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1.Comprueba en las siguientes ecuaciones químicas, el cumplimiento de la ley de conservación de la masa: la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos. Ecuación Química Masa de los reactantes Masa de los productos N2O5 + H2O --> 2HNO3 14*2+15*5+1+16=126 2*(1+14+16*3) =126 Zn + HCI --> ZnCl2 + H2 65.38+18.5=83.88 100.38+2=102.38 H2 + F2 --> 2HF 2+38=40 2*20=40 Na2O +H2O --> 2NaOH 62+18=80 2*(40)=80 4K + O2 --> 2K2O 156+32=188 2*(94)=188 HCIO3 + NaOH->> NaCIO3 66+40=106 88+18=106 + H2O 4HCI+ Sn(OH) 4 --> SnCL4 + 4H2O

74+186.7=260.7

188.7+72=260.7

Masas relativas: N= 14; O=16; H=1; Zn=65.38; Cl=17.5; F=19; Na=23; K=39; Sn=118,7 2. Completa los siguientes enunciados: a) El reactivo en exceso es la sustancia de la que sobra determinada cantidad al terminar la reacción química b) un ejemplo de las leyes ponderales es la ley de Conservación de la masa c) las sustancias iniciales en un proceso químico se denominan Reactivos d) la ley de las proporciones múltiples establece que Dos o más elementos se combinan para formar compuestos. e) el reactivo que se consume totalmente en una reacción se llama Límite

3. Establece algunas diferencias entre:

a) Rendimiento real y rendimiento teórico. Teórico: Es lo que esperas obtener a partir de la reacción balanceada aplicando la estequiometria de la reacción y las cantidades que utilizas para llevar a cabo el proceso Real: Es lo que mides después de que se realizó la reacción. b) Reactantes y productos. A las sustancias presentes al inicio de cada reacción se les llama reactivos. Las sustancias que la reacción produce se conocen como productos. c) Coeficientes estequiométricos y masas molares. la masa molecular es la masa de una cierta molécula por ejemplo la masa del H2SO4 es de 98g. mientras que la masa estequiométrica es la masa que reacciona o que se forma a partir de una reacción química gastando todo el reactivo por completo. ejemplo: 2H2 + O2----------- 2 H2O la masa molecular de H2O es de 18g. mientras que la masa estequiométrica (la que se usa en la reacción) es de 36g d) Volumen molar y masa molar. Masa Molar: La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Sus unidades en química son g/mol. Esta magnitud tiene el mismo valor numérico que la masa molecular de dicha partícula, pero en vez de estar en unidad de masa atómica está en gramos/mol. Volumen Molar: Es la cantidad de volumen que ocupa una mol de un gas a condiciones normales de temperatura y presión, la constante es 22.4 L/mol

4. Explica mediante algunos ejemplos específicos: a) La ley de las proporciones definidas. Esto significa que, en una determinada reacción, los reactivos se van a combinar siempre en el mismo porcentaje de peso independientemente de si la cantidad es grande o pequeña. Esta ley tiene implicaciones importantes ya que por ejemplo, a la hora de determinar la fórmula molecular de un compuesto, podemos asegurarnos que los subíncides de cada elemento son fijos. Ejemplos Aplicados de la Ley de Proporciones Definidas: Ejemplo 1: calcular la proporción de masas en la reacción 2 H2 + O2 → H2O. Supongamos que reaccionan 1 mol de cada sustancia: o 1 mol H2 = 2 gramos → 2 H2 = 4 gramos o 1 mol O2 = 32 gramos  Simplificando obtenemos que reacciona 1 unidad de masa de H2 por cada 8 unidades de masa de O2  Por lo tanto, los reactantes H2 y O2 reaccionan siempre en proporción 1 a 8 Ejemplo 2: Para la reacción anterior (2 H2 + O2 → H2O) disponemos de 25 gramos de H2 y 300 gramos de O2. Calcular el elemento que está en exceso y la cantidad sobrante.  En el ejemplo anterior se determinó que el H2 y el O2 reaccionan en proporción 1 a 8, por lo tanto: 300 g O2 / 25 g H2 = 12 → como esta proporción es superior a 8 entonces el O2 está en exceso  Calculamos ahora la cantidad en exceso: Para 25 g de H2 deberían reaccionar 8 · 25 = 200 g de O2. Por lo tanto, tenemos un exceso de 100g de O2. 

b) La ley de las proporciones múltiples. El cloro y el oxígeno pueden formar cuatro compuestos distintos, dependiendo del estado de oxidación en que se encuentre el cloro. Si tomamos 100 gramos de cada uno de estos compuestos, se cumple que: 1. Para el primer compuesto, Cl2O, 81,39 gramos de cloro se unen a 18,61 gramos de oxígeno. 2. Para el segundo compuesto, Cl2O3, 59,32 gramos de cloro se unen a 40,48 gramos de oxígeno 3. Para el tercer compuesto posible, Cl2O5, 46,67 gramos corresponden al cloro, y 53,33 al oxígeno. 4. Y para el cuarto y último compuesto, Cl2O7, 38,46 gramos corresponden a cloro y 61,54 al oxígeno. c) La ley de los volúmenes de combinación En una reacción química, los volumenes de las sustancias gaseosas que intervienen guardan entre sí una proporción de números enteros y sencillos, si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esa proporción coincide con la proporción en el número de moléculas de las sustancias gaseosas que reaccionan y que se forman durante el proceso. O2 + 2 H2 → 2 H2O 1 moléculas 2 molécula 2 moléculas 1 Litro 2 Litros 2 Litros

5. El jugo gástrico contiene aproximadamente 3,0 g de HCl por cada litro. Si una persona, produce 2 litros de jugo gástrico diariamente, ¿cuántas tabletas antiácidas de 500 mg de hidróxido de aluminio se necesitarían para neutralizar el ácido producido en un día? 3 grs. de HCl por litro, dos litros por día = 6 grs. de HCl. Si el AlOH neutralizara al HCl en proporción 1:1 por peso en gramos, entonces, si 500 mgs son medio gramo, necesitarías doce tabletas de 500 mgs. para neutralizar, 1:1, al HCl. (12 tabs. por 1/2 gr. = 6 grs de AlOH. 7.El gas natural está formado por una mezcla de compuestos de carbono e hidrógeno, llamados hidrocarburos, uno de los cuales es metano, CH4. Al quemar el metano (arde en presencia de oxígeno) se obtiene dióxido de carbono y agua. a) Escribe y balancea la reacción que se lleva a cabo. CH4(g) + 2O2(g) -----> CO2(g) + 2H2O(l) b) Determina el número de moles y los gramos de oxígeno necesarios para quemar 200 g de metano. 16 gr CH4 ---- 64 g de O2 200 " ----------- X= 800 g 32 g ----- 1 mol 800 g----- 25 moles c) Indica cuál será la masa de aire necesaria para que reaccionen 350 g de metano, si el aire contiene el 21% en masa de oxígeno. 16 g ----- 64 g oxigeno 350 g metano---- 1400 g (esto es lo que se necesita, pero el aire solo tiene un 21% de oxígeno, por lo que esto sería ese 21 %) 21%----- 1400 g 100% ---- 6666,667 g 8.Por lo general, las sustancias que intervienen en los procesos químicos contienen impurezas. Por esto, es importante cuantificar las impurezas antes de hacer los cálculos estequiométricos correspondientes. Determina el porcentaje de impurezas de los siguientes compuestos: Beaker. Recipiente de vidrio transparente con forma cilíndrica y boca ancha, sirve para medir volumen de líquidos y también para calentar y mezclar sustancias. a)Esto quiere decir de 100 gramos de solución 37gr HCl son puros entonces: 100-37=63%impurezas b)los mismo pero: 100-98=2%impurezas