de calcio Fluoruro de

calcio(II)76. AlF3 Fluoruro de Trifluoruro de

aluminioFluoruro de aluminio (III)

77. FeF2 Fluoruro ferroso Difluoruro de hierro Fluoruro de hierro(II)

78. FeF3 Fluoruro férrico Trifluoruro de hierro Fluoruro dehierro(III)

79. MgF2 Fluoruro de magnesio

Difluoruro de magnesio

Fluoruro de magnesio (II)

80. NiF2 Fluoruro Difluoruro de níquel Fluoruro de

16

niqueloso níquel (II)81. NiF3

Fluoruro niquélico Trifluoruro de níquel Fluoruro de

níquel (III)82. PbF2

Fluoruro plumboso Difluoruro de Plomo Fluoruro de

Plomo (II)83. PbF4

Fluoruro plúmbico

Tetrafluoruro de plomo

Fluoruro de Plomo (IV)

84. Li2S Sulfuro de litio Monosulfuro de Dilitio

Sulfuro de litio (I)

85. Na2S Sulfuro sodio Monosulfuro de disodio

Sulfuro de sodio (I)

86. K2S Sulfuro de potasio

Monosulfuro de dipotasio

Sulfuro de potasio (I)

87. Ag2S Sulfuro de plata Monosulfuro de diplata

Sulfuro de plata (I)

88. CaS Sulfuro de calcio

Monosulfuro de calcio

Sulfuro calcio (II)

89. ZnS Sulfuro de Zinc Monosulfuro de Zinc Sulfuro de zinc (II)

90. MgS Sulfuro de magnesio

Monosulfuro de magnesio

Sulfuro de magnesio (II)

91. Al2S3 Sulfuro de aluminio

Trisulfuro de dialuminio

Sulfuro de aluminio (III)

92. Cu2S Sulfuro cuproso Monosulfuro de dicobre

Sulfuro de cobre (I)

93. CuS Sulfuro cúprico Monosulfuro de cobre

Sulfuro de cobre(II)

94. HgS Sulfuro mercuroso

Monosulfuro de mercurio

Sulfuro de mercurio (II)

95. Fe2S3 Sulfuro férrico Trisulfuro de dihierro Sulfuro de hierro (III)

96. PbS Sulfuro plumboso

Monosulfuro de plomo

Sulfuro de plomo (II)

97. PbS2 Sulfuro plúmbico

Disulfuro de plomo Sulfuro de plomo (IV)

98. NiS Sulfuro niqueloso

Monosulfuro de níquel

Sulfuro de níquel (II)

99. Ni2S3 Sulfuro niquélico

Trisulfuro de diníquel Sulfuro de níquel (III)

100. Sb2S3 Sulfuro antimonioso

Trisulfuro de diantimonio

Sulfuro de antimonio (III)

101. MnS Sulfuro de manganeso

Monosulfuro de manganeso

Sulfuro de manganeso (II)

102. KCN Cianuro de potasio

Monocianuro de potasio

Cianuro de potasio (I)

103. Ca(CN)2

Cianuro de calcio

Bis-cianuro de calcio Cianuro de calcio (II)

104. Zn(CN)2

Cianuro de cinc Bis-cianuro de zinc Cianuro de cinc (II)

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Escriba el nombre de los siguientes compuestos:

a) H2CrO4: Ácido dicrómico.Ácido Tetraoxo crómico (VI).Tetraoxo cromato (VI) de dihidrógeno.

b) H2Cr2O7:Ácido dicrómico.Ácido heptaoxo dicrómico (VI).Heptaoxo dicromato (VI) de dihidrógeno.

*El cromo puede formar dos compuestos con la misma valencia de acuerdo a su fórmula molecular o empírica:

Cr2O6 (molecular): Cr2O6 + H2O H2Cr2O7CrO3 (Empírica): CrO3 + H2O H2CrO4

Observación: el sistema tradicional, además de los prefijos hipo- y per, acostumbra a añadir los prefijos orto, meta y piro, en algunos ácidos como el fosfórico. Los ácidos oxácidos del fósforo presentan cierta complicación, debido a que el anhídrido de este elemento puede reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua, dando lugar a tres series diferentes de ácidos llamados: Meta (Cuando reacciona con una molécula de agua), Piro (Cuando reacciona con dos moléculas de agua) y Orto (Cuando reacciona con tres moléculas de agua).

El anhídrido fosforoso, P2O3 al reaccionar con el agua, produce: P2O3 + H2O 2 HPO2

Ácido metafosforoso.Ácido dioxo fosfórico (III).Dioxo fosfato (III) de hidrógeno (I).

18

P2O3 + 2 H2O H4P2O5 Ácido pirofosforoso.Ácido pentaoxo difosfórico (III)Pentaoxo fosfato (III) de tetrahidrógeno.

P2O3 + 3 H2O 2 H3PO3 Ácido ortofosforoso o simplemente fosforoso.Ácido trioxo fosfórico (III).Trioxo fosforato (III) de trihidrógeno.

El anhídrido fosfórico, P2O5, al reaccionar con el agua, produce:P2O5 + H2O 2 HPO3

Ácido metafosfórico.Ácido trioxo fosfórico (V). Trioxo fosforato (V) de hidrógeno (I).

P2O5 + 2 H2O H4P2O7 Ácido pirofosfórico.Ácido heptaoxo difosfórico (V).Heptaoxo fosforato (V) de tetrahidrógeno.

P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 Ácido ortofosfórico o simplemente fosfórico.Ácido tetraoxo fosfórico (V)Tetraoxo fosfato (V) de trihidrógeno.

Sales ternarias u oxisales: Son compuestos constituidos por un metal, un no metal, oxígeno; se obtienen cuando se sustituye los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal.

Metal + ácido oxácido oxisal + hidrógeno. Hidróxido + ácido oxácido oxisal + agua Óxido básico + ácido oxácido oxisal + agua.

Na2S O4: Sulfato de sodio.

Nombre del Ácido

Nombre del Radical

-Hídrico -Uro-Oso -Ito-Ico -Ato

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Tretraoxo sulfato (VI) de disodio (I).

NaClO:Hipoclorito de sodio.Oxo Clorato (I) de sodio (I).

CaCr2O7:Cromato de calcio.Heptaoxo dicromato (VI) de calcio.

(NH4)2CO3:Carbonato de amonio.Trioxo carbonato (IV) de diamonio.

Ca(BrO)2:Hipobromito de calcio.Bis-oxo bromato (I) de calcio.

Al2(Cr2O7)3:Cromato de alumino.Tris-heptaoxo dicromato (VI) de dialuminio.

Formule, nombre, complete y balancee las siguientes ecuaciones químicas:

Dicloruro de bario + Nitrato de plata.BaCl2 + 2 AgNO3 Ba(NO3)2 + 2 AgCl.

Bis-trioxo nitrato (V) de bario + Cloruro de plata.

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1. Escriba la formula química de los siguientes ejercicios.

a) Cromato de bario.Cro3 + H2O H2CrO4 CrO4 +Ba BaCrO4

b) Trioxo carbonato (IV) de sodio.CO2 + H2O H2CO3 + Na Na2CO3

c) Trioxo clorato (V) de cobre (II).Cl2O5 + H2O HClO3 + Cu Cu(ClO3)2

d) Nitrato estañoso.N2O5 + H2O HNO3 + Sn

e) Tetraoxo Sulfato (VI) de hierro (III)SO3 + H2O H2SO4 + Fe Fe2(SO4)3


Escriba la Fórmula, completa, nombra y balancea las siguientes ecuaciones químicas:

SO3 + H2O H2SO4Anhídrido sulfúrico + Agua Ácido Sulfúrico Trióxido de Azufre + agua tetraoxo sulfato (VI) de Dihidrógeno.Óxido de Azufre (VI) + agua ácido tetraoxo sulfúrico (VI)

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CO2 + H2O H2CO3Anhídrido carbónico + Agua Ácido Carbónico.Dioxido de Carbono + Agua Ácido Tetraoxo Carbónico (IV) de dihidrógeno.Óxido de Carbono (IV) + agua trioxo carbonato (IV) de trihidrógeno.

Anhídrido nítrico + agua Ácido Nítrico.N2O5 + H2O 2 HNO3. Trioxo nitrato (V) de hidrógeno.

Ácido trioxo nítrico (V)

Pentaoxo de difósforo + Agua Ácido ortofosfórico.P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 Tetraoxo fosfato (V) de hidrógeno.

Ácido Tetraoxo fosfórico (V)

Dióxido de azufre + Agua Ácido sulfuroso.SO1 + H2O H2SO3 Ácido trioxo sulfúrico (IV)

Trioxo sulfato (IV) de dihidrógeno.

Óxido de calcio + ácido clorhídrico cloruro de calcio + agua.CaO + 2 HCl Cacl2 + H2O. Dicloruro de calcio + agua.

Cloruro de calcio (II) + agua.

Óxido de Magnesio + Ácido Clorhídrico cloruro de magnesio + agua.MgO + HCl MgCl2 + H2O. Dicloruro de magnesio + Agua.

Cloruro de magnesio (II) + agua.

3 BaO + 2 H3PO4 Ba3(PO4)2 + 3 H2OÓxido de bario + ácido fosfórico fosfato de bario + agua.Monóxido de bario + tetraoxo fosfato (V) de trihidrógeno

bis-tetraoxo fosfato (V) de Tribario + agua.Óxido de Bario (II) + Ácido Tetraoxo fosfórico (V) tetraoxo

fosfato (V) de bario (II) + agua.

Óxido de Cobre (II) + Cloruro de Hidrógeno cloruro cúprico + Agua.CuO + 2 HCl CuCl2 + H2O. Dicloruro de cobre + Agua.

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Cloruro de cobre (II) + Agua

Óxido de sodio + tetraoxo sulfato (VI) de dihidrógeno sulfato de sodio + agua.Na2O + H2SO4 Na2SO4 + H2O.

Sulfato de sodio + agua.Tetraoxo sulfato (VI) de disodio + Agua.

Ácido Clorhídrico + Hidróxido de sodio Cloruro de Sodio + Agua.HCl + NaOH NaCl + H2O. Monocloruro de sodio + agua.

Tetraoxo sulfato (VI) de disodio + Agua.

Ácido Sulfúrico + hidróxido de Sodio Sulfato de Sodio + Agua.H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O. Tetraoxo sulfato (VI) de Disodio.

HCl + KOH KCl + H2O.Ácido Clorhídrico + hidróxido de potasio Cloruro de potasio + agua.Cloruro de hidrógeno + hidróxido de potasio monocloruro de potasio…Cloruro de hidrógeno (I) + Hidróxido de potasio (I) cloruro de potasio (I).

H2S + Ca(OH)2 2 H2O + CaS.Sulfuro de hidrógeno + hidróxido de calcio agua + sulfuro

de calcio.Sulfuro de dihidrógeno + bis-hidróxido de calcio agua +

sulfuro de calcio. Sulfuro de hidrógeno (I) + hidróxido de calcio (II) Agua +

sulfuro de calcio (II).

Ácido Tetraoxo fosfórico (V) + hidróxido de bario fosfato de bario + agua.2 H3PO4 + 3 Ba(OH)2 Ba3(PO4)2 + 6 H2O.

Fosfato de bario + agua.Bis-tetraoxo fosfato (V) de tribario + agua.

Ácido trioxo nítrico (V) + hidróxido de sodio nitrato de sodio + agua.

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HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O. Trioxo nitrato (V) de sodio + Agua.

Zn + HCl ZnCl2 + H2Zinc + ácido clorhídrico cloruro de zinc + hidrógeno.Zinc + monocloruro de Hidrógeno dicloruro de zinc + hidrógeno.Zinc (II) + cloruro de hidrógeno (I) cloruro de zinc (II) + hidrógeno.

Ca + 2 HCl CaCl2 + H2Calcio + Ácido clorhídrico cloruro de calcio + hidrógeno.Calcio + monocloruro de Hidrógeno dicloruro de Calcio + hidrógeno.Calcio (II) + cloruro de hidrógeno (I) cloruro de Calcio (II) + hidrógeno.

Mg + H2SO4 MgSO4 + H2Magnesio + Ácido Sulfúrico Sulfato de magnesio +

hidrógeno.Magnesio + Ácido tetraoxo sulfúrico (VI) tetroxo sulfato

(VI) de magnesio (II) + Hidrógeno.Magnesio + Tetraoxo sulfato (VI) dihidrógeno + Tetraoxo

sulfato (VI) de magnesio (II) + Hidrógeno.

Aluminio + Ácido Nítrico Nitrato de aluminio + hidrógeno.2 Al + 6 HNO3 2 Al(NO3)3 + 3 H2

Nitrato de aluminio + hidrógeno.Tris-trioxo nitrato (V) de aluminio (III) +

hidrógeno.

Hierro (III) + ácido clorhídrico cloruro férrico + hidrógeno.2 Fe + 6 HCl 2 FeCl3 + 3 H2

Cloruro férrico + hidrógeno Tricloruro de Hierro + Hidrógeno.Cloruro de Hierro (III) + Hidrógeno.

KCl + AgNO3 KNO3 + AgClCloruro de potasio + nitrato de plata nitrato de potasio + cloruro de plata.

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Monocloruo de potasio + trioxo nitrato (V) de plata trioxo nitrato (V) de potasio + cloruro de plata.

Cloruro de potasio (I) + nitrato de plata (V) nitrato de potasio (I) + cloruro de plata (I).

CaCl2 + 2 AgNO3 Ca(NO3)2 + 2 AgClCloruro de calcio + nitrato de plata nitrato de clacio + cloruro de plata.Dicloruro de calcio + trioxo nitrato (V) de plata Bis-trioxo

nitrato (V) de calcio + cloruro de plata.Cloruro de calcio (II) + nitrato de plata trioxo nitrato (V) de

calcio (II) + cloruro de plata (I).

Na2SO4 + BaCl2 2 NaCl + BaSOSulfato de sodio + cloruro de bario cloruro de sodio +

sulfato de bario.Tetraoxo sulfato (VI) de disodio + dicloruro de bario

cloruro de sodio + tetraoxo sulfato (VI) de bario (II). Sulfato de Sodio (I) + cloruro de Bario (II) cloruro de sodio

(I) + Sulfato de bario (II).

K2SO4 + CaCl2 2 KCl + CaSO4Sulfato de potasio + cloruro de calcio cloruro de potasio +

sulfato de calcio.Tetraoxo sulfato (VI) de dipotasio + dicloruro de calcio

cloruro de potasio + tetraoxo sulfato (VI) de calcio (II)Sulfato de potasio (I) + cloruro de calcio (II) cloruro de

potasio (I) + sulfato de calcio (II).

Al2(SO4)3 + 3 BaCl2 2 AlCl3 + 3 BaSO4Sulfato de aluminio + cloruro de bario cloruro de aluminio

+ sulfato de bario.Tris-tetraoxo sulfato (VI) de dialuminio + dicloruro de bario

tricloruro de aluminio + tetraoxo sulfato (VI) de bario.Tetraoxo sulfato (VI) de aluminio (III) + cloruro de bario (II)

cloruro de aluminio + sulfato de bario (II). 2 K + H2 2 KH.

Potasio + hidrógeno hidruro de potasio. Monohidruro de potasio. Hidruro de potasio (I).

Mg + 2 H2O Mg(OH)2 + H2Magnesio + agua hidróxido de magnesio + hidrógeno.

Bis-hidróxido de magnesio + hidrógeno. Hidróxido de magnesio (II) + hidrógeno.

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BaCl2 + 2 HNO3 Ba(NO3)2 + 2 HClCloruro de bario + ácido nítrico nitrato de bario + ácido

clorhídrico.Dicloruro de bario + trioxo nitrato (V) de hidrógeno bis-

trioxo nitrato (V) de bario + cloruro de hidrógeno.Cloruro de bario (II) + ácido trioxo nitrato (V) nitrato de

bario (II) + ácido clorhídrico.


Completa nombra y balancea el producto final e indica el cambio que ocurre o justifique en caso de que se dé la reacción

1. Ácido Clorhídrico + Sulfato de Sodio.2 HCl + Na2SO4 2 NaCl + H2SO4

Cloruro de sodio + Ácido Sulfúrico. Ácido tetraoxo sulfúrico

(VI) Tetraoxo Sulfato (VI) de

dihidrógeno.

2. Carbonato de Calcio + Ácido Clorhídrico.CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2CO3.

Cloruro de Calcio + ácido Carbónico.Dicloruro de Calcio + Ácido Trioxo Carbónico (IV)Cloruro de Calcio + trioxo carbonato (IV) de

dihidrógeno.

3. Dicromato de amonio + Ácido Sulfuroso.(NH4)2Cr2O7 + H2SO3 NH4SO3 + H2Cr2O7.

Sulfito de amonio + Ácido Dicrómico.Trioxo sulfato (IV) de amonio + ácido heptaoxo

dicrómato (VI). Heptaoxo dicrómico (VI) de

dihidrógeno.

4. Cloruro férrico + hipoclorito de SodioFeCl3 + 3 NaClO Fe(ClO)3 + 3 NaCl

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Hipoclorito férrico + cloruro de sodio.Tris-oxo clorato (I) de hierro + Cloruro de

sodio.Oxoclorato (I) de hierro (III) + cloruro de

sodio.

5. Zinc + Ácido Sulfúrico.Zn + H2SO4 Zn (SO4) + H2

Sulfato de Zinc + hidrógeno.Tetraoxo Sulfato (VI) de zinc + Hidrógeno.

6. Magnesio + Nitrato de Plata.Mg + 2 AgNO2 Mg(NO2)2 + 2 Ag.

Nitrito de magnesio + plata.Bis-dioxo nitrato (III) de magnesio (II) +

plata.

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En este capitulo veremos los conceptos mas importantes de los calculos estequiométricos y como en el capitulo anterior reforzaremos la teoría aprendida con ejercicios.

Mol: Unidad de cantidad de sustancia utilizada por los químicos que equivale a 6,02x1023 unidades (átomos, moléculas, iones), dicho número se le llama Número de Avogadro.

Masa atómica: es la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento químico.

Masa molecular: es la masa en gramos de un mol de moléculas de un compuesto químico.

Composición centesimal: consiste en el porcentaje de masa de cada elemento que forma un compuesto.

Fórmula empírica o mínima: es la proporción en números enteros más simple de los átomos presentes en un compuesto; se puede derivar de la composición centesimal del compuesto.Pasos para determinar la fórmula empírica de un compuesto:

Paso 1: Obtener la masa de cada elemento presente (en gramos)Paso 2: Determinar el número de moles de cada tipo de átomos presente.Paso 3: Dividir el número de moles de cada elemento por el número de moles más pequeño para convertir el número más pequeño a la unidad. Si todos los números obtenidos son enteros, serán los subíndices de la fórmula empírica. Si uno o más de los números no son enteros, proceder al paso 4.Paso 4: Multiplicar los números derivados en el paso 3 por el entero más pequeño que puede convertirlos a números enteros. Este conjunto de números enteros representa los subíndices de la fórmula empírica.

Fórmula molecular: es la fórmula exacta de las moléculas presentes, siempre es un entero múltiple de la fórmula empírica.

Ejercicios de cálculos estequiometricos. Parte 1.

1. Determina la masa en gramos de un átomo de cobre sabiendo que su masa atómica es de 65,5 g/mol.

*Aplicando Regla de Tres:

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63,5g de Cu 6,02x1023 átomos de Cu.X 1 átomo de Cu.

X= 10,5 x 6,02x10-23g de Cu.

*Aplicando factor de conversión.63,5g de Cu x 1átomo de Cu = 10,5 x 6,02x10-23g de

Cu.6,02x1023At Cu.

2. ¿Cuál es la masa de 4x1022 moléculas de H2O?Masa molecular de H2O = 18g/mol.

4x1022 moléculas de H2O x 18g de H2O =6,02x1023 moléculas de H2O.

= 11,96 x10-1 = 1,196g de H2O.

3. Calcule la masa de una molécula de oxígeno sabiendo que la masa molecular del oxígeno es 32g/mol.

32g de O2 6,02 x1023 moléculas de O2.X 1 molécula de O2.

X= 5,31 x10-23g de O2.

4. Calcular la masa de una molécula de cloro, sabiendo que la masa molecular de éste es 71g/mol.

71g de Cl 6,02 x1023 moléculas de Cl.X 1 molécula de Cl.

X= 1,18 x10-22g de Cl.

5. Calcular el número de moles contenidos en 2g de O2.32g de O2 1 mol de O2.2g de O2 XX= 0,06 moles de O2.

6. Se tienen cierta cantidad de vapor de agua cuya masa es de 64g, sabiendo que la masa molecular del H2O es 18g/mol, calcular el número de moles en 64g.

18g de H2O 1 mol de H2O.64gde H2O X

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X= 3,55 moles de H2O.

7. Calcular el número de moles de átomos de azufre presentes en 8,25g de éste.

Masa atómica de S= 32g/mol32g de S 1 mol de átomos de S.8,25g de S XX= 0,25 moles de átomos de de S.

8. El fuselaje de un avión pesa 3 toneladas y fue fabricado con una aleación de 95% de aluminio y 5% de Magnesio. Se desea averiguar:

A) Moles de átomos de aluminio.B) Moles de átomos de magnesio.Masas Atómicas Al = 27 g/molMasas Atómicas Mg = 24,3 g/mol

3 toneladas = 3.000.000 gr. = 3x106gr.

3x106gr. 100% 3x106gr. 100%X 95% Al. X 5% Mg.

X = 2,85x106gr de Al. X = 0,15x106gr de Mg.

27 g Al 1mol de átomos de Al.2,85x106g XX= 1,1x105 moles de átomos de Al.

24,3g Mg 1mol d Áto Mg.0,15x106gr de Mg XX = 6,17x103 de átomos de Mg.

9. Composición centesimal de la Carvona (C10H14O)Masas atómicas:

C = 12 g/molO2 = 16 g/molH2 = 1 g/mol

Carvona: C10H14O10 moles de C x 12g/mol = 120g C.14 moles de H x 1 g/mol = 14 g H.1 mol de O x 16 g/mol = 16 g O

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Masa Molecular = 150g C10H14O.

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Porcentaje en masa de C:150g 100%120g XX = 80% C.

Porcentaje en masa de H2:150g 100%14g XX = 9,33% H2.

Porcentaje en masa de O2:150g 100%16g X.X = 10,67% O2

10. Determine el porcentaje en masa de 78 g benceno (C6H6), constituido por 72g de C, y 6g de H2.Masas atómicas:

C = 12 g/molH2 = 1 g/mol

Benceno: C6H66 moles de C x 12g/mol = 72g C.6 moles de H2 x 1g/mol = 6g H2.

Masa Molecular = 78g C6H6Porcentaje en masa de C:

78g 100%72g XX = 92,3% C.

Porcentaje en masa de H2:150g 100%14g XX = 7,7% H2.

11. Ca3(PO4)2Masas Atómicas:

Ca = 40g/molP = 31g/molO = 16g/mol

Fosfato de Calcio: Ca3(PO4)23moles de Ca x 40g/mol = 120g/mol2moles de P x 31g/mol = 62g/mol8moles de O x 16g/mol = 128g/mol

Masa Molecular = 310g/mol

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Porcentaje en masa de Ca:310g 100%120g xX = 38,71%

Porcentaje en masa de P:310g 100%62g xX = 20%

Porcentaje en masa de O2:310g 100%128g xX = 41,29%

Ejercicios Cálculos estequiométricos. Parte 2.

1. Cuántos átomos o moléculas están contenidos en:a. 9g de Aluminio.b. 24,5 g de H2SO4.c. 16cc de hierro con densidad de 7 g/cc.d. Un cilindro de radio 1cm y altura 1,147cm lleno de

agua.

Masas Atómicas:Al = 27g/molFe = 56g/molS = 32 g/molO2 = 16 g/molH2 = 1 g/mol.

Átomos o moléculas contenidos en 9g de Aluminio.27 g Al 6,02x1023 átomos de Al.

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9 g de Al XX = 2,01x1023 átomos de Aluminio.

Átomos o moléculas contenidos en 24,5 g de H2SO4.Masa molecular:

2moles de H x 1 g/mol. = 2g/mol1mol de S x 32g/mol = 32g/mol4moles de O x 16g/mol = 64g/mol.

Masa Molecular = 98g/mol.

98g de H2SO4 6,02x1023 moléculas de H2SO4.24,5g de H2SO4 XX = 1,51x1023 moléculas de H2SO4.

Átomos o moléculas contenidos en 16cc de hierro con densidad de 7 g/cc.

7g de Fe 1cc de Fe.X 16cc de Fe.

X= 112g de Fe.

56g de Fe 6,02x1023 átomos de Fe.112g de Fe XX= 12,04x1023 átomos de Fe. 1,204x1024 átomos de Fe.

Átomos o moléculas contenidos en un cilindro de radio 1cm y altura 1,147cm lleno de agua

Volumen = II x r2 x h.V = 3,14 x 12 x 1,147V = 3,60 cm3

Densidad = 1g/mm.1g de agua 1cc de agua

X 3,6cc de agua.X= 3,6g de agua.

18g de agua 6,02x1023 moléculas de agua.3,6g de agua X.X= 1,2x1023 moléculas de agua.

2. Hallar la composición centesimal de Ag2CrO4.Masas Atómicas:

Ag = 107,9g/molCr = 52g/mol

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O = 16g/mol

Cromito de plata: Ag2CrO4.Ag = 107,9 x 2 = 215,8g/molCr = 52 x 1 = 52g/molO = 16 x 4 = 64g/molMasa Molecular = 331,8g/mol

Porcentaje en masa de Ag.331,8g 100%215,8 g XX= 65% Ag.

Porcentaje en masa de Cr.331,8g 100%52 g XX= 15,67% Cr.

Porcentaje en masa de O2.331,8g 100%64g XX= 19,7% O2

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Cálculos de Fórmulas Empíricas.

Antes de comenzar con los cálculos de la fórmulas empíricas primero debemos conocer un poco mejor a el siguiente científico para entender mejor y saber el origen de lo que vamos a trabajar:

Amedeo Avogadro:Amedeo Avogadro, conde de Quaregna e Ceretto (1776-1856),

físico y químico italiano que planteó la hipótesis conocida posteriormente como ley de Avogadro. Nació en Turín y estudió leyes. Comenzó a interesarse por las matemáticas y la física y, después de varios años de estudio, fue nombrado profesor en el Colegio Real de Vercelli. Desde 1820 hasta su muerte, Avogadro fue catedrático de Física en la Universidad de Turín. Aunque también realizó investigaciones en electricidad y sobre las propiedades físicas de los líquidos, es más conocido por su trabajo sobre los gases, que le llevó a formular en 1811 la ley que ahora lleva su nombre. La ley de Avogadro sostiene que dos volúmenes iguales de gas a la misma temperatura y a la misma presión contienen el mismo número de moléculas. Actualmente reconocida como cierta, esta ley no fue aceptada universalmente hasta 1850.

Ley de Avogadro:Ley fundamental en química que establece que bajo idénticas

condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas. Esta ley fue enunciada por primera vez como hipótesis por el físico italiano Amedeo Avogadro en 1811. Los químicos y físicos italianos continuaron desarrollando esta hipótesis, y en la década de 1850, gracias a los esfuerzos del químico italiano Stanislao Cannizzaro, la ley de Avogadro llegó a aceptarse universalmente.

Número de AvogadroNúmero de Avogadro o Constante de Avogadro, número de

moléculas de un mol de cualquier sustancia, representado por el símbolo NA o L. Ha sido establecido en 6,0221367x1023, según los distintos métodos utilizados entre los químicos físicos.

Su nombre se debe al físico italiano Amedeo Avogadro, quien en 1811 estableció que volúmenes iguales de gases, a temperatura y presión equivalentes, contienen un mismo número de moléculas. Este enunciado recibió el nombre de ley de Avogadro. Fue una teoría

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importante en el desarrollo de la química, aunque el número en concreto no pudo calcularse hasta finales del siglo XIX, cuando se extendió el concepto para incluir no sólo los gases sino todos los productos químicos. Aunque las consideraciones sobre el volumen no son aplicables a líquidos y sólidos, el número de Avogadro es válido para todas las sustancias, independientemente de su estado.

Ejercicios cálculos estequiométricos. Parte 3.

1. Al calentar una muestra de 0,3546g de vanadio metálico al aire, reacciona con oxígeno y se obtiene una masa final de 0,6330g. Determina la fórmula empírica de éste óxido de vandio.

4 V + 5 O2 2 V2O50,3546 g + ? 0,6330g

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Pasos para determinar la fórmula empírica de un compuestoMasas Atómicas:

Vanadio = 50,94g/molOxígeno = 16g/mol

I) Masa en gramos de cada elemento presente.Masa de Oxígeno (reacciona) = 0,6330g – 0,3546g =

0,2784g O2

II) Determinar el número de moles.50,94g V 1 mol de átomos0,3546g V XX = 6,96x10-3 moles de átomos de vanadio.

16g de O2 1mol de átomos0,2784g de O2 XX = 1,74x10-2 moles de átomos de O2

III) Dividir el número de moles de cada elemento por el número de moles más pequeño para convertir el número más pequeño a la unidad.

V = 6,96x10-3 / 6,96x10-3 = 1O2 = 1,74x10-2 / 6,96x10-3 = 2,5

IV) Multiplicar los números derivados en el paso 3 por el entero más pequeño que puede convertirlos a números enteros.

V = 1x2 = 2O2 = 2,5x2 = 5

Fórmula empírica = V2O5

¿Cómo hacer Cálculos de Fórmulas Empíricas a partir de la composición centesimal de un compuesto?

1. El Cisplatino, nombre común de un compuesto de platino, tiene la composición (en masa porcentual) de: 65,02% de Platino; 9,34% de nitrógeno; 2,02% de hidrógeno, y 23,63% de Cloro. Determine su fórmula empírica.

Masas Atómicas:Pt = 195,1g/molN2 = 14g/molH2 = 1g/molCl = 35,5g/mol

I) Masa en gramos de cada elemento presente.65,02% Pt = 65,02g Pt.

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9,34% N2 = 9,34g N2.2,02% H2 = 2,02g H2.23,63% Cl = 23,63g Cl.

II) Determinar el número de moles.195,1g Pt 1 mol de átomo de Pt65,02 g Pt XX = 0,333 moles de átomos de Pt

14g N2 1 mol de átomo de N29,34g N2 XX = 0,667 moles de átomos de N2.

1g H2 1 mol de átomos de H22,02g H2 XX = 2,02 moles de átomos de H2.

35,5g Cl 1 mol de átomos de Cl.23,63g Cl XX = 0,666 moles de átomos de Cl.


Pt = 0,333 / 0,333 = 1N2 = 0,667 / 0,333 = 2H2 = 2,02 / 0,333 = 6Cl = 0,666 / 0,333 = 2.

Fórmula empírica: PtN2H6Cl2

2. Cuando se oxidan en el aire 12,12g de Zinc gaseoso, se obtienen 15,085 g de óxido ¿Cuál es la fórmula empírica del óxido?

2 Zn + O2 2 ZnO12,12g 15,085.

Masas atómicas:Zn = 65,3g/molO2 = 16g/mol

I) Masa en gramos de cada elemento presente.Masa del O2 (reacciona) = 15,085g – 12,12g = 2,965g O2

II) Determinar el número de moles.65,3g Zn 1 mol de átomos de Zn

40

12,12g Zn XX = 0,185 moles de átomos de Zinc.

16g de O2 1 mol de átomos de O2.2,965 g de O2 XX = 0,185 moles de átomos de O2


Zn = 0,185 / 0,185 = 1O2 = 0,185 / 0,185 = 1.

Fórmula empírica = ZnO.¿Cómo hacer Cálculos de Fórmulas Moleculares?

1. La nicotina, constituyente tóxico del tabaco, tiene una masa molecular de 162g/mol, hallar su fórmula empírica a partir de la siguiente composición centesimal:

Masas Atómicas: C = 12g/molH2 = 1g/molN2 = 14g/mol

I) Masa en gramos de cada elemento presente. 74,07% C = 74,07g C.8,65% H2 = 8,65g H217,28% N2 = 17,28% N2

II) Determinar el número de moles.12g C 1 mol de Átomos C.74,07g C XX = 6,173 moles de átomos C.

1g de H2 1 mol de átomos de H28,65g H2 XX = 8,65 moles de átomos de H2.

14g N2 1 mol de átomos de N217,28g N2 XX = 1,234 moles de átomos de N2

41


C = 6,173 / 1,234 = 5H2 = 8,65 / 1,234 = 7N2 = 1,234 / 1,234 = 1

Fórmula empírica: C5H7N

IV) Fórmula molecular FM = FE x NFM / FE = N

N = MM / MFEN = 162g / 81gN = 2.

FM = (C5H7N)2 = C10H14N22. Cuando se calientan 50g de aluminio metálico con un exceso de

bromo se forman 493,9g de un compuesto. Si la masa molecular del compuesto es 533,4g/mol ¿Cuál es su fórmula molecular y el nombre de dicho compuesto?

Al + Br2 AlxBry50g + ¿? 493,9g

Masas Atómicas:Al = 27g/molBr2 = 80g/mol

I) Masa en gramos de cada elemento presente.Masa del Br2 (reacciona) = 493,9g – 50 = 443,9g Br2

II) Determinar el número de moles.27g Al 1 mol de átomos de Al50g Al XX = 1,852 moles de átomos de Al.

80g Br2 1mol de átomos de Br2443,9g Br2 XX = 5,549 moles de átomos de Br2

42


Al = 1,852 / 1,852 = 1Br = 5,549 / 1,852 = 3

Fórmula empírica: AlBr3

IV) Fórmula molecular FM = FE x NFM / FE = N

N = MM / MFEN = 533,4g / 267gN = 2.

FM = (AlBr3)2 = Al2Br6

3. Un compuesto contiene 82,76% de Carbono y 17,24% de Hidrógeno, sabiendo que su masa molecular son 58g/mol, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular.

C + H2 CxHy82,76g + 17,24g 100g

Masas Atómicas:C = 12g/molH2 = 1g/mol

I) Masa en gramos de cada elemento presente.82,76% C = 82,76g C.17,24% H2 = 17,24% H2

II) Determinar el número de moles.12g C 1 mol de átomos C.82,76g C XX = 6,897 moles de átomos de C.

1g de H2 1 mol de átomos de H217,24g de H2 XX = 17,24 moles de átomos de H2.


C = 6,897 / 6,897 = 1H2 = 17,24 / 6,897 = 2,5.

43


C = 1 x 2 = 2H2 = 2,5 x 2 = 5.

Fórmula Empírica: C2H5V) Fórmula molecular

FM = FE x NFM / FE = N

N = MM / MFEN = 58g / 29gN = 2.

FM = (C2H5)2 = C4H10

ESTEQUIOMETRÍA

La Estequiometría es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones molares existentes en las reacciones químicas.

Reacción Química: es un proceso en el cual unas sustancias llamadas reactantes se transforman en una o nuevas sustancias llamadas reactivos.

Evidencias: Desprendimiento de un gas. Cambio de Coloración. Formación de un precipitado. Desprendimiento o absorción de calor.

44

Ecuación Química: es la representación gráfica mediante símbolos y fórmulas de una reacción química.

Representación de una ecuación química: aA + bB cC + dD

Reactantes ProductosA; B = Sustancias reactantes.C; D = Sustancias resultantes o productos.a, b, c, d = Coeficientes estequiométricos.

Reactivo Limitante: es aquel reactante que se encuentra en menor cantidad en un proceso químico (reacción química). A partit de él, se determina la cantidad de producto (s) que se forman (moles, átomos, moléculas, iones, gramos, volumen, etc)

Reactivo en exceso: es aquel reactivo que se encuentra en mayor cantidad en una reacción química.

Reacciones estequiométricas: son aquellas en las cuales todos los reactantes se agotan.

Pasos para resolver problemas estequiométricos en los que participan reactives limitantes:

a) Escribir y balancear la ecuación de la reacción.b) Convertir las masas y volúmenes (en caso de ser gases) conocidos de reactives a moles.c) Usando el número de moles de reactives y las reacciones molares adecuadas, determinar qué reactivo es limitante.d) Usando la cantidad de reactivo limitarte y las relaciones molares adecuadas, calcular el número de moles del producto formado.e) Convertir los moles del producto a gramos o volumen (en caso de ser un gas) de producto usando la masa molecular (sí así lo indica el problema)

Reacciones químicas:

Reacciones exotérmicas: son apreciables ya que puede ocurrir un desprendimiento de calor o de un gas, cambio de color y/o forma o formarse un precipitado.

Mg + HCl H2 + MgCl2 + EExotérmica: Desprende calor, energía.

45

AgNO3 + HCl AgCl + HNO3Se forma un precipitado (AgCl)

Volumen molar: todo gas en condiciones normales (0º C y a 720mm Hg o 1 atmósfera) ocupa un volumen de 22,4lts.

Estequiometría en Reacción .

Rendimiento teórico: es la cantidad de producto obtenida y medida en unidades de masa, mol, volumen, a partir del reactivo limitante (100%)

Rendimiento Práctico o real: es la cantidad de producto real obtenido cuando se lleva a cabo una reacción química a nivel experimental ( < 100%)

RT. (100%) > RP.Rendimiento de reacción: es la relación porcentual entre el

rendimiento práctico y el teórico en una reacción química.

1. Se hace reaccionar 15g de Aluminio con 8g de ácido clorhídrico. Si se obtienen 4g de sulfuro de aluminio, determine: A) Rendimiento teórico del Al2S3; B) Rendimiento práctico del Al2S3; C) Rendimiento de la reacción.

2 Al + 3 H2S à Al2S3 + 3 H2

2 Al + 3 H2S Al2S3 + 3 H2

15g 8g 0g 0gInicio 0,556moles 0,235moles 0 0Cambio -0,157moles -0,235moles 0,078moole

s0,235moles

Fin 0,399moles 0 0,078mooles

0,235moles

0,556moles de Al x 3moles H2S = 0,834moles de H2S 2moles Al

Necesito0,235moles de H2S x 2moles Al = 0,157moles de Al

3moles H2S

0,235moles H2S x 1mol Al2S3 = 0,078moles Al2S3 3moles H2S

0,235moles H2S x 3moles H2 = 0,235 moles H2 3moles H2S

46

Masa Molecular:Al2S3 = 150g/mol1mol Al2S3 150g Al2S30,078moles Al2S3 XX = 11,7g.

A) Rendimiento Teórico: 11,7g Al2S3B) Rendimiento Práctico: 4g Al2S3C) Rendimiento de Reacción: 34,188%.

11,7g Al2S3 100%4g Al2S3 XX = 34,188%.Problemas de Reactivos Limitantes.

1. Se hace reaccionar 4 moles de Hidrógeno con 6 moles de Cloro. ¿Qué cantidad de moles de ácido clorhídrico se forma?

H2 + Cl2 2 HCl H2 + Cl2 2 HCl

Cantidad Inicial 4 moles 6 moles 0Cambio -4 moles -4 moles 8 molesFin de la Reacción

0 moles 2 moles 8 moles

Reactivo limitante: HidrógenoReactivo en exceso: Cloro.

2. Se hace reaccionar medio mol (0,5) de nitrógeno con un mol de hidrógeno para formar amoníaco (NH3). Determina: Reactivo limitante; Reactivo en exceso, Cantidad de moles de amoniaco formado.

N2 + 3 H2 2 NH3 N2 + 3 H2 2 NH3

Cantidad Inicial 0,5 moles 1 moles 0Cambio -0,333 moles -1 moles 0,667 molesFin de la Reacción

0,167 moles 0 moles 0,667 moles

1 mol de N2 3 moles de H20,5 moles de N2 XX = 1,5 moles de H21 mol de N2 3 moles de H2

X 1 mol de H2X = 0,333 moles de N2

Necesito

47

Reactivo Limitante: Hidrógeno Reactivo en Exceso: Nitrógeno en 0,167 moles.Moles de amoniaco formado: 0,667 moles.

3. Se hace reaccionar 0,25 moles de azufre con 0,25 moles de Oxígeno para formar Anhídrido Sulfúrico (SO3). Determina: Reactivo limitante, Reactivo en exceso, Cantidad de SO3 formado en moles.

2S + 3 O2 2 SO3 2 S + 3 O2 2 SO3

Cantidad Inicial 0,25 moles 0,25 moles 0Cambio -0,167 moles -0,25 moles 0,167 molesFin de la Reacción


2 moles de S 3 moles de O20,25 moles de S XX = 0,375 moles de O2

Necesito2 moles de S 3 moles de O2

X 0,25 moles de O2X = 0,167 moles de S

3 moles de O2 2 moles de SO30,25 moles de O2 XX = 0,167 moles de SO3

Reactivo limitante: OxígenoReactivo en Exceso: Azufre en 0,83 moles.Cantidad de SO3 Formado: 0,167 moles.

EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRÍA.

1. Reacciona el cobre con Ácido Sulfúrico según la ecuación:Cu + H2SO4 SO2 + CuSO4 + H2O

48

Si se tienen 30gramos de Cu y 200gramos de H2SO4 calcular:A) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?B) Número de moles de SO2 que se desprenden.C) Masa de CuSO4 que se forma.

Paso I: Balancear la ecuación:Cu + 2 H2SO4 SO2 + CuSO4 + 2 H2O

Paso II: Convertir las masas en moles.Masas Atómicas:

Cu = 63,5g/molS = 32 g/molO = 16 g/molH = 1 g/mol.

Masa Molecular:H2SO4 = 98g/molCuSO4 = 159,5 g/mol.

63,5 g de Cu 1mol de Cu 98g de H2SO4 1mol H2SO4

30g de Cu X 200g de H2SO4 XX = 0,472moles de Cu. X= 2,041moles de H2SO4

Cu + 2 H2SO4 SO2 + CuSO4 + 2 H2O30gramos 200gramo

s0 gramos 0 gramos 0 gramos

Inicio 0,472moles

2,041moles

0 moles 0 moles 0 moles

Cambio -0,472mol

es

-0,944mol

es

0,472 moles

0,472 moles

0,944moles

Fin 0 moles 1,097 moles

0,472 moles

0,472 moles

0,944moles

1mol de Cu 2 moles H2SO40,472moles Cu XX= 0,944 moles de H2SO4

Necesito2moles de H2SO4 1mol de Cu2,041moles H2SO4 XX= 1,0205 moles de Cu

49

A) Reactivo en Exceso:H2SO4: 200gr – 107,506gr (sobra) = 92,494gr (reacciona)Cantidad en mol: 1,097moles.Cantidad en gramos: 107,506

B) Número de moles de SO2 que se desprenden.1mol de Cu 1mol SO20,472moles de Cu XX= 0,472 moles de SO2

C) Masa de CuSO4 que se forma159,5gr CuSO4 1mol X 0,472molesX= 75,284 moles CuSO4.

2. Se quiere preparar 3000kg de NH3 a partir de la reacción N2 + H2 NH3. Hallar: A) el volumen de nitrógeno en Condiciones Normales (CN) necesarios; B) Masa de Hidrógeno necesaria.

N2 + 3 H2 à 2 NH3.N2 + 3 H2 2 NH3.

Inicio 8,5x104moles 2,55x105moles 0Cambio –8,5x104moles -2,55x105moles 1,7x105molesFin 0 0 1,7x105moles

Masas Atómicas:N = 14g/molH = 1 g/mol

Masas Moleculares: 17g NH3 1mol NH3 NH3 = 17 g/mol 3x106g X

X = 1,7x105moles de NH3

1mol de N2 2 moles NH3 3moles H2 2 moles NH3 X 1,7x105moles NH3 X 1,7x105 moles NH3 Necesito X = 8,5 x104 moles N2 X = 2,55x105moles NH3

50

A) el volumen de nitrógeno en Condiciones Normales (CN) necesarios;

1mol de N2 22,4lt8,5x104moles N2 XX = 1,904x102lt N2

B) Masa de Hidrógeno necesaria.2g de H2 1mol de H2X 2,55x105moles H2X = 5,1x105 gramos de H2

3. Un Compuesto contiene 82,76% de carbono, y 17,24% de hidrógeno. Sabiendo que su masa molecular es 58g/mol, debes hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular.

Masas Atómicas: C =12g/molH2 = 1g/mol

I) Masa en gramos de cada elemento presente.C = 82,76% => 82,76gr. H2 = 17,24% => 17,24gr.

II) Determinar el número de moles.Carbono: Hidrógeno12g C 1mol 1g H2 1mol82,76gr C X 17,24g H2 XX = 6,896 moles C. X = 17,24 moles de

H2


Carbono: Hidrógeno:6,896 / 6,896 = 1. 17,24 / 6,896 = 2,5

51


Carbono: Hidrógeno:1 x 2 = 2 2,5 x 2 = 5.

Fórmula Empírica: C2H5V) Fórmula molecular

FM = FE x NFM / FE = N

N = MM / MFEN = 58g / 29gN = 2.

FM = (C2H5)2 = C4H104. Se hace reaccionar 0,25moles de azufre con 0,25 moles de

Oxígeno, para formar trioxido de azufre. Determine: A) Reactivo limitante, B) reactivo en exceso; C) cantidad en moles de SO3 formado.

2S + 3 O2 2 SO3 2 S + 3 O2 2 SO3

Cantidad Inicial 0,25 moles 0,25 moles 0Cambio -0,167 moles -0,25 moles 0,167 molesFin de la Reacción


2 moles de S 3 moles de O20,25 moles de S XX = 0,375 moles de O2

Necesito2 moles de S 3 moles de O2

X 0,25 moles de O2X = 0,167 moles de S

3 moles de O2 2 moles de SO30,25 moles de O2 XX = 0,167 moles de SO3

Reactivo limitante: OxígenoReactivo en Exceso: Azufre en 0,83 moles.Cantidad de SO3 Formado: 0,167 moles.

52

Ejercicios de Estequiometría en Reacción.

1. Partiendo de una mezcla de 50g de sulfuro de hidrógeno y 60g de oxígeno para formar dióxido de azufre y agua calcule: A) Reactivo Limitante, B) Qué masa del reactivo en exceso queda sin reaccionar; C) Moles de dióxido de azufre que se forman; D) Volumen en litros a CN de agua.

2 H2S + 3 O2 à 2 SO2 + 2 H2O 2 H2S + 3 O2 2 SO2 + 2 H2O

50g 60g 0 0Inicio 1,471moles 1,875moles 0 0Cambio -1,25moles 1,875moles 1,25moles 1,25molesFin 0,221moles 0 1,25moles 1,25moles

Masas Atómicas: Masas Moleculares:H2 = 1 g/mol H2S = 34 g/molS = 32 g/mol SO2 = 64 g/molO2 = 16 g/mol H2O = 18 g/mol

1,471moles H2S x 3moles O2 = 2,207moles O2 2moles H2S

Necesito1,875moles O2 x 2moles H2S = 1,25moles H2S

3moles O2

A) Reactivo Limitante. Oxígeno

B) Qué masa del reactivo en exceso queda sin reaccionar. 0,221moles H2S x 34g H2S = 7,514g H2S

1mol H2S

C) Moles de dióxido de azufre que se forman.1,875moles O2 x 2moles SO2 = 1,25moles SO2

3moles O2

53

D) Volumen en litros a CN de agua.1,875moles O2 x 2moles H2O = 1,25moles H2O

3moles O2

1,25moles H2O x 22,4 lt = 28 lt H2O. 1mol

2. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen cuando se mezclan 3moles de CO con 60gramos de O2?

2 CO + O2 à 2 CO2 2 CO + O2 2 CO2

3moles 60g 0Inicio 3moles 1,875moles 0Cambio -3moles -1,5moles 3molesFin 0moles 0,375moles 3moles

3 moles de CO2 x 44g CO2 = 132g CO2 1mol CO2

3. Dada la reacción sin balancear H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + H2O; calcular la masa en gramos de sal obtenida a partir de 0,3moles del ácido y 20gramos del hidróxido.

2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 à Ca3(PO4)2 + 6 H2O 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + 6 H2O

0,3moles 20g 0 0Inicio 0,3mooles 0,270moles 0 0Cambio -0,18moles -0,270moles 0,09moles 0,54molesFin 0,12moles 0 0,09moles 0,54moles

Masa Molecular del Ca3(PO4)2 = 310g/mol

0,09moles de Ca3(PO4)2 x 310g Ca3(PO4)2 = 27,9g 1mol Ca3(PO4)2

4. Calcule la masa de nitruro de litio que se forma a partir de 56g de nitrógeno gaseoso y 56g de litio según la siguiente reacción:

6 Li + N2 à 2 Li3N

54

6 Li + N2 2 Li3N

56g 56g 0Inicio 8,115moles 2moles 0Cambio -8,115moles -1,352moles 2,705molesFin 0 0,648moles 2,705moles

6,9g Li 1mol Li 28g N2 1mol N256g Li X 56g N2 X X = 8,115moles de Li. X = 2moles

8,115moles Li x 1mol N2 = 1,352moles N2 6moles Li Necesito 2moles N2 x 6moles Li = 12moles Li 1mol N2

8,115moles x 2moles Li3N = 2,705moles Li3N 6moles Li

1mol Li3N 34,7g Li3N2,705moles Li3N XX = 93,8635g Li3N

5. Se hace reaccionar 12g Zn y 6,5g S para formar sulfuro de zinc. Calcular: A) Reactivo limitante; B) Masa en gramos de sulfuro de zinc formado; C) ¿Qué cantidad en gramos del elemento sobrante quedó sin reaccionar?

2 Zn + S à ZnS 2 Zn + S ZnS

12g 6,5g 0Inicio 0,184moles 0,101moles 0Cambio -0,184moles -0,092moles 0,184molesFin 0 0,009moles 0,184moles

55

65,3g Zn 1mol Zn 32g S 1mol S12g Zn X 6,5g S XX = 0,184moles Zn X = 0,101moles S

0,184moles Zn x 1mol S = 0,092 S 2 moles Zn Necesito0,092moles S x 2moles Zn = 0,184moles 1mol S

0,184moles Zn x 1mol ZnS = 0,184moles ZnS 1mol Zn

A) Reactivo limitante. Zinc

B) Masa en gramos de sulfuro de zinc formado. 97,3g ZnS 1mol ZnS X 0,184moles ZnS X = 17,90 g ZnS

C) ¿Qué cantidad en gramos del elemento sobrante quedó sin reaccionar? 0,009moles de S x 97,38g S = 0,58g S 1mol S

56

Pureza de reactivos o sustancias

* En las reacciones químicas solamente reaccionan las sustancias puras.

% Pureza (% m/m) = g puros x 100 g muestra

Pureza: relación porcentual entre los gramos puros de reactivos o sustancias y los gramos de muestra.

Ejercicios de Pureza de reactivos o sustancias. Parte I.

1. Un estudiante del laboratorio prepara bromuro de etilo haciendo reaccionar alcohol etílico con tribromuro de fósoforo (3 C2H5OH + PBr3 3 C2H5Br + H3PO3). Si se hace reaccionar 24g de alcohol etílico al 95% de pureza con 59g de tribromuro de fósforo al 98% ¿Qué masa de bromuro de etilo se obtiene?

3 C2H5OH + PBr3 à 3 C2H5Br + H3PO3 3 C2H5OH + PBr3 3 C2H5Br + H3PO3

24g 59g 0 0% Pureza 95% 98% 0 0

22,8g puros 57,82g puros

0 0

Inicio 0,496moles 0,213moles 0 0Cambio -0,496moles -0,165moles 0,496moles 0,165molesFin 0 0,048moles 0,496moles 0,165moles

24g C2H5OH 100% 59g PBr3 100% X 95% X 98%

X = 22,8g puros C2H5OH X = 57,82g puros PBr3

57

3moles C2H5OH 1mol PBr3 3moles C2H5OH 1mol PBr30,496moles C2H5OH X X 0,213moles PBr3 NeceX = 0,165moles PBr3 X = 0,639moles C2H5OH

Masa Molecular C2H5OH = 109g/mol.0,496moles C2H5OH x 109g C2H5OH = 54,064g C2H5OH 1mol C2H5OH

2. Bajo condiciones apropiadas el acetileno (C2H2) y el ácido clorhídrico (HCl) reaccionan para formar cloruro de vinilo (C2H3Cl), el cual es utilizado para fabricar plástico de cloruro de polivinilo (PVC) y recientemente se demostró que es carcinógena. En determinado momento, 35g de acetileno se mezclan con 51g de ácido clorhídrico. Calcular: A) Reactivo limitante; B) Gramos de cloruro de vinilo formado; C) Gramos de reactivo en exceso que permanecen intactos después que finaliza la reacción.

C2H2 + HCl à C2H3Cl C2H2 + HCl C2H3Cl

35g 51g 0Inicio 1,346moles 1,397moles 0Cambio -1,346moles -1,346moles 1,346molesFin 0moles 0,051moles 1,346moles

A) Reactivo limitante. Ácido clorhídrico. B) Gramos de cloruro de vinilo formado. 84,125gramos.

C) Gramos de reactivo en exceso que permanecen intactos después que finaliza la reacción.

Gramos de HCl intactos: 1,8615gramos HCl

3. ¿Qué masa de trióxido de azufre se obtiene al quemar 10g de azufre en presencia de 12g de Oxígeno?

2 S + 3 O2 à 2 SO3 2 S + 3 O2 2 SO3

10g 12g 0

58

Inicio 0,312moles 0,375moles 0Cambio -025moles -0,375moles 0,25Fin 0,062moles 0 0,25

2moles S 3moles O2 3moles O2 2moles S0,312moles S X 0,375moles O2 X Necesito X = 0,468 moles O2 X = 0,25moles S

1mol SO3 80g SO30,25moles SO3 XX = 20g SO3

Ejercicios Pureza de reactivos o sustancias. Parte II.

1. Si se tienen 0,1mol de glucosa ¿Cuántas moléculas están contenidas?

1mol de glucosa 6,02x1023 moléculas 0,1mol de glucosa X X = 6,02x1022

2. ¿Cuál es el volumen ocupado por 30g de un gas de densidad 0,225g/ml medidas en litros a Condiciones Normales?

30g SO2 x 1mol SO2 x 22,4lt SO2 = 10,5lt SO2 64g SO2 1mol SO2

3. Determine la composición centesimal del sulfuro de calcio (CaS)Masas Atómicas: Masa Molecular:Ca = 40g/mol CaS = 72g/mol

59

S = 32 g/mol

72g 100% 72g 100%40g X 32g XX = 55,56% Ca X = 44,44% S

60

Soluciones o Disoluciones.

La mezcla puede definirse como algo que tiene composición variable (unión de dos o más sustancias puras). Por ejemplo, la madera es una mezcla (su composición varía en forma considerable dependiendo del árbol del cual se origine), el vino es una mezcla (puede ser rojo o amarillo claro, dulce o seco); el café es una mezcla (puede ser fuerte, débil o amargo); y aunque tenga apariencia de pureza, el agua de las profundidades de la tierra también es una mezcla (contiene minerales y gases en solución), la tierra es una mezcla compleja que contiene muchos productos químicos, la atmósfera de la tierra es una mezcla que contiene muchos gases y agua que se condensa y forma nubes.

Las mezclas se clasifican como homogéneas o heterogéneas. Una mezcla homogénea tiene toda ella la misma composición. Por ejemplo, cuando se disuelve un poco de sal en agua y se agita bien, todas las regiones de la mezcla resultante tienen las mismas propiedades. Una mezcla homogénea suele llamarse con mayor frecuencia solución.

La mezcla heterogénea contiene regiones que tienen diferentes propiedades que otras. Por ejemplo, cuando se mezcla arena con agua, la mezcla resultante tiene una región que contiene agua y otra muy distinta que contiene arena.

DISOLUCIONES

Es una mezcla homogénea de dos o más sustancias de composición variable. El soluto (sustancia disuelta) es la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente o solvente (sustancia que disuelve) es la sustancia que está en mayor cantidad.

Por la naturaleza del disolvente, las disoluciones pueden ser:- Sólidas: como es el caso de las aleaciones metálicas.

62

- Líquidas: como ejemplo, el caso de las disoluciones acuosas (agua de mar, por ejemplo).- Gaseosas: por ejemplo, el aire.

Tres son los factores que favorecen la rapidez con la que una sustancia se disuelve en otra: tamaño de partículas del soluto, temperatura y agitación.

Concentración de una disolución en términos cualitativosLa concentración de una solución saturada a una temperatura

dada es una magnitud constante que se denomina solubilidad.La solubilidad se expresa como el número de gramos de soluto

máximos que pueden disolverse en 100 gramos de solvente, a una temperatura dada.

Clases de solucionesClase de solución

Definición

1.- Diluida Son aquellas en las que la cantidad de soluto disuelto es muy pequeña con respecto a la solubilidad a una temperatura dada.

2.- Concentradas Son aquellas con cantidades de soluto grandes respecto a la solubilidad

3.- Insaturadas Son aquellas en las que la cantidad de soluto disuelto esta por debajo de la solubilidad a una temperatura dada

4.- Saturadas Son aquellas en las que la cantidad de soluto es exactamente la que puede ser disuelta a una temperatura dada

5.- Sobresaturadas

Son aquellas en las que la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que se puede disolver, estableciéndose un equilibrio entre el soluto disuelto y

63

el no disuelto.

Concentración de una disolución en términos cuantitativosEs la cantidad de soluto que esta contenida en una medida fija de

solución o de solvente. La concentración se puede expresar de muchas maneras, pero en términos cuantitativos se distinguen dos tipos de unidades de concentración.

1. Unidades físicas de concentración de una soluciónTipo de

concentraciónDefinición

1.- % en masa Gramos de soluto en 100 gramos de solución

2.- % masa en volumen Gramos de soluto en 100 mL de solución3.- % volumen en volumen

Mililitros de soluto en 100 mL de solución

Formulario básico

m (sol) = m(sto) + m(ste) V (sol) = V (sto) + V (ste)d = m/V % m/m =

% m/V = % V/V =

2. Unidades químicas de concentración de una soluciónTipo de concentración Definición1.- Molaridad Moles de soluto por litro de solución2.- Molalidad Moles de soluto por Kilogramo de

64

solvente3.- Fracción molar Moles de soluto en n° total de moles de

solución

Formulario básico

Molaridad (M):

M = =

M =

Molalidad (m):m =

Fracción molar (X):Xsto = Fracción de los moles totales que son de soluto:

Xsto =

Xste = Fracción de los moles totales que son de solvente:

Xste =

Xsto + Xste = 1

Proceso de diluciónDilución: Procedimiento experimental mediante el cual se

preparan soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas.Se toman pequeños volúmenes de soluciones concentradas y se

les añade solvente, generalmente agua, para obtener volúmenes más grandes de la misma solución pero con menor concentración.

EN TODO PROCESO

DE DILUCIÓN SE

CUMPLE

Cantidad de soluto Cantidad de soluto

contenida en la solución = contenida en la soluciónconcentrada diluida

65

De este hecho se puede demostrar que en la dilución se pueden establecer las siguientes igualdades:

Concentración(1) x Volumen(1) = Concentración(2) x Volumen(2)(%m/v)1 x (Vsol)1 = (%m/v)2 x (Vsol)2

(%v/v)1 x (Vsol)1 = (%v/v)2 x (Vsol)2

M1 x V1 = M2 x V2

También podemos decir que las Soluciones son mezclas homogéneas conformadas por un soluto y un solvente. El soluto se disuelve y el solvente disuelve al soluto. Sus componentes se pueden separar por procedimientos físicos (evaporación, destilación, cromatografía). Se puede determinar su concentración en términos Cualitativos (diluida, concentrada, saturada, insaturada, sobresaturada), y en términos Cuantitativos utilizando las unidades Físicas (%m/m; %m/v; %v/v) o las unidades Químicas relacionadas con los moles (molaridad, molalidad, normalidad, fracción molar).

Soluciones (Sol) = Soluto (Sto) + Solvente (Ste)

Las unidades químicas: son aquellas que están relacionadas con el término mol y la cantidad de solución o solvente en la disolución.

A) Fracción Molar (X): indica la fracción en moles de un componente en una solución.

A.1) Fracción Molar del Soluto (Xsto): fracción en moles del soluto en una solución.

Xsto = moles sto = Nsto . Nsol Nsto + Nste

A.2) Fracción Molar del Solvente (Xste): fracción en moles de solvente en una solución.

Xste = moles ste = Nste . Nsol Nsto + Nste

*En toda solución binaria se cumple que Xsto + Xste = 1

66

m = molalidadNsto = moles de soluto disueltosKg ste = kilogramos de solventesg sto = gramos de solutoMM sto = masa molecular del solutoM = Molaridad

Unidades químicas

B) Molalidad (m): moles de soluto disueltos en 1kg (1.000g) de solvente. Unidades: mol / kg ste Fórmula: m = Nsto . Kg ste Como N sto = g sto ; tenemos que: m = g sto . MM sto; MM sto x Kg ste.

C) Molaridad (M): moles de soluto disueltos en 1litro de solución. Unidades: mol / lt

Fórmula: M = sto . lt de Sol

Fórmula 2: M = g sto . MM sto x lt solución.

Masa o Peso Equivalente

La masa o el peso equivalente: el cálculo de este término depende de la composición de la sustancia:

1. Un Ácido: el cálculo se realiza dividiendo la masa molecular del ácido entre el número de hidrógenos que éste contiene.

Ejemplo: H2SO4 = 98g/mol = Peq H2SO4 = 49g/eq 2eq

H3PO4 = 98g/mol = Peq H3PO4 = 32,667g/eq 3eq

67

2. Una base o Hidróxido: se realiza dividiendo la masa molecular del hidróxido entre el número de oxidrilos (OH)- presentes.

Ejemplo: Ba(OH)2 = 171,4g/mol = Peq Ba(OH)2 = 85,7g/eq 2 eq

NaOH = 40g/mol = Peq NaOH = 40g/eq 1 eq

3. Una sal: el calculo se realiza dividiendo la masa molecular de la sal entre el número de cargas totales positivas o negativas (+ ó -) involucradas en la misma.

Ejemplo: NaCl: 58,5g/mol = Peq Nacl = 58,5g/eq 1 eq

Al2S3: 150g/mol = Peq Al2S3 = 25g/eq 6 eq

Cr2(SO4)3: 392g/mol = Peq Cr2(SO4)3 = 65,3q/eq 6 eq

NaHCO3: 84g/mol = Peq NaHCO3 = 84g/eq 1 eq

KMnO4: 157,9g/mol = Peq KMnO4 = 157,9g/eq 1eq

4. Un Óxido: se realiza dividiendo la masa molecular del óxido entre la valencia total (+ ó -).

Ejemplo: Fe2O3 = 160g/mol = Peq Fe2O3 = 26,67g/eq 6 eq

PbO2 = 239,2g/mol = Peq PbO2 = 59,8g/eq 4 eq

N2O3 = 76g/mol = Peq N2O3 = 12,6667g/eq 6 eq

68

5. Un Elemento: se calcula dividiendo la masa molecular o la masa atómica del elemento entre su valencia.

Ejemplo: Al = 27g/mol = 9g/eq 3 eq

H2 = 2g/mol = 1g/eq 2eq

FeII = 56g/mol = 28g/mol 2 eq

Ca = 40g/mol = 20g/eq 2eq

Equivalentes gramos de una sustancia: expresa la cantidad en gramos de la sustancia indicada por el peso equivalente.Ejemplo:

Determine el número de equivalentes gramos de cada una de las siguientes sustancias a partir de las cantidades dadas.

1. 50g H2SO4 = 98g/mol = 49g/eq 2eq 49g H2SO4 1eq 50g H2SO4 X X = 1,02 eq-g de H2SO4

2. 0,25g FeCl2 = 127g/mol = 63,5/eq 2 eq

63,5g FeCl2 1eq 0,25g FeCl2 X X = 3,93x10-3 eq-g de FeCl2 Normalidad: expresa los equivalentes gramos de soluto disueltos en un litro de solución.

Ejemplo: Se disuelven 5gramos de HCl en 250dm3 (1 lt) de solución.

69

HCl = 36,5g/mol = 36,5g/mol 1 eq

36,5g HCl 1eq-g HCl5g HCl XX = 0,136eq-g de HCl

N = eq-g sto = 0,137eq-g HCl = 5,48x104 eq-g/dm3

Lt 250dm3

Podemos decir también que:

Una solución es un sistema homogéneo y monofásico en el cual dos o más sustancias a nivel molecular pueden ser separadas en tos componentes que le dieron origen.

La solución tiene dos grandes grupos: los solutos y los solventes. Los solutos son aquellos que se dispersan en la solución y se encuentran generalmente en menor cantidad que los solventes que son las sustancias en las cuales éstos se van a dispersar. El solvente universal es el agua.Dependiendo de la concentración de soluto quedan determinadas una serie de soluciones que son:

Diluidas: Poseen poca cantidad de soluto en relación a la cantidad de disolución

Concentradas: poseen gran cantidad de soluto.Saturadas: La relación soluto/solvente esta equilibrada Sobresaturadas: La relación soluto/solvente esta desviada hacia el soluto

La concentración de las soluciones se puede expresar en términos cuantitativos mediante porcentajes (unidades físicas), molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar (unidades químicas). Y lo podemos resumir en el siguiente cuadro:

Término Definición FórmulaPorcentaje en masa Gramos de soluto

disueltos en 100 gramos de solución

% m/m = gramos sto x 100 Gramos sol

Porcentaje masa/volumen

Gramos de soluto disueltos en 100 mililitros de solución

% m/v = gramos sto x 100

mililitros solPorcentaje en volumen Mililitros de soluto

disueltos en 100 % m/v = mililitros sto x 100

70

mililitros de solución mililitros solDensidad Masa por unidad de

volumen D = masa volumen

Fracción Molar Fracción en moles de un componente dentro de una solución.

Xsto = moles sto Moles sol

Xste = moles ste Moles sol

Moles de sol = moles sto + moles ste

Molaridad Número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.

M = moles sto Litros sol

M = gramos sto . MMsto x litros solM = molaridad = mol/lt

Molalidad Número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solución.

m = moles sto kg. Ste

m = gramos sto Msto x Kg. Ste

m = molalidad = mol/kg. ste

Normalidad Número equivalentes de soluto disueltos en un litro solución

N = nº de equivalentes sto Litros sol

Equivalente Gramo de una sustancia

Expresa la cantidad de gramos de la sustancia indicada por el peso equivalente.

Equiv. gr = gramos sust Peso equivalente

Sust = sustancia.Peso Equivalente Es la masa en gramos

de un equivalente de una sustancia (ácido, base, o hidróxido, sal o un elemento)

Para calcular el peso equivalente de una sustancia se debe considerar si la misma es un ácido, una base, o hidróxido, una sal o un elemento.

Peso equiv. = MM o MA

71

Nº #

MM = Masa molecular.MA = Masa atómica.Nº # = número de hidrógenos si es un ácido; número de OH si es un hidróxido; valencia total negativa o positiva si es una sal, elemento u óxido.

Problemas de Unidades Físicas

1. Para alcalinizar un suelo, se prepara una solución disolviendo 30gramos de CaO en 600mililitros de H2O. Calcular: el %m/m de la solución.

Datos

Soluto: 30g CaoCaO + H2O Ca (OH)2 (alcalinizado)

Solvente: 600ml H2O600ml x 1gr = 600gr. 1ml

Respuesta

630gr Sol 30gr Sto100gr Sol XX = 4,762% m/m

30g Sto = 100g Sol = 4,762 %m/m 630g Sol

%m/m = 30g Sto x 100 = 4,762 %m/m 630g sol

72

G Sol = gSto + gSteG Sol = 30g + 600g

G sol = 630g

2. ¿Cuántos gramos de sulfato de magnesio (MgSO4) hay en 180gramos de una solución al 20% m/m?

Datos

Soluto = ¿?Solvente= ¿?Solución = 180gramos[%m/m] = 20%

Respuesta

100g sol 20g sto180g sol XX = 36g de MgSO4

3. En un análisis de agua para uso industrial se encontró que en 75,68gramos de una muestra había 3,6gramos de hidróxido de sodio (NaOH) y 9,26gramos de carbonato de sodio (Na2CO3). Hallar la concentración del NaOH y Na2CO3 en la muestra en %m/m.

Datos

% m/m NaOH = ¿?

% m/m Na2CO3 = ¿?

Respuesta

75,68g muestra 3,6g NaOH100g muestra XX = 4,75% m/m de NaOH

75,68g muestra 9,26g Na2CO3100g muestra XX = 12,24% m/m Na2CO3

4. Para preparar un encurtido se requieren 12gramos de cloruro de sodio (NaCl) por cada 300ml de agua. ¿Cuál será el % m/m de la solución salina?

300g H2O + 12g NaCl = 312g Sol

312g Sol 12g NaCl100g Sol X

X = 3,84% m/m NaCl

5. ¿Cuál es el % m/v de una solución que contiene 103,8g de sacarosa (C12H22O11) en 800gramos de agua, sabiendo que la solución resultante tiene una densidad de 1,038g/ml a 20ºC.

73

Datos

Soluto: 103,8g C12H22O11Solvente: 800g H2OSolución: 903,8g[% m/v] = ¿?D = 1,038g/ml

Respuesta1,038g Sol 1ml903,8g Sol XX = 870,713 ml Sol

870,713ml Sol 103,8g Sto100ml Sol XX = 11,92% m/v C12H22O11

Guatire, 15/11/2005

6. Al evaporar 20gramos de una solución de nitrato de plata (AgNO3) dejó un residuo sólido cuyo peso es de 2gramos. Calcular el % m/m de la solución.

Datos

Soluto: 2g AgNO3Solvente: 18g H2OSolución: 20g

Respuesta

20g sol 2g Sto100g Sol XX = 10% m/m de AgNO3

*en toda solución binaria se cumple que el %m/m del Soluto + el %m/m del Solvente de cómo resultado 100.

20g sol 18g Ste100g sol XX = 90% m/m H2O

10 + 90 = 100

7. Calcule el % m/m de Soluto y de solvente de una solución formada por 30gramos de Soluto y 170gramos de solvente.

Datos

Solución: 200gSoluto: 30gSolvente: 170g

Respuesta

200g sol 30g Sto100g sol X X = 15% m/m Sto.

200g sol 170g Ste100g sol XX = 85% m/m Ste.

74

8. Determine el % m/v de soluto de una solución formada por 80gramos de soluto disuelto en 500ml de solución. Si la densidad de la solución es 1,1g/ml determine el %m/v del solvente.

Datos

Soluto: 80gSolución: 500ml D= 1,1g/ml[m/v] soluto: ¿?[m/v] solvente: ¿?

Respuesta

500ml sol 80g sto100ml sol XX = 16% m/v sto

1,1g sol 1ml sol X 500ml solX = 550g sol

550g sol – 80g sto = 470g ste

500ml sol 470g ste100ml sol XX = 94% m/v ste

9. 300 mililitros de cierta solución acuosa contiene 60 mililitros de alcohol etílico (CH3CH6OH) determina el %v/v del soluto. Si los volúmenes son aditivos, determina el %v/v del solvente.

Datos

Solvente = ¿?Solución = 300mlSoluto = 60ml[% v/v] soluto = ¿?

*en toda reacción binaria la suma de los porcentajes del

soluto y del solvente dan 100.

Respuesta

300ml sol 60ml sto100ml X X = 20% v/v Sto

300ml sol 240ml ste100ml sol XX = 800% v/v ste

%v/v Sto + %v/v Ste = 10020%v/v + 80%v/v = 100

Problemas de Unidades Físicas

1. Una solución está formada por 324gramos de agua y 120gramos de ácido acético (CH3COOH). Determina la fracción molar de cada uno.

75

Datos

Soluto: 120g CH3COOHSolvente: 324g H2O

Masa Molecular CH3COOH = 60g/mol

Masa molecular H2O = 18g/mol

Respuesta

Nsto = g sto = 120g = 2mol MM sto 60g/mol

Nste = g ste = 324g = 18mol MM ste 18g/mol

XC2H4O2 = N sto = 2moles = 0,1 N sol 20moles

XH2O = N ste = 18moles = 0,9 N sol 20 moles

Xsto + Xste = 10,1 + 0,9 = 1

2. Una solución está formada por 30gramos de glucosa (C6H12O6) y 500gramos de agua. Determine la fracción molar de cada uno.

Datos

MM H2O = 18g/mol

MM C6H12O6 = 180g/mol

Respuesta

Nsto = g sto = 30g = 0,167mol MM sto 180g/mol

Nste = g ste = 500g = 27,778mol MM ste 18g/mol

76

XC6H12O6= N sto =0,167moles = 0,00597 N sol 27,945moles

XH2O = N ste = 27,778moles = 0,994 N sol 27,945 moles

3. Determine la fracción molar en una solución al 10% m/m de C6H12O6.

Datos

Soluto: 10g Solución: 100gMM C6H12O6 = 180g/mol

Respuesta

Nsto = g sto = 10g = 0,056mol MM sto 180g/mol

Nste = g ste = 90g = 5mol MM ste 18g/mol

Xsto= N sto = 0,056moles = 0,011 N sol 5,056moles

Xste = N ste = 5moles = 0,989 N sol 5,056 moles

Ejercicios

1. Una solución acuosa de fluoruro de potasio (KF) contiene 40gramos de sal en 160gramos de solvente y densidad de 1,18g/cc. Determine el %m/m; %m/v; molalidad y molaridad.

Datos

Soluto: 40gSolvente: 160gSolución: 200g

Masa atómica: K = 39g/molF = 19g/mol

Masa molecular:KF = 58g/mol

Respuesta

% m/m = g sto x 100 G sol

%m/m = 40g x 100 = 20%m/m 200g

% m/v = g sto x 100 ml sol

%m/v = 40g x 100 = 16,949%m/v 236ml

77

m = g sto . MM sto x Kg ste.

m = 40g = 40g = 4,310mol/kg ste 58g/mol x 0,16kg 9,28

M = g sto . MM sto x lt solución.

M = 40g = 40g = 2,92mol/lt 58g/mol x 0,236lt 13,688

Ejercicios. Parte 2.

1. Se prepara una solución que contiene 6gr de soluto cuya masa molecular es 60g/mol en 500cc de solución. Expresa su concentración en %m/v y su molaridad.

Datos

Soluto: 6gMM Soluto: 60g/molSolución: 500cc%m/V = ¿?Molaridad: ¿? (mol/l)

Respuesta

6g Sto 500cc sol X 100cc solX = 1,2%m/v

60g sto 1mol sto6g sto XX = 0,1moles sto

1000cc 1l500cc XX = 0,5lt

M = mol = 0,1 = 0,2mol/lt Lt 0,5

2. Se dispone de una solución alcohólica de 2molar (2M) de un soluto cuya masa molecular es 84g/mol. Determine que masa de soluto está presente en: A) 500cc de solución; B) 1000cc de solución; C) 3lt de solución.

Datos

2M = 2m / ltMM Sto = 84g /mol

Masa de soluto en:A) 500cc de solución; B) 1000cc de solución;

C) 3lt de solución.

78

Respuesta

*Aplicando las fórmulas:A) MM sto x lt sol x M = 84g/mol x 0,5lt x 2m/lt = 84g sto

B) MM sto x lt sol x M = 84g/mol x 1lt x 2mol/lt = 168g stoC) MM sto x lt sol x M = 84g/mol x 3lt x 2mol/lt = 504g sto.

3. Una solución al 20% en m/m de un soluto cuya MM es de 46,07g/mol tiene una densidad de 0,966g/cc, determinar: A) fracción molar, Molalidad, Molaridad.

Datos

20% m/mMM sto = 46,07g/molD = 0,966g/cc

Xsto y Xste = ¿?m = mol/kg ste = molalM = mol/lt = Molar.

Respuestas

46,07g sto 1mol sto20g XX = 0,434moles sto.

18g ste 1mol ste80g ste XX = 4,44 moles ste

Xsto= N sto = 0,434moles = 0,089 N sol 4,878moles

Xste = N ste = 4,444moles = 0,9111 N sol 4,878 moles

m = g sto . MM sto x Kg ste.

m = 20g = 20g = 5,425mol/kg ste46,07g/molx0,08kg 3,686kg

M = g sto . MM sto x lt solución.

M = 0,434moles sto = 4,173moles/lt 0,104 lt

79


1. Con el objeto de interpreter el significado estequiométrico, resuelva la siguiente ecuación química.

MgO + 2 HCl MgCl2 + H2OMol 1mol 2 moles 1mol 1molMasa 40,3g 73g 95,3g 18gLitros en CN 22,4 lt 44,8 lt 22,4 lt 22,4 lt

2. Calcular la molaridad de una solución que contiene 20gramos de H2SO4 en 200cm3 de solución.

Datos

Soluto = 20gSolución = 200cm3

MM H2SO4 = 98g/mol

Respuesta

20g x 1 mol = 0,204moles 98g

200ml x 1 lt = 0,200 lt 1000ml

M = 0,204 moles = 1,02mol/l 0,200 lt

3. Calcular la molaridad de una solución al 3,5% m/m de HCl que tiene una densidad de 1,09g/cm3

DatosSoluto = 3,5gramosSolución = 100gr

Respuestas

D= M V = M V = 100g = 91,743ml

V D 1,09g/cm3

91,743 ml x 1 lt = 0,092 lt 1000ml

3,5g x 1mol = 0,096moles 36,5g

M = 0,096moles = 1,043 mol/lt 0,092 lt

4. Calcular la molaridad de una solución de NaCl de 2,5molal y densidad 1,03g/cm3

Datos

MM NaCl = 58,5g/molSolución = 1146,25gSoluto = 146,25g

Solvente = 1000g

80

Respuesta

2,5moles x 58,5g = 146,25g sto 1mol

D=MV=MV=1146,25g=1112,864ml

V D 1,03g/cm3

1112,864cm3 x 1 lt = 1,113 lt 1000cm3

M = 2,5moles = 2,246 moles/lt 1,113 lt

5. Calcular la molaridad y Molalidad de una solución de HCl al 37% m/m y densidad 1,19g/cm3.

Datos

Solución = 100gSoluto = 37gSolvente = 63g

Respuestas

63g x 1kg = 0,063kg 1000 g

37g x 1mol = 1,014moles 36,5g

D=M V=M V=100g = 84,033ml V D 1,19g/cm3

m = 1,014 moles = 16,095mol/kg 0,063kg

M = 1,014moles = 12,071mol/lt 0,084 lt

81


Observación: cuando se mezclan soluciones a cierta concentración la cantidad de soluto es aditiva y generalmente los volúmenes son aditivos.

1. Se mezclan 10cc de solución de cloruro de sodio (NaCl) 2molar con 60cc de solución del mismo soluto 8 molar. Calcule para la solución resultante la concentración en términos de molaridad y normalidad.

Datos

10cc (2M) + 60cc (8M) = 70cc

Respuesta

2moles sto 1lt solX 0,01lt sol

X = 0,02moles sto.

8moles sto 1lt solX 0,06lt sol

X = 0,48moles sto

0,02 + 0,48 = 0,50

* Para la solución resultante.

M = 0,5moles sto = 7,14moles0,07 lt

N = n x gr sto N = n x M MM x lt sol

N = n x M N = 1 x 7,14 = 7,14 eq/lt

2. Si se tiene ácido sulfúrico a 96% y densidad 1,589 g/ml y masa molecular de 98g/mol. Expresar su concentración en Molaridad, molalidad, fracción molar, y normalidad.

Datos

H2SO4: 96% m/mSolución: 100g

Soluto: 96gSolvente: 94gD = 1,589 g/molMM H2SO4: 98g/mol

82

a) M (mol/l)b) m (mol/kg ste)c) Xsto y Xsted) N

MM H2O = 18g/mol

Respuestas

96g H2SO4 x 1mol = 0,98moles H2SO4 98g

100gSol x 1ml x 1 lt =100 = 0,063l sol

1,589g 1000ml 1589A M = 0,98moles = 15,556mol/l 0,063 l sol

D N = n x MN = #H2 x MN = 2 x 15,556N = 31,112 eq/l

4g H2O x 1kg = 4x10-3 kg H2O 1000g

B m = 0,98ml = 245mol/kg ste 4x103 kg ste

C 4g H2O x 1mol = 0,222 moles H2O 18gXsto = 0,98moles sto = 0,817 1,202 moles solXste = 1 – 0,817 = 0,183Xste = 0,222moles ste = 0,185 1,202 moles sol

83

Ejercicios de Unidades de Concentración.

1. Cuál será la composición porcentual m/v (% m/v) de una solución acuosa 3Normal (3N) de sulfato de aluminio [Al2(SO4)3]:

Datos

3N = 1lt sol ó 1000ml y 3eq.gsto.

%m/v= ¿?

MM del Al2(SO4)3: 342g/mol

Respuestas1) Peso equivalente de la sal:MM Al2(SO4)3: 54gAl + 96gS + 192gO2 = 342g/mol

Peso equivalente Al2(SO4)3= MM / h#.342g/mol = 57g/eq 6eq g

3eq g Al2(SO4)3 x 57g = 171g Al2(SO4)3. 1eq g2) %m/v171g Al2(SO4)3 --> 1000ml sol

X <-- 100mlX = 17,1% m/v.

2. Una solución acuosa al 40% en masa (%m/m) e sulfato de amonio [(NH4)2SO4] tiene una densidad de 1,23g/ml. Calcule molalidad, y molaridad de la solución.

Datos

40% m/mSolución: 100gSoluto: 40g (NH4)2SO4Solvente: 60g H2O

Densidad: 1,23g/ml

a) m (mol/kg ste)b) M (mol/l)

84

RespuestaA MM (NH4)2SO4: 28gN + 8gH + 32gS + 64gO = 132g/mol

40g (NH4)2SO4 x 1 mol = 0,303moles sto.

132g

60gH2O x 1kg = 0,06kg H2O 1000g

m = 0,303moles = 5,05 mol/kg ste. 0,06 kg ste

100g sol x 1ml = 81,301ml sol 1,23g

81,301ml sol x 1 lt = 0,081 lt 1000mlB M = 0,303mol = 3,741 mol/lt 0,081lt

N = # x MN = 2 x 3,741 = 7,482 eq.g /lt

3. Si un recipiente contiene una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) 2M, cuya densidad es 1,44g/mol. Calcule: a) molalidad de la solución. b) gramos de soluto en 200g de solución.

Datos

Solución de H2SO4.2M= 2mol/lD = 1,44g/mla) m = ¿? (mol/kg ste)b) g sto --> 200g sol.

MM de H2SO4: 98g/mol

85

RespuestaA 1000ml sol x 1,44g = 1440g sol 1ml sol

2moles H2SO4 x 98g = 196g H2SO4

1mol

G ste = 1440g sol – 196g sto = 1244g ste

1244g ste x 1kg = 1,244kg ste. 1000g

m = 2moles sto = 1,608 mol/kg ste 1,244kg steB 196g sto --> 1440g sol

X <-- 200g sol X = 27,222 g sto

IndicadoresSustancias

Ácido / vinagre Bases / bicarbonato de sodio

Azul de Bromotimol Amarillo AzulAnaranjado de metilo Rosado AmarilloFenolfteleina Incoloro FucsiaPapel tornasol rosado Incoloro (quedó igual) Azul

86


1. El peso equivalente del ácido clorhídrico es:Peso eq = HCl 36,5g/mol = 36,5 g/eq 1eq

2. El peso equivalente en gramos del Ácido Nítrico es:Peso eq = HNO3 = 63g/mol = 63g/eq

1eq

3. El peso en gramos del NaOH es:Peso eq = NaOH = 40g/mol = 40g/eq

1eq

4. El peso equivalente del sulfato de calcio es:Peso eq = CaSO4 = 136g/mol = 68g/eq

2eq

5. El peso equivalente en gramos del nitrato de magnesio es:Peso eq = Mg(NO3)2 = 148g/mol = 74g/eq

2eq

6. La normalidad expresa: Número de equivalente de sustancias disueltas por litros de

solución.

7. Para preparar 400ml de solución 0,5N se requieren:Datos

400ml sol0,5N= 0,5eq --> 1lt

Respuesta

Peso eq= NaOH = 40g/mol = 40g/eq

1eq40g --> 1eq

87

X <-- 0,5eqX = 20g

1000ml sol --> 20g sto400ml sol --> XX = 8g NaOH

8. ¿Cuántos gramos de KOH hay en 300ml de solución 0,42N?Datos

300ml solución0,42N = 0,42eq --> 1lt

Respuesta

Peso eq = KOH = 56g/mol = 56g/eq

1eq

56g --> 1eq X <-- 0,42eqX = 23,52g

1000ml sol --> 23,52g sto300ml sol --> X X = 7,056g sto.

9. ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 40g de HCl en 600ml de solución?

Datos

600ml sol = 0,6lt sol40g HClN = eq/lt

RespuestaPeso eq = 36,5g/mol = 36,5g/eq

1eqEquivalente en gramos: 40g = 1,096g/eq

1eq0,6lt sol --> 1,096eq1lt sol --> XX = 1,827 N

10. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 50g de cloruro de sodio en 400ml de solución?

50g x 1mol = 0,855 mol 58,5g

M = mol sto = 0,855mol = 2,138mol/lt = 2,138M Lt sol 0,4lt

11. ¿Cuál es la molaridad de una solución 4N de ácido fosfórico?M = N = 4N = 1,333M

Eq 3eq

88

12. ¿Cuál es la normalidad de una solución 3,5M de hidróxido de calcio?

N = eq x MN = 2eq x 3,5MN = 7eq/l

13. ¿Cuál es la normalidad de una solución preparada disolviendo 4gramos de Ca(OH)2 en agua hasta completar 200ml de solución?

Datos

4g de Ca(OH)2200ml solN = eq/lt

Respuestas

Peso eq Ca(OH)2 = 74g/mol = 37g/eq

2eq

Equivalente en gramos = 4g = 0,108eq 37eq/g

0,2lt --> 0,108eq1 lt --> XX = 0,54N

14. ¿Cuál será la normalidad de una solución que se prepara disolviendo 2,5g de cloruro de bario en agua hasta completar 350ml sol?

Datos

2,5g BaCl2350ml solN = eq/lt

Respuesta

Peso eq=BaCl2 = 172,5g/mol = 86,25g/eq

2eq

Equivalente en gramos = 0,25g = 0,029eq 86,25eq/g

0,35 lt --> 0,029eq1 lt --> XX = 0,083N


1. ¿Cuántos gramos de soluto son necesarios agregarle a 40gramos de una solución al 20% m/m para que su concentración ascienda a 25% m/m?

89

Datos

G sto + 40g sol al 20%m/m = 25%m/m

25% m/m = 25g sto en 100g solX = g sto.

Respuesta1 40g sol x 20g sto = 8g sto

100g sto2 25g sto = x + 8g sto = 100g sol 40g sol + x

25*(40+X) = 100*(X+8) =1000 + 25X = 100X + 8001000 – 800 = 100X – 25X200 = 75X X = 200 = 2,667g sto 75

2. Se tiene 300g de una solución al 40% m/m ¿Qué cantidad de solvente hay que agregarle a dicha solución para que su concentración disminuya hasta el 10% m/m?

Datos

300g sol al 40%m/m + g ste = 10%m/m

10% m/m = 10g sto en 100g sol.

Respuestas1 300g sol x 40g sto = 120g sol

100g sol

10g sto = 120g sto = 100g sol 300g sol + X

10*(300 + X) = 120*1003000 + 10X = 1200010X = 12000 – 3000X = 9000 10 X = 900g ste.2 120g sto x 100 = 10%m/m1200g sol

90

Se mezclan 10ml HCl 0,1mol/lt; 23,5ml HCl 0,25mol/lt y 8,6ml HCl 0,32mol/lt. ¿Cuál es la concentración molar de la solución resultante?

Datos

10ml sol + 23,5ml sol + 86ml sol 0,1M 0,25M 0,32M

MM HCl = 36,5g/mol

Molaridad = mol/lt

Respuesta

Sol total: 10ml + 23,5ml + 8,6ml = 42,1ml --> 0,042 lt

Peq = 36,5g = 36,5g/eq 1eq

Sto total = 3,65g + 9,125g + 11,68g = 24,455g sto.

24,445g HCl x 1mol = 0,67 moles HCl

36,5g

M = 0,67moles = 15,952 moles/lt0,042 lt

91

A la reacción ácido-base suele llamársele reacción de neutralización. Cuando se añade suficiente cantidad de base fuerte para reaccionar en forma exacta con ácido fuerte, se dice que dicho ácido se ha neutralizado. En esta reacción siempre se produce agua.

Ejemplo de una reacción de neutralización:

NaOH + HCl --> NaCl + H2OBase + ácido --> sal + agua.Hidróxido de sodio + ácido clorhídrico --> cloruro de sodio +

agua.

1. Cálculo del volumen en reacciones de neutralización (estequiometría de soluciones)

92

¿Qué volumen de solución se requiere para neutralizar 25ml de sol de NaOh 0,35M?Paso 1: escribir la ecuación balanceada de la reacción.

NaOH + HCl --> NaCl + H2O

Paso 2: calcular los moles de los reactivos.En este problema se indica que se usa un volumen (25ml) de

NaOH 0,35M y se desea añadir la suficiente cantidad de HCl 0,100 M para neutralizar la solución de NaOH. Por lo tanto hay que calcular el número de moles de NaOH en la muestra de 25ml de NaOH 0,35M. Para ello se transforma el volumen a litros y se multiplica por la molaridad.

25ml NaOh x 1 lt x 0,35mol NaOH = 8,75x10-3 moles de NaOH 1000ml 1lt NaOH

Paso 3: determinar qué reactivo es el limitante.En este problema hay que añadir suficiente HCl para reaccionar

exactamente con el NaOH presente, de manera que el número de moles de NaOH presentes determina el número de moles de HCI que hay que añadir. El NaOH es el reactivo limitante.

Paso 4: Calcular los moles de HCl necesarios.La ecuación balanceada dice que los reactivos NaOH y HCl

reaccionan en proporción exacta 1:1, de manera que se requieren 8,75 x 10-3 moles de HCI para neutralizar (y reaccionar con exactitud) los 8,75 x 10-3 mol de NaOH presentes.

Paso 5: Calcular el volumen de HCl 0,100M necesariosA continuación se encuentra el volumen (V) de HCl 0,100M que se

requiere. Como el volumen (en litros) multiplicado por la molaridad da el número de moles, se tiene que:8,75 x 10-3 moles de HCl x 1lt HCl = 8,75 x 10-2 litros de HCI 0,100mol HCl

Transformado a mililitros:8,75 x 10-2 litros HCl x 1000ml = 87,5 ml HCl 1 lt

Por lo tanto se requieren 87,5ml de HCl 0,100M para neutralizar 25ml de NaOH 0,35M

En toda reacción de neutralización se debe cumplir el principio de neutralización:

93

Equivalentes gramos del Ácido = Equivalentes gramos de la Base

A nivel experimental para saber el punto de equivalencia de una neutralización se utilizan los indicadores ácido-base, los cuales permiten detectar visualmente mediante un cambio de coloración dicho punto de equivalencia.

En todas las reacciones de neutralización se forma una sal más agua.


1. 2 HNO3 + Ca(OH)2 --> Ca(NO3)2 + 2 H2OÁcido nítrico + Hidróxido de calcio --> Nitrato de calcio + agua.Al agregar el indicador observo:Equivalente gramos HNO3 = Equivalente gramos Ca(OH)2

2. HCl + KOH --> KCl + H2OÁcido Clorhídrico + hidróxido de potasio --> cloruro de potasio + agua.Al agregar el indicador observo:Equivalente gramos HCl = Equivalente gramos KOH

3. Calcule el volumen de HNO3 0,100 M que se requiere para neutralizar 125ml de KOH 0,05 M.

HNO3 + KOH --> KNO3 + H2OV = ¿? 125ml 0,1 M 0,05M

N = n eq x MN = 1 x 0,1 = 0,1N HNO3

N = 1eq x 0,05 = 0,05N KOH

0,05 eq g sto x 0,125 lt sol = 6,25x10-3 eq g KOH1 lt sol

6,25x10-3 eq HNO3 x 1 lt HNO3 = 6,25x10-2 lt HNO3 0,1eq

94

6,25x10-2 lt x 1000ml = 62,5 ml HNO3 1 lt

Método Matemático para resolver problemas en forma directa de neutralización:

Basado en el concepto de normalidad (N = eq g sto / lt sol)N = eq g sto ==> N x V = eq g sto ==> Na x Va = Vb x Vb lt sol

Basándonos en el concepto de Normalidad y en el principio de neutralización podemos decir que Na x Va = Vb x Vb, por lo tanto:Na = normalidad del ácido.Va = volumen del ácido.Nb = normalidad de la base.Vb = volumen de la base

N = eq => N x Lt = eq. V (lt)

4. Si 33,82ml de solución de HNO3 de molaridad desconocida requieren 29,95ml de solución de NaOH 0,100 M para neutralizarse, ¿Cuál es la concentración de la solución de HNO3?

HNO3 + NaOH --> NaNO3 + H2O33,82ml 29,95mlM = ¿? 0,100M

N = n eq x MN = 1 eq x 0,1 M = 0,1 N NaOH

Na x Va = Nb x Vb ==> Na = Nb x Vb Va

Na = Nb x Vb ==> 0,1eq/lt x 29,95ml = 0,089 eq/lt Va 33,82 ml

N = n eq x M ==> M = N ==> M = 0,089 N = 0,089 mol/lt n eq 1 eq

95

Reacciones de neutralización a partir de la normalidad.Ejemplo:¿Qué volumen de solución de NaOH 0,075 N se requiere para reaccionar exactamente con 0,135litros de H3PO4 0,45N?

Se sabe que para la neutralización:Equvalentes (ácido) = Equivalentes (Base), es decir:N ácido x V ácido = N base x V base.

Se desea calcular el volumen de la base (V base), por lo tanto se despeja de la ecuación:

V base = Na x Va Nb

Ahora se sustituyen los valores conocidos; Na = 0,45N; Va = 0,135 lt; Nb = 0,075N en la ecuación:

V base = 0,45eq/lt x 0,135lt = 0,81lt 0,075 eq/lt

5. ¿Qué volumen de H2SO4 0,5N se requieren para reaccionar exactamente con 0,25 lt de KOH 0,8N?

H2SO4 + 2 KOH --> K2SO4 + 2 H2O0,5N 0,8NV = ¿? 0,25 lt

Va = Nb x Vb ==> Va = 0,8 eq/lt x 0,25 lt = 0,4 lt H2SO4 Na 0,5 eq / lt

6. ¿Cuántos ml de NaOH 0,5N se requieren para neutralizar con exactitud 15ml de H2SO4 0,35N?

H2SO4 + 2 NaOH --> Na2SO4 + 2 H2O0,35N 0,5 N15ml V = ¿?

Vb = Na x Va ==> Vb = 0,35eq/lt x 15ml = 10,5ml NaOH Nb 0,5eq/lt

7. Se requieren 27,5ml de la solución de Ca(OH)2 3,5x10-2 N para neutralizar 10ml de solución de HNO3 de concentración desconocida ¿Cuál es la normalidad del ácido nítrico?

Ca(OH)2 + HNO3 --> Ca(NO3)2 + H2O27,5ml 10ml0,035 N N = ¿?

96

Na = Nb x Vb ==> Na = 0,035eq/lt x 27,5ml = 0,096 eq/lt Va 10ml

97

Antes de desarrollar la práctica siempre se deben recordar algunos

conceptos con los que la persona pueda desarrollar más fácilmente los ejercicios y la práctica experimental sea menos compleja de entender:

Disoluciones, en química, mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de disolvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido.

Dilución: mezclas preparadas a partir de la concentración de otras, es decir, cuando una solución a través de un proceso pierde su grado de concentración se le llama dilución.

Ejercicios

1. Se desea preparar 1000 cm3 de alcohol isopropílico al 70% v/v a partir de alcohol isopropílico absoluto (al 99% volumen).

Datos

1 lt sol = 99% v/v + x steSol 70% v/v

70% v/v = 70ml sto en 100ml sol

99% v/v = 99ml sto en 100 sol.

Respuesta

70ml sto x 1000 ml sol = 700ml sto100ml sol

700ml sto x 100ml sol = 707,07 ml sol

99ml sto

1000ml sol =707,07ml sto + 292,93ml ste

Preparación de una solución a partir de un sólido:

2. Se desea preparar un litro de solución 0,5N de NaF a partir de NaF al 99% de pureza.

Datos

1 lt sol = NaF + X ste

0,5N 99% m/m

MM NaF = 42g/mol

98

NaF 0,5N = 0,5eq q sto / lt

0,5N = 0,5g eq sto en 1 lt sol99% m/m = 99g sto en 100 g sol.

Respuesta

Peso equivalente:P eq NaF= 42g = 42g/eq

1eq

0,5eq x 1 lt sol = 0,5 eq g NaF 1 lt sol

0,5eq g NaF x 42g = 21g NaF1eq

99g NaF --> 100g sol (pote)21g NaF --> XX = 21,21g pote o sol.

3. Se desee preparar 1000ml de solución de HCl con 4N a partir de una solución concentrada del mismo ácido al 32% m/m de pureza y densidad 1,19g/ml ¿Cómo haría usted para preparar dicha solución?

HCl + Ste --> 1000ml = 1 lt 1,19g/ml 4N HCl 32/ m/m Concentrada Diluida (se suma el ste)

1 4eq x 1 lt = 4eq g HCl1 lt2 Peso eq HCl = MM ==> 36,5g/mol = 36,5g/eq

Eq 1 eq 3 4eq g HCl x 36,5g = 146g HCl

1 eq4 146g HCl x 100g sol (envase, concentrada) = 456,25 g (envase)

32g HCl (sto)5 456,25g HCl (envase) x 1ml = 383,403ml del envase (tengo que sacar del envase)

1,19g

a) Determinar el volumen de solución concentrada que ha de diluirse en agua hasta llegar a 1000ml.

99

b) Con la ayuda de la pipeta graduada y la propipeta, se toman 383,403ml de solución concentrada (del envase) y se agrega en el matraz aforado de 1000ml, finalmente se añade agua destilada hasta la llegar a la línea de aforo (completar los 1000ml), luego, se coloca la tapa del matraz, y se prosigue a homogeneizar la solución asegurando la tapa con los dedos índices y medios, agitando con mucho cuidado.

4. 200gramos de sal común (NaCl) se disuelven en agua hasta completar 800ml de disolución. Posteriormente de dicha disolución se toman 100ml y se diluyen en agua hasta obtener 500ml. Si la disolución posee una densidad de 1,09g/ml, determina la concentración de la misma en %m/m; %m/v; molaridad.

200g en 800ml sol --> se toman 100ml + H2O = 500ml solNaCl d = 1,09g/ml

% m/m % m/v Molaridad

1 200g NaCl --> 800ml sol X <-- 100ml solX = 25g NaCl (en 100ml)2 % m/v25g NaCl --> 500ml sol

X <-- 100ml solX = 5% m/v3 500ml sol x 1,09g = 545g sol

1 ml% m/m545g sol --> 25g sto100ml sol --> X X = 4,58% m/m4 Molaridad = moles de soluto en 1 lt solución.25g NaCl x 1mol = 0,427 moles NaCl

58,5g

500ml x 1 lt = 0, 5 lt 1000ml

M = mol ==> 0,427mol = 0,854mol/lt Lt 0,25 lt

100

PRACTICA 1.

Preparación de soluciones.

Objetivo: Utilizar técnicas de laboratorio para preparar soluciones a partir de un soluto puro, un soluto impuro, una sal hidratada y de una solución concentrada (madre).

Para preparar una solución o disolución se puede partir de:a) Un soluto purob) Un soluto impuroc) Una sal hidratadad) De otra solución (cuando se parte de una disolución, ésta

debe tener una concentración mayor que la disolución que se desea preparar y el proceso se le denomina dilución)

Ejercicio: Determinar la cantidad de cloruro de magnesio (MgCl2) que se necesita para preparar 250 cm3 de disolución de MgCl2 (MM = 95,3 g/mol), con una concentración de 0,2 mol/l; partiendo de:

a) Un MgCl2 purob)Un MgCl2 al 90% de purezac) Un MgCl2.2H2O (MM = 131,3 g/mol)d)Una disolución de MgCl2 de concentración 2 mol/l

101

Observación: En los casos a, b, c; utilizando la balanza se pesa la cantidad de soluto necesaria. En un matraz aforado (recipiente que se utiliza para preparar volúmenes exactos de disoluciones) de 250 cm3

previamente lavado, el cual contiene una pequeña porción de agua destilada, se agrega el soluto, poco a poco, agitando y agregando agua destilada hasta total disolución.

Luego de agregar todo el soluto se completa con agua destilada hasta la línea de aforo, posteriormente se coloca la tapa del matraz aforado y se agita para homogeneizar la disolución. La disolución preparada tendrá el volumen y la concentración deseada.

En el caso “c”, lo único que cambia del proceso descrito, es que la disolución madre (disolución de donde se parte para preparar la disolución diluida), se mide el volumen calculado utilizando una pipeta según la cantidad a medir (recipientes calibrados que permiten medir volúmenes exactos del líquido)

Ejercicios

1. Se tienen 250ml de una solución de HCl al 15% m/m y densidad 1,05g/ml. Determina la concentración que alcanzará dicha solución en %m/m; molaridad cuando:

a. Se le agrega 100gramos de Agua.b. Se le agrega 100mililitros de una disolución del mismo ácido

con una concentración del 10% m/m y una densidad de 1,059g/ml.

A)

250ml HCl+ 100g H2O =m/m; M (mol/lt)15% m/m + ó 100ml H2O (d = 1g/ml)D = 1,05 g/ml1 1,05g sol --> 1ml sol

X <-- 250ml solX = 262,5g sol2 100g sol --> 15g sto262,5g sol --> XX = 39,375g sto.3 262,5g sol + 100g sol = 362,5g sol

4 362,5g sol --> 39,375g sto100g sol --> XX = 10,83% m/m5 250ml sol + 100ml H2O (ste) = 350ml = 0,35 lt.6 39,375g x 1mol = 1,079moles

36,5g7 0,35 lt sol --> 1,079moles1 lt sol --> XX = 3,082 mol/lt

102

B)

250ml HCl + 100ml HCl = % m/m; M15% m/m 10% m/mD = 1,05g/ml d = 1,059g/molSto = 39,375gSol = 262,5g1 1,059g sol --> 1ml

X <-- 100mlX = 105,9g sol2 100g sol --> 10g sto105,9 g sol --> X

X = 10,59g sto3 39,375g sto + 10,59g sto = 49,965g sto4 262,5g sol + 105,9g sol = 368,4g sol5 368,4g sol --> 100%49,65g sto --> XX = 13,56% m/m

Preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas

Objetivo General: preparar soluciones utilizando técnicas de laboratorio.

103

Experimento #1: preparar una disolución diluida a partir de una solución concentrada.

Objetivo Específico: preparar 100ml de sol de HCl de 0,1N.

¿Cómo hago para preparar la solución?A través de un proceso de dilución, siguiendo los siguientes pasos.

1. Determinar el volumen de solución concentrada que debe diluirse hasta 100ml.

Solución concentrada de HCl Solución diluida de HCl Pureza 32 %m/m 100ml de sol MM= 36,5 g/mol 0,1N (0,1eq. G /1lt sol) D= 1,19 g/ml I 0,1eq g sto --> 1 lt sol

X <-- 0,1 ltX = 0,01 eq. G sto.II P eq = MM = 36,46g/mol = 36,46g /eq

# 1eqIII 36,46g --> 1eq X <-- 0,01eq X = 0,365 g HClIV 32g HCl --> 100g del recipiente 0,365 g HCl --> X X = 1,141g del recipiente.

V 1,19g recipiente --> 1ml 1,141g recipiente --> X X = 0,959ml del recipiente HCl (solución concentrada)VI Sol = Sto + Ste. 100ml = 0,959ml – X X = 99,041mlVII Sol = Sto + Ste 100ml = 0,959ml + 99,041ml

2. Colocar la propipeta.3. Succionar la cantidad de HCl necesario (previamente colocado en

otro recipiente) en el matraz aforado.4. Agregar agua destilada hasta la línea de aforo del matraz aforado5. Homogeneizar la solución.6. Colocar la solución en un recipiente adecuado (para que se

conserve y pueda ser utilizada para otros experimentos).

Ejercicios.

104

1. Se tiene una solución de Hidróxido de Aluminio al 40% pureza (%m/m) y densidad 1,23g/ml. Determine Molaridad; molalidad, normalidad, fracción molar del soluto y solvente (Xsto, Xste).

Datos

Al(OH)3 = hidróxido de aluminio.

Masas Atómicas:Al = 27 g/molO = 16 g/molH = 1 g/mol

Masa Molecular Al(OH)3:78g/mol

40% pureza = 40%m/m40g sto --> 100g sol60g ste --> 100g sol

D = 1,23g/ml

Determinar:M = mol/ltm = mol/kg ste.N = #eq sto/ lt sol Xsto = moles sto / moles solXste = moles ste / moles sol

Respuesta1 40g Al(OH)3 x 1mol = 0,513 moles Al(OH)3

78g2 100g sol x 1ml = 81,301ml sol.

1,23g3 81,301ml sol x 1lt = 0,081 lt sol

1000ml4 M = moles sto => 0,513moles = 6,333mol/lt lt sol 0,081 lt5 N = # (H2) x MN = 3 x 6,333 mol/lt = 18,999 eq/lt6 Sol = sto + ste100g = 40g + 60g7 60g x 1kg = 0,06 kg ste 1000g8 m = moles sto => 0,513moles = 8,55mol/kg ste Kg ste 0,06 kg 9 60g H2O x 1mol = 3,333 moles de H2O

18g10 Xsto = moles sto = 0,513mol = 0,133

Moles sol (0,513 + 3,333)mol11 Xste = moles ste = 3,333mol = 0,867

105

Moles sol (0,513 + 3,333)mol

2. ¿Qué masa de sulfato de sodio (Na2SO4) es necesaria para preparar 1800ml (1,8 lt) de una solución de 0,5molar.

Datos

0,5 M 1800 ml = 1,8 lt sol

g Na2SO4 = ¿?

Masa Atómica:Na = 23g/molS = 32g/molO = 16g/mol

Masa Molecular:Na2SO4 = 142g/mol

Respuesta

0,5moles Na2SO4 x 1,8 lt sol = 0,9 moles sto 1 lt sol

0,9moles Na2SO4 x 142g Na2SO4 = 127,8 g sto

1 mol Na2SO4

N = # x MN = 2 x 0,5 = 1eq/lt

3. Se disuelven 8 gramos de de sulfato cúprico (CuSO4) pentahidratado al 90% de pureza en 1500ml (1,5lt) de solución. Determine la molaridad.

Datos

M = mol/lt

8g de CuSO41500 ml = 1,5 lt90% m/m

Masa atómica:CuSO4 x 5 H2OCu = 63,5g/molS = 32g/molO = 16g/molH = 1g/mol

Masa MolecularCuSO4 = 249,5g/mol

Respuesta1 8g CuSO4 x 5H2O x 90g Puros = 100g impuros

= 7,2g CuSO4 x 5H2O (puros)

2 7,2g CuSO4 x 5H2O x 1mol CuSO4 x 5H2O

249,5g CuSO4 x 5H2O

= 0,029moles CuSO4 x 5H2O.

3 M = mol = 0,029 moles = 0,019mol/lt

106

Lt 1,5lt sol 4 N = # x MN = 2 x 0,019 = 0,038 eq/lt

4. Se mezclan 400ml de una disolución de ácido nítrico al 63% m/m de densidad igual a 1,34g/ml, con 300g de una disolución del mismo ácido con una concentración de 1,8mol/lt y de densidad 1,109 g/ml. Determine la concentración de la disolución resultante en unidades de molaridad y normalidad.

A B R40ml sol + 300g sol HNO3 = Sol R63% m/m 1,8mol/lt M = ¿?1,34 g/ml d = 1,109 g/mol N = ¿?

Moles sto + moles sto = moles sto R

40ml sol x 1,34g sol = 53,6 g sol A 1ml sol

63g HNO3 x 53,6g sol = 33,768 g HNO3 A100 g sol

33,768 g HNO3 x 1mol HNO3 = 0,536 moles HNO3 A 63g HNO3

300g sol B x 1ml sol B = 270,514ml sol B 1,109g sol B

1,8moles HNO3 x 0,271lt = 0,488moles HNO3 B1 lt sol

Moles R = moles A + Moles BMoles R = 0,536moles + 0,488moles = 1,024moles R

Volumen R = 40ml + 270,514ml = 310,514 ml R

M = mol = 1,024mol = 3,293 mol/lt Lt sol 0,311 lt sol

N = # x MN = 1 x 3,293 = 3,293eq/lt

107

PRACTICA 2.

Preparación de Soluciones a partir de un sólido

Objetivo General: utilizar las técnicas de laboratorio para preparar soluciones a partir de sólidos.

Experimento #1: preparar una disolución diluida a partir de una solución sólida.

Objetivo Específico: preparar 100ml de solución de NaOH de 0,1N.

Pasos:1. Determinar la masa de NaOH que debe ser pesada en la balanza.

0,1eq g NaOH x 0,1lt = 0,01 eq g NaOH1 lt sol

Peso eq g NaOH = MM = 40g = 40g/eq # 1eq

0,01eq g NaOH x 40g = 0,4g NaOH (puros)1eq

0,4g NaOH (puros) x 100g envase = 0,416 g envase (pesar en la balanza)

96 g puros

Impureza = 0,4g puros – 0,416 envase = 0,016g impuros.

2. Nivelar la balanza.3. Pesar un vaso de precipitado vacío, limpio y seco.

Peso del vaso de precipitado: 51,79g. 4. Se suma al peso del vaso de precipitado la masa de NaOH que

debe ser pesado, y llevar las pesas de la balanza a dicho valor.5. Agregar con cuidado el sólido con ayuda de la espátula al vaso de

precipitado, hasta nivelar la balanza (el fiel de la balanza alcance el cero)

6. Retirar el vaso de precipitado del platillo de la balanza, colocando de nuevo las pesas en cero.

7. Se debe disolver el sólido (completamente) en el vaso de precipitado agregando agua destilada.

8. Se coloca un embudo con vástago en el matraz aforado.

108

9. se transfiere la solución contenida en el vaso de precipitado al matraz con la ayuda del agitador de vidrio y el lavado constante con agua destilada para que el traspaso sea cuantitativo o total.

10. Se agrega agua destilada al matraz aforado hasta la línea de aforo y luego se tapa, procediendo a agitar hasta homogeneizar la solución.

Ejercicios

1. Se mezclan 100ml de una solución 2M con 45ml de agua, determine la molaridad de la solución resultante y el volumen total.

100 ml (0,1lt) + 45ml (0,045lt) H2O = 145ml (V) (0,145 lt)

2M = 2mol/lt M ¿?

2mol x 0,1lt = 0,2moles sto1 lt

109

M = mol = 0,2 moles = 1,379 mol/lt Lt 0,145 lt

2. Se mezcla 100ml de una solución 2M con 60g de hidróxido de calcio de densidad 1,19g/ml. Determine la molaridad de la solución resultante.

100 ml (0,1lt) + 60g Ca(OH)2 = M ¿?2M = 2mol/lt d = 1,19g/ml

0,2moles Ca(OH)2 + 0,811moles = 1,011moles Ca(OH)2

60g Ca(OH)2 x 1mol = 0,811moles Ca(OH)2 74g

60g Ca(OH)2 x 1ml = 50,42ml1,19g

V = 100ml + 50,42 ml = 150,42ml

M = moles = 1,011moles = 6,74mol/ltLt 0,150ml

3. Se prepara una solución con 39,2 g H2SO4 en 200,8ml de H2O. Si la densidad de la solución obtenida es 1,5g/cc, la normalidad será?

Datos39,2g H2SO4200,8ml H2O (d = 1g/ml)D = 1,5g/cc

Peso equivalente H2SO4 = MM = 98g = 49g/eq # 2eq

39,2g H2SO4 1eq = 0,8g H2SO4 49g

Masa sol = 39,2g H2SO4 + 200,8g H2O (d = 1g/ml) = 240g sol

240g x 1cc = 160cc sol 1,5g

110

160cc x 1lt = 0,16lt sol 1000cc

N = #eq = 0,8eq = 5N Lt sol 0,16lt

N = # x MM = N = 5N = 2,5mol/lt

# 2

39,2g H2SO4 x 1mol = 0,4moles H2SO4 98g

200,8g H2O x 1kg = 0,201kg H2O 1000g

m = moles sto = 0,4moles = 1,99mol/kg ste. 1kg ste 0,201kg ste

200,8g H2O x 1mol = 11,156moles H2O ste 18g

Xsto = moles sto = 0,4moles sto = 0,035 Moles sol 11,556moles sol

X ste = 1 – 0,035 = 0,965

Conclusión de la práctica

Objetivo: Demostrar la manera de calcular la concentración de una solución que se prepara diluyendo una solución stock (concentrada).

Para ahorrar tiempo y espacio en el laboratorio, las soluciones que se emplean con frecuencia suelen compararse o prepararse en forma concentrada (se llaman soluciones stock). Se añade agua (o algún disolvente) para alcanzar la molaridad deseada en casos particulares. El proceso de añadir más disolvente a la solución se llama dilución. Por ejemplo, los ácidos comunes (ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido clorhídrico) de laboratorio se comparan en forma concentrada y se diluyen según se requiera. Para calcular una dilución característica se determina la cantidad de agua que debe añadirse a una cantidad de solución stock para obtener una solución de concentración deseada. Al efectuar estos cálculos hay que recordar que sólo se agrega agua en la dilución. La cantidad de soluto en la solución final, más diluida, es igual a la cantidad presente en la solución stock original. Es decir;

111

Moles de soluto después de la dilución = moles de soluto antes de la dilución

El número de moles de soluto permanece igual pero se añade más agua, por lo que el volumen aumenta y la molaridad disminuye. Permanece constante

M = moles de solutoVolumen (L)

Disminuye

Aumenta (se agrega agua)

Por ejemplo, si se desean preparar 500 mL de ácido acético 1 M. (CH3COOH) a partir de una solución stock 17,5 M de ácido acético, ¿Qué volumen de solución stock se necesita?

El primer paso es determinar el número de moles de ácido acético necesarios en la solución final. Esto se hace multiplicando el volumen de solución por su molaridad.Volumen de solución diluida (litros) x molaridad de la solución diluida = moles de soluto presentes.

El número de moles de soluto presentes en la solución más diluida es igual al número de moles e soluto presentes en la solución más concentrada (solución stock) porque ésta es la fuente de ácido acético.

Como la molaridad se define en términos de litros, primero se transforma 500 mL a litros y después se multiplica el volumen (en litros) por la molaridad.500 mL soluciónx1 L solución = 0,500 L solución

1000 mL0,500 L solución x 1 mol de CH3COOH = 0,500 mol de CH3COOH 1 L solución

Ahora se encuentra el volumen de ácido acético 17,5 M que contiene 0,500 moles de CH3COOH. Éste es el volumen desconocido V. Como volumen x molaridad = moles, se tiene que:V (litros) x 17,5 mol CH3COOH = 0,500 mol CH3COOH 1 L soluciónDespejando V, se tiene; V = O,500 mol CH3COOH 17,5 mol/ LV = 0,0286 L, o 28,6 mL, de solución.

Por lo tanto para preparar 500 mL de solución de ácido acético 1 M se toman 28,6 mL de ácido acético 17,5 M y se diluyen a un volumen total de 500 mL.

¿Cómo se prepara la solución?

112

a) 28,6 mL de solución de ácido acético 17,5 M se transfieren con la ayuda de una pipeta a un matraz volumétrico que ya contiene un poco de agua.

b) Se añade agua al matraz (con agitación) hasta que el volumen llega a la marca de aforo y la solución se mezcla invirtiendo el matraz varias veces.

c) La solución resultante es ácido acético 1 M.

113

Dilución a partir de sólidos

Objetivo: Demostrar la manera de calcular la masa a partir de la molaridad para preparar soluciones.

Este procedimiento se utiliza generalmente para preparar una solución estándar, la cual presenta una concentración que se conoce con exactitud. Cuando se dispone de un soluto adecuado en forma pura puede prepararse una solución estándar pesando una muestra de soluto y transfiriéndola en su totalidad a un matraz volumétrico (un matraz de volumen preciso) y añadiendo suficiente disolvente hasta la marca de aforo en el cuello del matraz.

EjemploPara analizar el contenido de alcohol de determinado vino, se

requiere 1 litro de solución acuosa de K2Cr2O7 0,200 M (dicromato de potasio). ¿Cuánto K2Cr2O7 sólido (MM = 294,2 g/mol) debe pesarse para preparar esta solución?

Se cuenta con los siguientes datos:Molaridad de la solución = 0,200 M

Volumen de la solución = 1 LEs preciso calcular el número de gramos de soluto (K2Cr2O7)

presentes (y por tanto la masa que se requiere para preparar la solución). Primero se determina el número de moles de K2Cr2O7 multiplicando el volumen (en litros) por la molaridad.

1 L solución x 0,200 moles K2Cr2O7 = 0,200 moles K2Cr2O7

1 L solución

A continuación se convierten los moles de K2Cr2O7 en gramos empleando la masa molecular del K2Cr2O7.0,200 moles K2Cr2O7 x 294,2 g K2Cr2O7 = 58,8 g K2Cr2O7 1 mol K2Cr2O7

Por tanto, para preparar 1 litro de K2Cr2O7 0,200 M hay que pesar 58,8 g de K2Cr2O7 y disolverlo en agua suficiente para tener 1 L de solución. Para ello se debe emplear un matraz volumétrico de 1 L.

Pasos a seguir para la preparación de una solución estándar1.- Se coloca una cantidad de peso conocido de sustancia (soluto) en el matraz volumétrico y se añade una pequeña cantidad de agua.2.- Se disuelve el sólido en agua haciendo girar lentamente el matraz (con el tapón en su sitio).

114

3.- Se añade más agua (con agitación suave) hasta que el nivel de solución llega a la marca de aforo en el cuello del matraz. Después se mezcla la solución a la perfección invirtiendo el matraz varias veces.

115

A continuación se presentan una serie de guias y ejercicios prácticos que ayudaran a mejorar la capacidad mental y lógica de cada persona (las guías y ejercicios fueron proporcionadas por el Profesor Franklin Burguillos, Coordinador de Ciencias del Colegio Nuestra Señora del Camino y de

Ejercicios de nomenclaturaObjetivos: OXIDOS BÁSICOS-ANHÍDRIDOS

FORMULE, NOMBRE, COMPLETE Y BALANCEE LAS SIGUIENTES ECUACIONES

1. Aluminio + Oxígeno 2. Calcio + Oxígeno 3. Cobre(I) + Oxígeno 4. Hierro(III) + Oxígeno 5. Cromo(VI) + Oxígeno 6. Yodo(V) + Oxígeno 7. Azufre(VI) + Oxígeno 8. Azufre(IV) + Oxígeno 9. Nitrógeno(III) + Oxígeno 10. Manganeso(VII) + Oxígeno 11. Cloro(I) + Oxígeno 12. Fósforo(III) + Oxígeno

TRASLADE LOS SIGUIENTES ENUNCIADOS A ECUACIONES QUÍMICAS BALANCEADAS

1. El hidrógeno gaseoso reacciona con el oxígeno gaseoso para formar agua

2. El cloro gaseoso reacciona con el oxígeno formando anhídrido clórico

3. El plomo metálico reacciona con el oxígeno molecular para formar óxido plúmbico

4. El hierro metálico reacciona con el oxígeno de la atmósfera para formar óxido férrico

5. El azufre sólido arde en presencia de oxígeno para formar trióxido de azufre

6. El platino metálico se oxido en presencia de oxígeno para formar óxido platínico

7. El oxígeno oxida al bario para formar un compuesto llamado óxido de bario

8. El oxígeno molecular reacciona con el potasio formando óxido de potasio

9. El mercurio reacciona con el oxígeno formando óxido mercúrico10. El Yodo reacciona con el oxígeno formando trióxido de

diyodo11. El manganeso es oxidado por el oxígeno a óxido

permangánico

Guía de repaso

Contenido: Ácidos hidrácidos, sales binarias o haloideas, hidróxidos o bases y cálculos basados en ecuaciones químicas balanceadas.

1.- Escriba el nombre de los siguientes compuestos:

a) BaCl2 b) NaI c) HBr d) Ba(OH)2 e) CuOH f) Pb(OH)4 g) FeBr3 h) Al(OH)3 I) KF j) CuS k) Ni(OH)3 l) H2S

2.- Escriba la fórmula de los siguientes compuestos:

a) Hidróxido platínico b) Cloruro de hidrógeno c) Yoduro de litio d) Sulfuro de potasio e) Hidróxido mercurioso f) Hidróxido de plata g) Sulfuro de plata h) Sulfuro plúmbico i) Yoduro de hidrógeno j) Yoduro de calcio k) Bromuro crómico l) Cloruro de aluminio

3.- Complete, nombre y balancee c/u de las siguientes ecuaciones químicas:

a) H2 + I2 b) HCl + Mg c) Fe(III) + H2S d) Al + HBr e) N2 + H2 NH3

f) FeO + H2O g) Óxido plúmbico + agua h) Óxido de hierro(III) + agua i) Sodio + agua j) Potasio + agua k) Calcio + agua(vapor) l) Magnesio + agua(vapor)

4.- Se hace reaccionar 30 gramos de potasio con suficiente ácido sulfhídrico. Determinar: a) Volumen a C.N. de hidrógeno producidos; b) Masa en gramos de sulfuro producida; c) Moles de ácido sulfhídrico que reaccionaron; d) Masa de ácido sulfhídrico que reaccionó.

5.- Se hace reaccionar 3 mililitros de cloro a C.N. con suficiente hidrógeno. Determinar:

a) Masa en gramos de ácido producidos; b) Volumen a C.N. de ácido que se forman; c) Masa en gramos de hidrógeno que reaccionó; d) Masa en gramos de cloro que reaccionó; e) Volumen a C.N. de hidrógeno que reacciona.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

1.- Calcular la molaridad de una solución que contiene 20 g de ácido sulfúrico en 200 cm3 de solución. R = 1,02 moles/dm3

2.- Calcular la molaridad de una solución al 3,5 % en masa de ácido clorhídrico que tiene una densidad de 1,09 g/cm3. R 1,04 mol/L

3.- Calcular la molaridad para una solución de ácido sulfúrico 0,8 N. R = 1,6 eq-g/dm3

4.- Calcular la molaridad de una solución de NaCl 2,5 molal y de densidad 1,03 g/dm3 R = 2,25 mol/dm3

5.- Calcular la normalidad, molaridad y la molalidad de una solución de ácido clorhídrico al 37% en masa y una densidad de 1,19 g/cm3. R = 12,06 mol/dm3; 12,06 eq-g/dm3; 16,09 mol/Kg ste

6.- Se mezclan 10 cc de solución de NaCl 2 molar con 60 cc de solución del mismo soluto 8 molar. Calcule, para la solución resultante, la concentración en términos de molaridad y normalidad. R = 7,14 mol/dm3

; 7,14 eq/dm3

7.- ¿Cuántos cm3 de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,18 g/cm3 y 36 % en masa de HCl son necesarios para preparar 500 cm3 de solución 2 normal? R = 85,18 cm3

8.- Calcular la fracción molar de cada componente en una solución preparada al mezclar 100 g de etlénglicol, C2H6O, con 100 g de agua.

NORMALIDAD (N)

La normalidad es otra unidad de concentración que se emplea en ocasiones, en especial al tratar con ácidos y bases. El uso de la

normalidad se enfoca principalmente a las cantidades de H+ y OH- disponibles en una reacción ácido base(neutralización)

Antes de estudiar la normalidad es necesario definir algunos términos:

Un equivalente de ácido es la cantidad de ese ácido que aporta un mol de iones H+.

Un equivalente de base se define como la cantidad de esa base que aporta un mol de iones OH-.

El peso equivalente de un ácido o base es la masa en gramos de un equivalente(equiv) de dicho ácido o base.

Los ácidos fuertes más comunes son HCl, HNO3 y H2SO4. Para el HCl y HNO3, cada molécula de ácido aporta un ion H+, de manera que un mol de HCl aporta un mol de iones H+. Esto implica que:

1 mol de HCl produce 1 mol de H+

1 mol de HCl = 1 equivalente de HCl

Masa molecular (HCl) = peso equivalente

De manera similar, para el HNO3:

1 mol de HNO3 produce 1 mol de H+

1 mol de HNO3 = 1 equivalente de HNO3

Masa molecular(HNO3) = peso equivalente(HNO3)

Sin embargo el H2SO4 puede aportar dos iones H+ por molécula, de manera que un mol de H2SO4 aporta dos iones H+. Esto implica que:

1 mol de H2SO4 aporta 2 moles de H+

½ mol de H2SO4 aporta 1 mol de H+

½ mol de H2SO4 = 1 equivalente de H2SO4 = 1 mol de H+

Como cada mol de H2SO4 aporta dos moles de H+, sólo se requiere ½ mol de H2SO4 para obtener un equivalente de H2SO4. Por lo tanto:

½ mol de H2SO4 = 1 equiv de H2SO4

Peso equivalente(H2SO4) = ½ masa molecular(H2SO4)

= ½(98g) = 49 g

El peso equivalente de H2SO4 es 49 g.

Las bases fuertes más comunes son NaOH y KOH. Cada unidad de fórmula de ellas aporta un ion OH-, por lo cual:

1 mol de NaOH = 1 equiv de NaOH

Masa molecular de NaOH = peso equivalente de NAOH

1 mol de KOH = 1 equiv de KOH

Masa molecular de KOH = peso equivalente de KOH

Estas ideas se resumen en la siguiente tabla:

Masas moleculares y pesos equivalentes de los ácidos y bases fuertes comunes

Masa molecular(g)

Peso equivalente(g/equiv)

Ácido

HCl

HNO3

H2SO4

36,5

63

98

36,5

63

49

Base

NaOH

KOH

40

56

40

56

DETERMINA EL PESO EQUIVALENTE DE LOS SIGUIENTES COMPUESTOS:

1) H3PO4 :__________________________.

2) Ca(OH)2: _________________________.

La normalidad(N) se define como el número de equivalentes de soluto disueltos por litro de solución.

Normalidad(N) = número de equivalentes = equivalente = equiv.

Litros de solución litro L

Resuelve los siguientes problemas de normalidad

1) Una solución de ácido sulfúrico contiene 86 g de H2SO4 por litro de solución. Determina su normalidad. Resp= 1,8 N

2) Determina la normalidad de una solución que contiene 23,6 g de KOH en 755 mL de solución.

Resp= 0,558 N3) En cada una de las siguientes soluciones se indica la masa de

soluto que contienen y el volumen total de solución que se preparó. Determina la normalidad de cada solución.a) 36,5 g de HCl en 1 litro de soluciónb) 49 g de H2SO4 en 1 litro de soluciónc) 49 g de H3PO4 en 1 litro de solución

d) 15 g de HCl en 500 mL de solucióne) 49 g de H2SO4 en 250 mL de soluciónf) 10 g de H3PO4 en 100 mL de solución

Resp= a) 1 N ; b) 1 N ; c) 1 N ; d) 0,822 N ; e) 4 N ; f) 2,041 N

4) Determina la normalidad de cada una de las soluciones siguientes:

a) HCl 0,25 M

b) H2SO4 0,105 M

c) H3PO4 5,3x10-2 M

d) ácido acético(HC2H3O2) 0,5 M

e) ácido sulfúrico(H2SO4) 0,0025 M

f) hidróxido de potasio(KOH) 0,1 M

Resp= a) 0,25 N ; b) 0,21 N ; c) 0,159 N ; d) 0,5 N ; e) 5x10-3 N ; f) 0,1 N

5) Determina la masa de soluto necesaria para preparar las siguientes soluciones:a) 200 mL de HCl 0,2 Nb) 1 litro de H2SO4 0,45 Nc) 355 mL de NaOH 0,1 Nd) 1355 L de Ca(OH)2 1 Ne) 22,7 mL de H3PO4 1,25 N

Resp= a) 1,46 g ; b) 22,05 g ; c) 1,42 g ; d) 50,135 g ; e) 1,39 g

6) Determina la normalidad de las siguientes soluciones:a) ácido clorhídrico(HCl) de densidad 1,09 g/cc y 37,5% de

purezab) ácido sulfúrico(H2SO4) de densidad 1,14 g/mL y 60% de

pureza

c) hidróxido de sodio(NaOH) de densidad 1,08 g/cm3 y 80% de pureza

d) hidróxido de aluminio(Al(OH)3) de densidad 1,15 g/mL y 40% de pureza

Resp= a) 11,199 N ; b) 13,959 N ; c) 21,6 N ; d) 17,692 N

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

La reacción entre un ácido y una base suele llamarse REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN.

Cuando se añade suficiente cantidad de base fuerte para reaccionar en forma exacta con un ácido fuerte en una solución, se dice que dicho ácido se ha neutralizado. En esta reacción siempre se produce agua y una sal.

Completa las siguientes reacciones de neutralización

a) HCl + NaOH b) H2SO4 + Al(OH)3 c) NaOH + H3PO4 d) Ba(OH)2 + H2SO4 e) HCl + Ca(OH)2

La principal ventaja de usar equivalentes es que un equivalente de ácido contiene el mismo número de iones H+ disponibles que el número de iones OH- presentes en un equivalente de base. O sea:

0,75 equivalentes (de base) reaccionan exactamente con 0,75 equivalentes (de ácido)

0,23 equivalentes (de base) reaccionan exactamente con 0,23 equivalentes (de ácido)

En cada uno de estos casos el número de iones H+ aportados por la muestra de ácido es igual que el número de iones OH- que aporta la muestra de base. O sea que: n equivalentes de cualquier ácido neutralizan exactamente a n equivalentes de cualquier base.

Como se sabe que se requieren equivalentes iguales de ácido y base para la neutralización, se puede decir que:

Equiv (ácido) = equiv (base)

O sea: Nácido x Vácido = Nbase x Vbase

RESUELVE LOS SIGUIENTES PROBLEMAS

n equivalentes de ácido reaccionan

exactamente

n equivalentesde base

1) ¿Qué volumen de solución de NaOH 0,075 N se requieren para reaccionar exactamente con 0,135 L de H3PO4 0,45 N?

Resp=0,81 L2) ¿Qué volumen de H2SO4 0,5 N se requieren para reaccionar

exactamente con 0,25 L de KOH 0,8 N? Resp = 0,4 L

3) ¿Cuántos mililitros de NaOH 0,5 N se requieren para neutralizar con exactitud 15 mL de H2SO4 0,35 N?

Resp = 10,5 mL4) ¿Qué volumen de KOH 0,25 N se requieren para neutralizar 50 mL

de HClO4 0,1 N? ¿Qué volumen de NaOH 0,25 N se requieren para neutralizar la misma cantidad de HClO4?

Resp= 20 mL ; 20 mL

5) ¿Cuántos mililitros de NaOH 0,5 M se requieren para neutralizar con exactitud 15 mL de H2SO4 0,35 M?

Resp=21 mL

6) Se requieren 27,5 mL de solución de Ca(OH)2 3,5x10-2 N para neutralizar 10 mL de solución de ácido nítrico de concentración desconocida. ¿Cuál es la normalidad del ácido nítrico?

Resp= 0,0963 N

FRACCIÓN MOLAR (X)Es el cociente resultante del número de moles de un compuesto

perteneciente a una solución entre el número total de moles de todos los componentes de esa solución. Así:

Fracción molar

Fracción molar

Donde: XA = fracción molar del componente A en la soluciónXB = fracción molar del componente B en la solución

En toda solución se cumple que la fracción molar del componente A más la fracción molar del componente B siempre es igual a la unidad.

RESUELVE LOS SIGUIENTES PROBLEMAS

1) Se disuelven 30 gramos de sulfato cúprico en 500 gramos de agua. Determina la fracción molar del soluto y del solvente.

Resp= 0,0067 ; 0,99332) En una solución al 25% en masa de NaOH, ¿cuál será la fracción molar de cada componente?

Resp= 0,13 ; 0,873) En una solución acuosa 0,25 molal de H2SO4, ¿cuál será la fracción molar de cada componente?

Resp= 0,00048 ; 0,99952

4) ¿Cuál será la fracción molar de cloruro de potasio en una solución al 20% m/v y densidad 1,03 g/mL?

Resp= 0,05495) ¿Cuál será la fracción molar de HCl en una solución 0,23 M de densidad 1,12 g/mL?

Resp= 0,0037

Resuelve los siguientes problemas de molaridad:1.- Calcule la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 11,5 g de hidróxido de sodio, NaOH, en agua suficiente para tener 1,5 L de solución. R = 0,192 mol/L2.- Calcule la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 1,56 g de ácido clorhídrico en agua suficiente para tener 26,8 mL de solución. R = 1,59 M3.- Para analizar el contenido de alcohol de determinado vino, se requieren 1 litro de solución acuosa de dicromato de potasio, K2Cr2O7, 0,200 M. ¿Cuánto K2Cr2O7 sólido (MM = 294,2 g/mol) debe pesarse para preparar esta solución? R = 58,8 g4.- En cada una de las siguientes soluciones identifique el número de moles de soluto y el volumen total de solución preparado. Calcule su molaridada.- 0,50 moles de NaCl; 0,200 L: Molaridad =

__________________________________

b.- 0,50 moles de NaCl; 0,125 L: Molaridad =

__________________________________

c.- 0,25 moles de NaCl; 100 mL: Molaridad =

__________________________________

6.-

7.- Se disuelve 155 g de sacarosa C12H2O11 en suficiente agua para tener 1 litro de solución. ¿Cuál es la molaridad de la solución?8.- 7.- Resuelve Los siguientes problemas de molalidad y fracción molar:

1.- Calcule la molalidad y fracción molar de cada componente de una solución que se prepara disolviendo 25 gramos de cloruro de sodio, NaCl en 500 gramos de agua.2.- Calcule la molalidad y fracción molar de cada componente de una solución que contiene 15% m/m de ácido acético, CH3COOH.3.- Una botella de vinagre contiene 5 gramos de ácido acético, CH3COOH por cada 100 gramos de agua. Calcule la molalidad y fracción molar de cada componente de la solución4.- Se prepara una solución disolviendo 90 gramos de Carbonato de potasio (K2CO3) en agua hasta completar 1000 mL de solución. La densidad de la solución es de 1,1 g/mL. Calcular la molalidad y la fracción molar de cada componente de la solución

Resuelve los siguientes problemas de dilución:1.- Para preparar por dilución 500 cc de ácido sulfúrico, H2SO4, de concentración 0,7 M. ¿Qué volumen de una solución del mismo ácido de densidad 1,84 g/mL y 98 % en masa se requieren? ¿Qué cantidad de agua es necesaria emplear?2.- Si a un litro de solución 1 mol/L se le agrega agua hasta completar un volumen de 4 litros, ¿Cuál será la molaridad de la solución diluida?3.- Si a 200 mL de ácido sulfúrico 2 M se le agregan 300 cc de agua destilada, ¿Cuál será la nueva concentración de la solución?4.- Si 200 mL de una solución de NaOH 0,5 M se diluyen hasta 500 mL, ¿Cuál será la concentración en mol/L de la solución obtenida?6.- ¿Qué volumen en mL de ácido clorhídrico de 1,18 g/mL de densidad y al 32% en masa debemos diluir con agua para obtener 2 litros de solución 0,5 M?7.- ¿Cuántos cc de solución de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/mL y 98% en masa se requieren para preparar por dilución 500 cc de ácido 0,7 M? ¿Qué cantidad de agua debemos emplear para dicha dilución?

8.- Una solución 1 M de Yodato de lantano La(IO3)2 posee una densidad de 1,989 g/cm3. ¿Cuál es la molaridad de la solución?9.- ¿Qué cantidad de agua destilada hay que agregarse a 25 cm3 de solución 0,5 M de KOH para obtener una solución de concentración 0,35 M?10.- ¿Cuántos cc de solución de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/cm3 y 98% en masa se requieren para preparar por dilución 700 cc de ácido 1 M?11.- Si a 300 cm3 de solución 2 M de ácido nítrico, HNO3 ,se le adicionan 400 cm3 de agua, ¿Cuál será la nueva concentración de la solución?12.- ¿Cuál es la molaridad de una solución de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/cc y 95% de pureza en masa?13.- ¿Cuántos cc de solución 10 M de NaOH se requieren para preparar por dilución 200 cc de solución 0,4 M?14.- Si a 300 cc de ácido sulfúrico 3 M se le agregar 400 cc de agua destilada,¿Cuál será la molaridad de la nueva solución?15.- Supóngase que mezclamos 3,65 litros de NaCl 0,105 M con 5,11 litros de NaCl 0,162 M. ¿Cuál será la molaridad de la solución resultante?16.-¿Cuántos cm3 de solución de HNO3 al 70% m/m con una densidad de 1,42 g/cm3 se requieren para preparar 100 cm3 de solución 3 M?17.- Calcule la nueva molaridad que se obtiene al diluir cada una de las soluciones siguientes con agua hasta un volumen total de 1 litro:a.- 125 mL de HCl 0,105 M

b.- 275 mL de nitrato de calcio 0,500 M

c.- 0,500 L de ácido fosfórico 0,500 M

d.- 15 mL de ácido sulfúrico 18 M

Resuelve los siguientes problemas:

1.- Se disuelven 4 g de AgNO3 en 60 g de agua, la solución resultante posee una densidad igual a 1,04 g/cc. Calcular la concentración de la solución expresada en: a) m/m ; b) m/v; c) mol/L; d) mol/Kg ste Respuestas: a) 6,25%; b) 6,5% p/v; c) 2.- A 60 g de una solución de NaCl al 15% m/m se le agregan 10 g de NaCl puros. Calcular la concentración de la nueva solución expresada en: a) %p/p de solución; b) % p/p de solvente. Respuestas: a) 27.14% p/p solución; b) 37,25% p/p de solvente.3.- Se mezclan 250 g de una solución al 20% m/m con 250 g de una solución al 5% m/m del mismo soluto. La solución obtenida tiene una densidad igual a 1,02 g/cc. Calcular la concentración de la nueva solución expresada en: a) % m/m; b) % m/v. Respuestas: a) 12,5 % m/m; b) 12,75% m/v.4.- Se disuelven 180 g de NaOH al 80% de pureza en 400 g de agua, la densidad de la solución resultante es 1,34 g/cc. Calcular la concentración en: a) % m/m; b) % m/v. Respuestas: 24,83% m/m; 33,27% m/v

5.- Se preparó una solución de NaOH al 20% de solvente. Se encuentra que 120 g de esa solución ocupan un volumen de 95 mL. Calcular la concentración de la solución expresada en: a) %m/m; b) %m/v; c) Densidad de la solución; d) ¿Cuántos mL deben medirse para preparar 100 mL de solución al 10% m/v. Respuestas: a) 16,66 %m/m;b) 21,05%m/v; c) 1,263 g/cc; d) 47,51 mL.6.- Se mezclan: 45 gramos de NaOH al 40% de pureza con 60 gramos de NaOH 47% puros y 45 gramos de NaOH 60% puros. Calcule: a) el % de pureza de la mezcla. b) Cuántos gramos habrá que pesar de la mezcla

para preparar 150 mL de una solución al 4,88 %m/v. Respuestas: a) 48,8 %m/m; b) 15 g.

7.- A) Se disuelven 50 g de soluto en 120 g de solvente obteniéndose una solución cuyo volumen es de 140 mL.B) Se disuelven 25 g de soluto en 70 g de solvente obteniéndose una solución cuyo volumen es de 80 mL.Luego se mezclan: 30 mL de A con 20 mL de B y 50 mL de agua.Calcular: a) densidad de la solución A; b) densidad de la solución B; c) densidad de la mezcla; d) %m/v de la solución resultante; e) %m/m de la solución resultante. Respuestas: a) 1,214 g/mL; b) 1,188 g/mL; c) 1,102 g/mL; d) 16,96 %; e) 15,39 %.

Libro de Quimica Basico Bachillerato

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