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ACTIVIDAD EN EQUIPO

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TEMA: ESTEQUIOMETRIA

Prof : Elmer Díaz Alcántara

A) HALLANDO LA MASA o PESO o MOLECULAR o MOLAR o FORMULA o IONICO RECORDEMOS QUE: La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que forman una

molécula gramos. RECORDEMOS: 1 uma (unidad de masa atómica) corresponde a la masa del nucleón (p + ò nº) y equivale 1,67 x 10-24g. Ejemplo1: ¿Cuál es la masa molecular y en gramos del Al2(SO4)3 (sulfato de aluminio)? Hallando masa molecular: masa de Al : 2 uma x 27 = 54 masa de S : 3 uma x 32 = 96 masa de O : 12 uma x 16 = 192 342 uma Respuesta:PM del sulfato de aluminio es 342 uma. -22 Es 5,71x10 g.

Hallando gramos: => 342 uma =342(1,67x10-24g ) = 571,14x10-24 = 5,71x10-22g 100 x 10-2 Respuesta:PM en g del sulfato de aluminio Es 5,71x10-22g.

Desarrollar: 1.-¿Cuál es la masa molecular y en gramos del ácido sulfúrico H2 SO4? 2.-¿Cuál es la masa molecular y en gramos del ácido nítrico H NO3?

3.-¿Cuál es la masa iónica y en gramos del PO43(o-fosfato )? 4.- ¿Cuál es la masa iónica y en gramos del P2O54(p-fosfito )? Ejemplo2: ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua (H2O)? (aplicando regla de tres) H2= 2x1=2 g ; O=1X16 = 16g => 2+16= 18 g Numero de Avogadro.- Amadeo Avogadro , Si 1 mol de agua pesa 18 gr, por lo tanto : químico italiano demostró que en una molécula1 mol agua-----------------------18g => X = 5 mol de agua x 18g =90 g de agua gramo es igual al número de moléculas de 5 mol agua------------------------X Respuesta.: En 5.00 moles de agua habrá cualquier sustancia de que se trate. De igual 90 g de H2O manera un átomo-gramo de de cualquier DESARROLLAR: elemento es igual al mismo número de átomo .Ejemplos: a).- 32 g de O2 b).- 28 g de N2 c).- 16 g de O d).- 14 g de N

¿Cuál es la masa de 8.00 moles de agua (H2O)? ¿Cuál es la masa de 5 moles de ácido clorhídrico (H Cl)? ¿Cuál es la masa de 5 moles ácido sulfúrico (H2 SO4)? ¿Cuál es la masa de 5 moles ácido crómico (H2CrO4)? Ejemplo3: a)¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 1 g de O2?. DESARROLLO: (aplicando regla de tres) HALLAMOS EL PESO DEL O2 :

= 6.023 x 1023 moléculas = 6.023 x 1023 moléculas = 6.023 x 1023 átomos = 6.023 x 1023 átomos

(Datos: Masa atómica de O =15,9)

1 molécula de oxigeno seria 15,9 x 2 = 31,8 = 32

X=

 Si 32 gramos de Oxígeno ----------> 1 mol = 6.02 x10 23átomos ...........1 gramo de Oxígeno --------------------X

química 32/10)

1g. de O2 de Oxigeno x 6.02 x10 23átomos 3,2 g. x10-1 de Oxigeno (32g paso a notación

X = Hay 1.88 x 1022 átomos de Oxígeno en 1 gramo de este elemento.

HALLAR: a)¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 1 g de O3 (OZONO)?. (Datos: Masa atómica de O =15,9) ¿Cuántos átomos de sodio hay en 1 g de Na 3?. (Datos: Masa atómica de Na =22.9) B) HALLAR MOLES EJEMPLO 1: ¿Cuàntos moles hay en 28.7 g de (sulfato de sodio) Na2SO4? Datos

Cálculos

a= 28.7 grs. n=? Formula

n= a Mm

Respuesta

Calculo de masa molar del Na2SO4. Na = 2 x 23 = 46 S = 1 x 32 = 32 O = 4 x 16 = 64 = 142 g/mol

∴ en 28,7 g de sulfato de sodio hay 0.202 moles

(masa) (masa molar)

n= 28,7 g 142 g/mol

=

0.202 moles

DESARROLLAR: 1.-¿Cuàntos moles hay en 23.7 g de (sulfato mercurioso) Hg2SO4?

2.-¿Cuàntos moles hay en 48.7 g de (nitrato de bario) Ba(NO3) 2?

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HALLAR MOLES UTILIZANDO EL NUMERO DE AVOGADRO EJEMPLO 1:

¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g? Calculamos la masa molar del HCl. 6.022 x 1023 moléculas H 1 x 1.01 = 1.01 25.0 g HCl x ( 36.46 g Cl 1 x 35.45 = 35.45 + 36.46 g DESARROLLAR:

)

= 4.13 x 1023 moléculas HCl

RECORDEMOS QUE: (cualquier compuesto molecular contiene 6.023 X 1023 átomos dependiendo de la sustancia) 1 mol de C-12 contiene 6.023 X 1023 átomos

¿Cuántas moléculas de Ca H2 (Hidruro de calcio) hay en 28.0 g? ¿Cuántas moléculas de H2S04 (Àcido sulfurico) hay en 77.0 g?

Ejemplo2: 1 mol de Fe contiene 6.023 X 1023 átomos a¿Cuántas moléculas de ácido cianhídrico HCN hay en 56 mg (miligramo) de este ácido ? 1 mol de H2O contiene 6.023 X 1023 moléculas de agua Respuesta: *( un gramo tiene 1000 miligramos) * (PM del HCN = 27g) 56 mg ÷ 1000 = 0.056 g 0.056 g HCN x 1 mol HCN x 6,02 1023 moléculas 1 mol de NaCl contiene 6.023 X 1023 unidad de formula 27 g HCN x 1mol HCN = 0,01248 x 100 x1023 =1,248 x1021 = 1.25 x 1021 moléculas de HCN 10-2 Respuesta: en 56 mg hay 1.25 x 1021 moléculas de HCN DESARROLLAR: ¿Cuántas moléculas de ácido ácido sulfúrico H2 SO4hay en 45 mg (miligramo) de este ácido? b¿Cuántos gramos de metano CH4 hay en 1.20 x 10-4 moléculas? Respuesta: * (PM del CH4 = 16 g) 1.20 x 10-4 moléculas CH4 x 1 mol CH4 x 16 g 6,02 x 1023 moléculas CH4 x 1mol CH4 Respuesta: En 1.20 x 10-4 moléculas hay 3,19 x 10-27 g

= 3,19 x 10-27 g

DESARROLLAR: ¿Cuántos gramos de etano, C2H6 hay en 1.20 x 10-4 moléculas?. c)¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na2S corresponden a 2.709 x 1024 moléculas de sulfuro de sodio y cuántos moles de sodio?. Respuesta: 2.709 x 1024 moléculas Na2S x 1 mol Na2 S 6,02 x 10 23 moléculas Na2 S 4.5 mol Na2S x 2 mol Na = 9 mol Na 1mol Na2 S

= 0,45x10= 4,5 mol Na2S Respuesta: En 2.709 x 1024 moléculas hay 0,45x10= 4,5 mol Na2S Respuesta: En 2.709 x 1024 moléculas hay 9 mol Na

DESARROLLAR: ¿Cuántos moles de Sulfato de aluminio Al2 (SO4)3 corresponden a 4.709 x 1024 moléculas de sulfuro de cobre y cuántos moles de aluminio?. C) MOLARIDAD La molaridad de una solución se define como la cantidad de soluto disuelto en moles por litro de solución. Molaridad (M) = Número de moles del soluto N ( g de soluto) Volumen (Litros de solución) M  V ( PM de soluto / Volumen de la disolucion en litros )

Numero de moles ( n) 

masa del compuesto m  n Masa real ( Mr ) del compuesto Mr

EJEMPLO 1: Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 28.7 g de Na2SO4 y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de 500 ml. Datos Cálculos Respuesta a=28.7g V= 500 ml Mm=142g/mol N=0.202 moles M=? Formula M=N / V

Cálculo de los litros Litros= 500 ml/1000 ml=0.5 litro M=

0.202 moles = 0.404 moles/l 0.5 l

∴ la molaridad de la solución es de 0.404 M

*DATOS: Para convertir litros a mililitros multiplica los litros por mil, ejemplo: 0.5 L x 1000= 500 ml Y para pasar de ml a L divide entre 1000 los ml ejemplo: 3000 ml /1000 = 3 L *DATOS: Hallando masa molecular y moles:

Na2SO4 masa de Na : 2 uma x 23 = masa de S : 1 uma x 32 = masa de O : 4 uma x 64 =

n= 28,7 g 142 g/mol

= 0,202 moles

46 32 64 142 g/mol

DESARROLLAR: Pág. -3Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 40 g de K2SO4 (Sulfato de Potasio) y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de 500 ml.´ EJEMPLO 2 : ¿Cuantos gramos de KI hay en 360 ml de una solución 0,550 Molar?. Datos

Cálculos

a=? V=360 ml M=0.550 M Fórmulas Hallando número de moles = molaridad x Litros de solución  n=MxV

CALCULOS DE LOS LITROS: LITROS= 360ml / 1000 ml = 0.360 litro

.

n = 0.550 moles/L x 0.360 L n = 0.198 moles

Masa = Número de moles x masa molar



a = 0.198 moles x 166 g/mol a= 32.86 gramos de KI

Respuesta

∴ hay 32.86 gramos en 360 ml de solución al 0.55 M *Hallando masa molecular: K I masa de K : 1 uma x 39,09 = 39,09 masa de I : 1 uma x 126,9 = 126,9 165,9 g

a = n x Mm

DESARROLLAR: Prof : Elmer Díaz Alcántara ¿Cuantos gramos de AgI (ioduro de plata) hay en 260 ml de una solución 0,880 M?. ¿Cuantos gramos de NaBr (bromuro de sodio) hay en 180 ml de una solución 0,88 M?. D.-MOLALIDAD La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. Molalidad (M) = Número de moles m = ----n-----Kgrs. solv Kilogramos de solvente EJEMPLO: Se agregan 5 gramos de HCl (Ácido clorhídrico) a 35 grs. de agua ¿cual es la concentración de la solución o la Molalidad? Datos Cálculos Respuesta a=5 g (masa soltuto) Vsolv= 35 grs Mm(masa molar)=37g/mol M= ?

Cálculo de los litros Kilogramos= 35 g/1000 g=0.035 kg M= 5/37

= 0,1351

∴ la molalidad de la solución es de 3,86 m ó molal ó mol/kg *Hallando masa molecular: HCl 1 = 1 35,45 = 35,45 36,45 g

35/1000 kg 0,035 Formula masa de H : 1 uma x masa de CI : 1 uma x moles=3.9moles/ moles=3.86moles/Kg. Kg. . Solv. M = N ó a/ Mm DESARROLLAR: Kgrs. Solv. de Ácido Sulfúrico a 40 grs. de agua ¿cuál es la concentración de la solución o la Molalidad? Se agregan 8 gramos

E) EQUIVALENTE QUIMICO y/o Equivalente-gramo o peso equivalente de ácidos Recordemos que EQUIVALENTE-gramo es la cantidad de sustancia que reaccionaría con 1,008 gramos de hidrógeno, es decir, con un átomogramo de este elemento. Ejemplo: Hallar el equivalente químico del aluminio 3+ DATOS: (Al =27u.m.a, Valencia = 3) e.1) Equivalente Químico de un elemento 2+,3+ 1+,2+ 1+,3+ 1+,2+  EQ = 27/3 Hallar: equivalente químico del K , Hg , Au , Cu  EQ = 9 Resp.: El EQ del Al es 9 Fórmula: EQ = A (masa atómica) / Valencia (mayor ) e.2) Equivalente Químico de un Acido. Es igual al cociente de la masa molecular por el número de hidrógenos que existe en la molécula. Fórmula: EQ = P.M. / No de H

Hallar: Equivalente Químico del Acido o-Fosfórico H3PO4 ; ácido cloroso HClO2; ácido yódico HIO3 ; Ácido disulfúrico H2S2O7

Ejemplo: Hallar: Equivalente Químico del siguiente Acido. EQ del H3BO3 (Acido Bórico) (H=1, B=11, O=16)

H3 1x 3 = 3 B 1 1x1 = 11 O3 16 x 3 = 48 P. M. = 62 u.m.a. (unidad de masa atómica) EQ = 62/3 = 20,6 Respuesta: El Equivalente Químico del Ácido Bórico es EQ=20,6

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Ejemplo: Hallar: EQ del Mg (OH)2 (Hidróxido de Magnesio) (H=1, Mg=24, O=16) Mg 24 x 1 = 24

H2 O2

1x2 =2 16 x 2 = 32

e.3) Equivalente Químico de un Hidróxido o Base. Es igual al cociente del peso molecular entre el número de oxidrilos (OH) que existen en la molécula. Fórmula: EQ = P.M. / No de OH Hallar: Equivalente Químico del Hidróxido de Níquel Ni(OH)2 ; Equivalente Químico del dihidróxido de hierro Fe(OH)2 ; Equivalente Químico del hidróxido cobatico Co(OH)3

P. M. = 58 u.m.a. (unidad de masa atómica) EQ = 58/2 = 29

e.4) Equivalente Químico de una sal. Es igual al cociente del peso molecular por el número de valencia total de los iones (anión o catión). Fórmula: EQ = P.M. / VT del anión u oxianion Hallar: Equivalente Químico del : Clorato de Potasio K Cl O3 ; cromato de sodio Na2CrO4 ; sulfito de potasio K2SO3 (sabiendo que la valencia del Cl O3- , CrO4 2- , SO32- ) F)NORMALIDAD (N) : Se define como el número de equivalentes de soluto por litros de solución. EJEMPLO: Una solución contiene 0,74 g de Ca ( OH ) 2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad.

Cálculos

Datos a=0.74 g PE Ca(OH)2 = 37 g/equiv N= ? Formulas n equiv = a N= n equiv PE V

Ejemplo: Hallar:El EQ del CuSO4 (Sulfato de Cobre) (E.O. sulfato (SO4-2)= -2) (Cu=63, S=32, O=16)

Cu S O4

32 x 1 = 32 16 x 4 = 64

P. M. = 159 u.m.a. (unidad de masa atómica) EQ = 159/2 = 79.5 Respuesta: El EQ del CuSO4 es EQ = 79.5

*DATOS

n equiv = 0.74 g = 0.02 equiv 37 g/equiv N= 0.02 equiv = 0.04 equiv/lt 0.5 lt

63 x 1 = 63

Respuesta

∴ la normalidad es de 0.04 Normal

PE o EQUIVALENTE-gramo

Tener que dividir la masa atómica por el número de partículas intercambiables de Hidrogeno Ca ( OH ) 2 masa molecular 74 gr equivalentes gramos : 74/2(CANTIDAD DE H) = 37

DESARROLLAR: Una solución contiene 0,54 g de Mg ( OH ) 2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad. G).- COMPOSICIÓN CENTESIMAL O PORCENTUAL La composición porcentual (de un compuesto) son los valores en % de cada uno de los elementos que forman el compuestos, ese % relaciona masa del elemento con la masa total del compuesto.

% A

masa total del elemento A x 100 masa molar del compuesto

EJEMPLO: Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de níquel III) 1roCalculamos la masa molar del compuesto 2do Calculamos el % de cada elemento Ni

2 x 58.69 =

C O

3 x 12.01 =

9 x 16 = masa molar

117.38 36.03

% Ni =

117.38 x 100 = 39.47% 297.41

%C=

36.03 x 100 = 12.11% 297.41

144 + =297.41 g

144

% O = 297.41 x 100 = 48.42 %

Prof : Elmer Díaz Alcántara

DESARROLLAR: Calcule la composición porcentual NaClO (HIPOCLORITO DE SODIO); tiosulfato de hierro(II) FeS2O3 ; Fosfito de plomo (IV) Pb3 (PO3)4 : nitrato doble de plata y potasio AgK(NO3)2

ACTIVIDAD EN EQUIPO -1TEMA: ESTEQUIOMETRIA II Prof : Elmer Díaz Alcántara RECORDEMOS:Numero de avogadro.- Amadeo Avogadro , químico italiano demostró que en una molécula-gramo es igual al numero de moléculas de cualquier sustancia de que se trate. De igual manera un átomo-gramo de de cualquier elemento es igual al mismo número de átomo .Ejemplos: a).- 32 g de O2 = 6.023 x 1023 moléculas b).- 28 g de N2 = 6.023 x 1023 moléculas c).- 16 g de O = 6.023 x 1023 átomos d).- 14 g de N = 6.023 x 1023 átomos

UNIDADES FISICAS DE CONCENTRACION : % EN MASA Y % EN VOLUMEN 1. Si se diluyen15 ml de HCl en 200 mL de H2O, 2. Si tenemos 0.85 g de cloruro de sodio ¿Cuál es la concentración porcentual en (NaCl) y los volumen de dicha solución? disolvemos en un vaso que tiene 60 g de agua, 15 ml de HCI ¿Cuál es el porcentaje en masa de NaCl en la 200 ml de H2O disolución? = 15 ml / 200+15 ml 0.85 g cloruro de sodio (NaCl) = 15mL /215 ml 60 g de agua (H2O) = 0.85g / 60+0.85g = 0.069 X 100 = 0.85g / 60.85g = 6.9% = 0.013 X 100 RESPUESTA: la concentración porcentual de HCl = 1.3 % RESPUESTA: el porcentaje en masa de NaCl es 1.3 %

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS relacion MOL-MOL Es una de las 4 relaciones estequiométricas, en ella se propone la relación de masa de cada reactivoy/o producto que interviene en una reacción en función de su cantidad de mol. Por ejemplo, si tenemos la siguiente reacción: 1Cu + 4HNO3 ---------> 1Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2 H2O Podemos hacer la relación mol-mol de cualquiera de los compuestois participantes en esta reacción, con esto podemos predecir y/o presuponer la cantidad de reactivo que se utiliza, así como la cantidad de reactivo que se forma, suponemos: 1 mol Cu ---- producen ---- 2 mol de NO2 4 mol HNO3 --- producen ---- 2 mol de H2O

https://es.answers.yahoo.com/question/index?qid=20090125113431AAKVxM2 http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.html Reactivo en exceso (R.E.) Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en mayor proporción, por lo tanto queda como sobrante al finalizar la reacción. Reactivo limitante (R.L.)

Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en menor proporción y al agotarse limita la cantidad máxima del producto obtenido.

Ejercicio 1: La combustión de monóxido de carbono (CO), produce dióxido de carbono (CO 2) de acuerdo a la siguiente reacción. (P.A.: C=12 , O=16) 2 CO + O2 → 2CO2 Si reaccionan 49 gramos de CO y 40 gramos de O2 . Indicar quien es el reactivo en exceso y el reactivo limitante; además indicar que cantidad de reactivo en exceso existe. Solución: Tenemos que hacer usar la ley de proporciones definidas (Proust).

Ejercicio 2: Del ejercicio anterior, si en un inicio hay 42 gramos de CO y 20 gramos de O2 ; indicar a) El reactivo en exceso b) El reactivo limitante c) Cantidad de reactivo en exceso RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS Y CÁLCULOS CON ESTEQUIOMETRÍA La estequiometría establece relaciones entre las moléculas o elementos que conforman los reactivos de una ecuación química con los productos de dicha reacción. Las relaciones que se establecen son relaciones MOLARES entre los compuestos o elementos que conforman la ecuación quimica: siempre en MOLES, NUNCA en gramos. La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas (de cantidades) entre los reactivos y los productos en una ecuación química y se basa en la ecuación balanceada. Los coeficientes estequiométricos de una reacción química sólo nos indican la proporción en la que reaccionan dichas sustancias. No nos dicen cuánto están reaccionando. Analicemos la siguiente ecuación química balanceada: C7H8 + 9 O2 → 7 CO2 + 4 H2O Podemos establecer las siguientes relaciones:



Por 1 mol de tolueno C7H8 que reacciona, se necesitan 9 moles de O2. En pocas palabras, estamos estableciendo una regla de tres, la cual también la podemos escribir como un factor de conversión unitario:



También podemos establecer relaciones entre las moles de O2 y las moles de CO2 producidas o la relación entre las moles de H2O producidas y la cantidad de O2 necesarias para producirla, tal y como podemos observar en las siguientes relaciones estequiométricas:

CÁLCULOS CON ESTEQUIOMETRÍA Una reacción química balanceada, nos informa sobre las relaciones molares entre reactantes y productos. Cuando se lleva a cabo una reacción química ya sea, en el laboratorio, en una fábrica o en la naturaleza, las cantidades que se emplean pueden ser muy variadas y se conocen como las condiciones de reacción. Las relaciones estequiométricas, nos permitirán conocer la cantidad de producto que esperamos en las reacciones químicas, dicho de otra manera, estas relaciones nos permiten conocer cuánto se producirá o cuánto se necesitará de una sustancia, cuando la reacción ocurre a esas condiones. Por ejemplo, si nos piden calcular: ¿Cuántos moles de cloruro de magnesio (MgCl2), se producirán, si se hacen reaccionar 2,4 g de Mg con suficiente cantidad de ácido clorhídrico (HCl)? (estas son las condiciones de reacción). La reacción química es la siguiente: Mg(s) + HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) El primer paso será balancear la ecuación, esto permite conocer las relaciones estequiométricas existentes entre reactivos y productos. Mg(s) + 2 HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) El segundo paso, como las relaciones estequiométricas se establecen en moles, debemos conocer a cuántas moles equivale la cantidad en gramos del reactivo. Si la masa molar del Mg es igual a 24 g/mol, tendremos que a las condiciones de la reacción descrita anteriormente, se están haciendo reaccionar 0,1 mol de Mg. El tercer paso, analizamos las relaciones estequiométricas descritas en la ecuación balanceada. Podemos ver que la relación entre el Mg (reactivo) y el MgCl2 (producto) es 1:1; por lo que podemos concluir que a las condiciones de esa reacción se producirán 0, 1 mol de MgCl2. Calculen ustedes la cantidad:

 

De gas H2 que se producirán en está reacción, expresen está cantidad tanto en moles como en gramos. De ácido clorhídrico (HCl), que serán necesarios para que todo el Mg reaccione.

Ejercicio 4.2 Se hacen reaccionar tolueno (C7H8), con O2, para producir dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

1. Si en la ecuación química descrita, las condiciones de reacción son hacer reaccionar 10 moles de tolueno, con suficiente cantidad de oxígeno.

Determina la cantidad de:

 

Oxígeno que se necesitarán para que todo el tolueno reaccione. Dioxido de carbono y de agua que se producen. Exprese la cantidad en gramos.

2. Teniendo en cuenta la misma reacción, determine:



La cantidad (en gramos) de tolueno que será necesraia para producir 380 g de dióxido de carbono.

SESION DEL APRENDIZAJE Nº13

I.- UNIDAD DE TRABAJO: ESTEQUIOMETRIA II II.-CONTENIDOS BASICOS:

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

Estequiometrica.- Concepto Peso atómico( P.a) átomo-gramo(at-g) Peso molecular(PM) Molécula gramo (mol-g) y el mol Numero de Avogadro, Peso equivalente(Eq) Equivalente gramo (eq-g).

III.- OBJETIVOS.1.- Definir, diferenciar y relacionar los conceptos de peso atómico, átomo gramo, peso molecular, molécula gramo, numero de Avogadro, mol y equivalente químico. 2.- Calcular el numero de átomos, molécula gramo, numero de avogadro y moles, dada una cantidad de gramos de un elemento o compuesto. 3.- Analizar e identificar las diferentes clases de soluciones 4.- Preparar soluciones molares y normales de diferente concertación. IV.- MOTIVACION.V.- ACCIONES SUGERIDAS.- Calculan y pesan moles de sustancias simples y compuestas. Resuelven ejercicios y problemas sencillos. Comprueban las soluciones verdaderas y sistemas dispersos utilizando agua con azúcar, almidón con gelatina. Preparan soluciones valoradas de uso común en el laboratorio. Preparan soluciones de concertación definida. Resuelven problemas numéricos sobre concentración de soluciones. V.- ADQUISICIÓN Y RETENCIÓN.1.- ESTEQUIOMETRIA.- Es la parte de la química que trata de la composición de las sustancias, del peso y del volumen de los cuerpos que intervienen en las reacciones químicas. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

Peso atómico (p.a) Átomo gramo (at.-g) Peso molecular (p.m) Molécula gramo ( mol-g) Numero de Avogadro ((N) Peso equivalente (p.e) Equivalente gramo (eq.g) Condiciones normales ( CC.NN)

1.- peso atómico (P.a).- Es la masa del átomo expresado en u.m.a (Unidad de masa atómica) que resulta de sumar la masa de sus partículas subatómicas, es decir protones y neutrones del núcleo. Cada elemento químico tiene una masa atómica particular, cuyos valores están especificados en la T.P. Ejemplos:

a).- C= 12 u.m.a b).- Cl = 35.5 u.m.a c).- S = 32 u.m.a d).- Na = 23 u.m.a

NOTA.- La masa atómica de un elemento es el promedio ponderado de la masa atómicas de sus isótopos comparado con el isótopo mas común del carbono (C12) al cual se le a asignado un valor arbitrario de 12 unidades de mas atómica (u.m.a)

2.- ATOMO-GRAMO(at-g).-. Es la cantidad de gramos de un elemento numéricamente igual a su masa atómica. Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos Ejemplos: a).- C= 12 u.m.a

C = 12 g

b).- Cl = 35.5 u.m.a

Cl = 35.5 g

c).- S = 32 u.m.a

S = 32 g

d).- Na = 23 u.m.a

Na = 23 g

También se suele expresar de la siguiente manera: 1 at.g de Cl = 35,5 g 1 At. G de Na = 23 g NOTA: Para hallar el Numero de At-g se divide el peso en gramos de un elemento entre su respectivo peso atómico Nª at-g = peso en gramos del elemento Peso atómico del elemento

o

Nª at.-g = W P.a

Ejemplo1.- Cuantos átomos-gamos (at-g) hay en 1 Kg (1000 g) de cobre, cuyo peso atómico es de 63.56 g Solución: Nª At-g = 1000 g = 15.73 at.g

63.56 Ejemplo 2.- Cuantos átomos gramos hay en 120 gramos de Magnesio (Mg) Solucion = Nª at-g = 120 g = 5 at-g 24 g 3.- PESO MOLECULAR( p.m) .- O también masa molecular expresado en unidades de masa atómica (u.m.a) que se obtienen sumando las masa moleculares de todos los átomos que componen la molécula. Ejemplo1. Encuentra el peso molecular del acido ortofosforico (H3PO4) 3 átomos de H 3 x 1

= 3

1 átomos de P

= 31

1 x 31

4 átomos de O 4 x 16

= 64

P.M de H3PO4

98 u.m.a

Ejemplo 2.- Calcula el peso molecular del carbonato ferrico (Fe2 (CO3 )3) Rpta: 291.6 g 4.- MOLECULA GRAMO (Mol-gramo).- Es la cantidad de gramos de un elemento o compuesto numéricamente igual a su peso o masa molecular. Ejemplo: 1 mol-gramo de O2

= 32 g

1 mol-g de H2SO4

= 98 g

1 mol-g de H2O

= 18 g

Ejercicio 1.- Cuantas moléculas gramo contiene en un marco de mármol ( CaC03 ) que pesa 500 gramos Solución: P.M d de CaCO3 = 100 g 500g de CaCO3)

1mol-g de CaCO3 100 g de CaCO3

Otra solución por regla de tres simple

1 mol-g de CaCO3 ======== X

X = 1 mol-g de CaCO3 x 500 g 100 g

========

100 g 500 g

= 5 mol-g de CaCO3

Respuesta: 5 mol-g de CaCO3 Ejemplo 2.- ¿Qué cantidad de moles tendremos en 5 Kg de Cloruro de Sodio?

PM del NaCl = 58.5 Regla de tres simple

1 Mol de NaCl ======= 58.5 g

X = 1 mol de NaCl x 5000 g 58.5

X ====== 5000 g = 85.47 moles de NaCl

5.- Numero de avogadro.- Amadeo Avogadro , químico italiano demostró que en una molécula-gramo es igual al numero de moléculas de cualquier sustancia de que se trate. De igual manera un átomo-gramo de de cualquier elemento es igual al mismo número de átomo .Ejemplos: a).- 32 g de O2

= 6.023 x 1023 moléculas

b).- 28 g de N2 = 6.023 x 1023 moléculas c).- 16 g de O

= 6.023 x 1023 átomos

d).- 14 g de N

= 6.023 x 1023 átomos

EJERCICIO 1.- Encuentra el peso de una molécula de acido sulfúrico (H2SO4) Solución: P. M de H2SO4 = 98 g

PM = PM de la sustancia Nª de Avogadro

1 molec H2SO4 =

98 g de H2SO4

6.023 x 1023 molec de H2SO4 Ejercicio 2: Determine el peso de un átomo de calcio. Solución Pa Ca = 40 g 1 at-g Ca =

40g Ca 6,023 x 1023 at-g Ca

Respuesta: 6.6 x 10 23

= 16,3 x 1023 g H2SO4

MOL.- Es el numero de átomos o de moléculas que hay en un átomo-gramo o en una molécula-gramo de una sustancia. El termino mol indica la cantidad de una especie química equivalente a 6.023 x 1023 unidades. En otras palabras es sinónimo de Número de Avogadro: Ejemplo: a).- 1 mol de H2O = 6.023 x 1023 molc. b).- 1 mol de Al = 6.023 x 1023 at. c).- 1 mol de fotones = 6.023 x 1023 fotones d).- 1 mol de huevos = 6.023 x 1023 huevos. Ejercicio 1.- ¿Cuántos moles de bromo hay en una muestra de 16,320 x 1022 átomos de bromo? (16,320 x 1022 atBr) =

1 mol Br

= 0.271 moles de Br.

6, 023 x 1023 at. EJERCICIO 2.- ¿Cuántas moléculas y cuantos moles hay en 7 x 10-3 gramos de Nitrógeno? a).- Calculando el número de moléculas tenemos. N2 = 14 x 2 = 28 g (7 x 10-3 gN2) = ( 6,023 x 1023 moléculas.)

= 1.51 x 1020 moléculas de N2

28 g de N b).- Encontrando el número de moles tenemos: (7 x 10-3 g. N2)

1 mol N2 = 2,5 x 10 -4 28g N2

6.- PESO EQUIVALENTE.(Eq)- Se refiere a los pesos de los cuerpos referidos a una unidad comparativa que suele ser el H o el O y que puede sustituirse en una reacción química. El Peso equivalente se expresa en los siguientes casos: Peso equivalente de un elemento Peso equivalente de una acido Peso equivalente de un hidróxido Peso equivalente de una sal. A).- El peso equivalente de un elemento.- Es igual al peso atómico de dicho elemento dividido entre su valencia Eq = P.a

donde: Eq = peso equivalente del elemento

V

Pa = Peso atómico del elemento V = Valencia del elemento

EJERCICIO 1.- Determine el peso equivalente del calcio. Sabiendo que su peso atomico es de 40 Eq = Pa = 40 = 20 Eq V

2

EJERCICIO 2.- Determine el peso equivalente del Cobre II Eq = 63.5 = 31.75 Eq 2 B):_ peso equivalente de un acido.- es igual al cociente del peso molecular por el numero de hidrógenos que existe en dicha molécula. Eq =

P.M Nª de H

EJERCICIO.- Encuentra el peso equivalente del acido sulfúrico ( H2SO4) Eq =

PM

= 98 g = 49 g Peso equivalente

Nª de H

2

C).- Peso equivalente de una Base.- Es igual al cociente del peso molecular por el número de Oxidrilos que existe en dicha molécula.

Ejemplo1.- Encuentra el peso equivalente del hidróxido de calcio Ca (OH)2 Eq =

PM Nª de OH

=

74 g 2

= 37 peso equivalente

D).- Peso equivalente de una sal.- Es igual al cociente del peso molecular por el numero de valencia total del anion o cation

Ejemplo1: Encuentra el peso equivalente del sulfato de cobre II Cu (SO4)2 PM de Cu(SO4)2 = 159.5 Eq = PM = V

159.5 2

= 79.7 Peso equivalente del Cu (SO4)2

7.- EQUIVALENTE GRAMO.- Es el peso en gramos de un elemento que se une o reemplaza a 1 g de Hidrogeno, 8 g de oxigeno o 35.5 g de Cloro y es igual al peso equivalente en gramos. Ejemplo1: Halla el equivalente-gramo del Aluminio a).- Calculamos primero el peso equivalente (Eq) del Al Eq = Pa = 27 = 9 Eq V 3 b).- El equivalente gramo (Eq.g) del aluminio es igual al peso del dicho elemento, es decir Eq-g Al = 9 Eq.-g VI.- ACTIVIDADES.1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

¿Que estudia la estequiometria? ¿Qué es el peso atómico? Y que elemento se toma de comparación ¿Que diferencia existe entre átomo gramo y peso molecular? ¿Que diferencia hay entre molécula gramo y mol? ¿Que es el peso equivalente y que tipos hay? ¿Cual es el valor del número de Avogadro? ¿Quien fue Amadeo Avogadro?

EVALUACION DE EQUIPO DE TRABAJO TEMA: ESTEQUIOMETRIA 1.-Calcular la masa molar de los siguientes compuestos.: Tetrahidróxido de estaño Sn (OH) 4 ; Ácido tetraoxoclórico (VII) H Cl O4; Perclorato niquélico Ni (Cl O4)3

2.- ¿Cuál es la masa molecular y en gramos del Ácido (orto)fosforoso H3P O3 ? 3.- ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua (H2O)? 4.-¿Cuántas moléculas hay en 45 mg de Ácido carbónico H2C O3 ? 5.- ¿Cuántos átomos de Nitrogeno hay en 1 g de N2, N3 ?. (Masa atómica del N =14) 6.- ¿Cuàntos moles hay en 34.7 g de Ca CO3 carbonato de cálcio ? 7.- ¿Cuántas moléculas de H Mn O4 (Ácido permagánico) hay en 27.8 g? 8.- Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 48.7 g de Permanganato niqueloso Ni (Mn O4)2 y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de 500 ml. 9.- ¿Cuantos gramos de Ni (Mn O4)2 (Permanganato niqueloso) hay en 180 ml de una solución 2,7 M?. 10.- Se agregan 5 gramos de H2SO4 (Ácido Sulfurico) a 55 grs. de agua ¿cuál es la concentración de la solución o la Molalidad? 11.- Hallar: equivalente químico del Al, Mn 12.- Hallar: Equivalente Químico del Ácido trioxocarbónico (IV) H2C O3 13.- Hallar: Equivalente Químico del Hidróxido de platino (II) Pt (OH)2 14.- Hallar: Equivalente Químico del : Tetraoxosulfato (VI) de disodio Na2S O4 15.- Una solución contiene 1,4 g de Dihidróxido de magnesio Mg (OH)2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad. 16.- Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos: Prof : Elmer Díaz Ácido metafosforoso H P O2 ; Dicromato de potasio K2Cr2O7 ; Alcántara

EVALUACION DE EQUIPO DE TRABAJO TEMA: ESTEQUIOMETRIA 1.-Calcular la masa molar de los siguientes compuestos.: Tetrahidróxido de estaño Sn (OH) 4 ; Ácido tetraoxoclórico (VII) H Cl O4; Perclorato niquélico Ni (Cl O4)3 2.- ¿Cuál es la masa molecular y en gramos del Ácido (orto)fosforoso H3P O3 ? 3.- ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua (H2O)? 4.-¿Cuántas moléculas hay en 45 mg de Ácido carbónico H2C O3 ? 5.- ¿Cuántos átomos de Nitrogeno hay en 1 g de N2, N3 ?. (Masa atómica del N =14) 6.- ¿Cuàntos moles hay en 34.7 g de Ca CO3 carbonato de cálcio ? 7.- ¿Cuántas moléculas de H Mn O4 (Ácido permagánico) hay en 27.8 g? 8.- Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 48.7 g de Permanganato niqueloso Ni (Mn O4)2 y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de 500 ml. 9.- ¿Cuantos gramos de Ni (Mn O4)2 (Permanganato niqueloso) hay en 180 ml de una solución 2,7 M?. 10.- Se agregan 5 gramos de H2SO4 (Ácido Sulfurico) a 55 grs. de agua ¿cuál es la concentración de la solución o la Molalidad? 11.- Hallar: equivalente químico del Al, Mn 12.- Hallar: Equivalente Químico del Ácido trioxocarbónico (IV) H2C O3 13.- Hallar: Equivalente Químico del Hidróxido de platino (II) Pt (OH)2 14.- Hallar: Equivalente Químico del : Tetraoxosulfato (VI) de disodio Na2S O4 15.- Una solución contiene 1,4 g de Dihidróxido de magnesio Mg (OH)2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad. 16.- Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos: Prof : Elmer Díaz Ácido metafosforoso H P O2 ; Dicromato de potasio K2Cr2O7 ; Alcántara

750 mmHg  80cm 3  1,2atm  V2 ; V2  65,8cm 3 760mmHg / atm DESARROLLO EVALUACION EN EQUIPO 1.-Calcular la masa molar de los siguientes compuestos.: Tetrahidróxido de estaño Sn (OH) 4 ; Ácido tetraoxoclórico (VII) H Cl O4; Perclorato niquélico Ni (Cl O4)3

a) Tetrahidróxido de estaño Sn (OH)4 b) Ácido tetraoxoclórico (VII) H Cl O4 c)

Sn: 1 x 118,7 = 118.7 O : 4 x 16.00 = 64.00 H : 4 x 1.01 = 4.01 + Masa molar = 186.71 g

H: 1 x 1.O1 = 1.O1 Cl : 1 x 35.44 = 35.44 O : 4 x 15.99 = 63.96 + Massa molar = 100.41 g

Ni: 1 x 58,69 = 118.7 Cl : 3 x 35.44 = 106.32 O :12 x 15.99 = 191.88 + Massa molar = 416,9 g

2.- ¿Cuál es la masa molecular y en gramos del Ácido (orto)fosforoso H3P O3 ?

Hallando masa molecular: masa de H : 3 uma x 1.01 = masa de P : 1 uma x 30.97 = masa de O : 3 uma x 16 =

3.02 30.97 48 81,99 uma

Hallando gramos: => 81.99 uma =81.99(1,67x10-24g ) = 136,92x10-24 = 1,36x10-22g 100 x 10-2

3.- ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua (H2O)? H2= 2x1=2g , O=1X16 = 16g 2+16 =18g 1 mol de agua pesa 18 gr, por lo tanto : 1 mol agua-----------------------18g => X = 5 mol de agua x 18g =90 g de agua 5 mol agua------------------------X Respuesta.: En 5.00 moles de agua habrá 90 g de H2O 4.-¿Cuántas moléculas hay en 45 mg de Ácido carbónico H2C O3 ?

*DATOS: Hallando masa molecular:

H 2 C O3

45 ÷ 1000 = 0.045 g H2CO3 x 1 mol H2CO3 x 6.02 1023 moléculas 62,02 g H2CO3 1mol HCN = 0,0436 x 100x1023 =4,36 x1021 = 4,36 x 1021 moléculas de H2CO3 10-2

masa de H : 2 masa de C : 1 masa de O : 3

uma x 1.01 = uma x 12 = uma x 16 =

2.02 12 48 62,02 g

5.- ¿Cuántos átomos de Nitrogeno hay en 1 g de N2, N3 ?. (Masa atómica del N =14) DE N2 : 1 molécula seria 14 x 2 = 28 Si 28 gramos de Nitrógeno ----------> 1 mol = 6.02 ...........1 gramo de Oxígeno ------------- ...........X

23

átomos

Esto se lee así, si 28 g de Nitrógeno equivalen a , 6.02 x10 23átomos , entonces 1 g. de Nitrógeno a cuanto Equivale: X= 1g. de nitrogeno x 6.02x1023 átomos de nitrógeno . 2,8g. x 10-1de nitrogeno (28 g N paso a notación química 28/10) X = Hay 0.215x 10 22 Átomos de Nitrógeno en 1 gramo de este elemento. DE N3 : 1 molécula seria 14 x 3 = 42 Si 42 gramos de Nitrógeno ----------> 1 mol = 6.02 ...........1 gramo de Oxígeno ------------- ...........X

23

átomos

Esto se lee así, si 42 g de Nitrógeno equivalen a , 6.02 x10 23átomos , entonces 1 g. de Nitrógeno a cuanto Equivale: X= 1g. de nitrogeno x 6.02x1023 átomos de nitrógeno . 4,2 g. x 10-1de nitrogeno (42 g N paso a notación química 42/10) X = Hay 1,43 x 10 22 Átomos de Nitrógeno en 1 gramo de este elemento.

6.- ¿Cuàntos moles hay en 34.7 g de Ca CO3 carbonato de cálcio ? Datos a= 34.7 grs. N= ? Formula N= a Mm

Cálculos Calculo de masa molar del Ca CO3 Ca = 1 x 40 = 40 C = 1 x 12 = 12 O3 = 3 x 16 = 48 = 100 g/mol N= 34,7 g = 0.347 moles 100 g/mol

Respuesta

∴ en 34,7 g hay 0.347 moles

7.- ¿Cuántas moléculas de H Mn O4 (Ácido permagánico) hay en 27.8 g? Calculamos la masa molar del H Mn O4 . H : Mn :

O4

1 x 1.01 = 1 x 54.94 =

1.01 =>27.8 g 54.94 de H Mn O4

64 119,95 g

4 X 16

:

6.022 x 1023 moléculas 119,95 g

(

= 1,395 x 1023 moléculas de Ácido permagánico

)

8.- Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 48.7 g de Permanganato niqueloso Ni (Mn O4)2 y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de 500 ml . Datos

Cálculos

a=48.7g V= 500 ml Mm=296.57 g/mol N=0.164 moles M? Formula M=N V

*DATOS: Para convertir litros a mililitros multiplica los litros por mil, ejemplo: 0.5 L x 1000= 500 ml Y para pasar de ml a L divide entre 1000 los ml ejemplo: 3000 ml /1000 = 3 L

Respuesta

Cálculo de los5 litro Cálculo de los litros Litros= 500 ml/1000 ml=0.5 litro M= 0.164 moles = 0.328 moles/litro 0.5 litro

∴ la molaridad en la solución es de 0.328 M

*DATOS:Hallando masa molecular:

Ni (Mn O4)2

masa de Ni : 1 uma x 58,69 = 58,69 masa de Mn : 2 uma x 54,94 = 109,88 masa de O : 8 uma x 16 = 128 296.57 g

n= 48,7 g

= 0,164

296.57 g/mol

9.- ¿Cuantos gramos de Ni (Mn O4)2 (Permanganato niqueloso) hay en 180 ml de una solución 2,7 M?. Datos a=? P V=180 ml M=2,7 M Fórmulas Número de moles = molaridad x Litros de solución  n=MXV



Cálculos

Respuesta

CALCULOSDE LOS LITROS: LITROS= 180ml / 1000 ml = 0.18 litro

∴ hay 144,13 gramos de

.

n = 2,7 moles/L n = 0.486 moles

Masa = Número de moles x masa molar a = n x Mm

x 0.18 L

a = 0.486 moles x 296,57 a= 144,13 gramos de Ni (Mn O4)2

Ni (Mn O4)2 en 360 ml de solución al 2,7 M Hallando masa molecular: Ni (Mn O4)2 masa de Ni : 1 uma x 58,69 = 58,69 masa de Mn : 2 uma x 54,94 = 109,88 masa de O : 8 uma x 16 = 128 296.57 g

g/mol

10.- Se agregan 5 gramos de Ácido hiposulfuroso H2SO2 a 35 grs. de agua ¿cuál es la concentración de la solución o la Molalidad? Datos

Cálculos

a=5 g (masa soltuto) Vsolv= 35 grs Mm(masa molar)=66g/mol M= ? Formula moles=3.9moles/Kg. M = N ó a/ Mm Kgrs. Solv,

Respuesta

Cálculo de los litros Kilogramos= 5 g/1000 g=0.055 kg M= 5/66 55/1000 kg

= 0,075 0,055 moles= 1,36 moles/Kg.

∴ la molalidad de la solución es de 1,36 m ó molal ó mol/kg Hallando masa molecular: H2SO2 masa de H2 : 2 uma x 1 = 2 masa de S : 1 uma x 32 = 32 masa de O2 : 2 uma x 16 = 32 66 g/mol

Prof : Elmer Díaz Alcántara

11.- Hallar: equivalente químico del Al, Mn Equivalente químico del aluminio (Al =27u.m.a, Valencia =3) EQ = 27/3 EQ = 9

Equivalente químico del Mn (Mn =55u.m.a, Valencia =7) EQ = 55/7 EQ = 7,85

12.- Hallar: Equivalente Químico del Ácido trioxocarbónico (IV) H2C O3

13.- Hallar: Equivalente Químico del Hidróxido de platino (II) Pt (OH)2

14.- Hallar: Equivalente Químico del : Tetraoxosulfato (VI) de disodio Na2S O4

EQ del Pt (OH)2 (Hidróxido de Platino) (Pt=195, O=16, H=1) Pt 1 x 195 = 195

EQ del H2CO3 (Ácido trioxocarbónico (IV) (H=1, C=12, O=16)

O2 H2

H2 1x 3 = 2 C 1x12 = 12 O3 16 x 3 = 48

2 x 16 = 2x1

=

EQ del Na2SO4 (Sulfato de Cobre) (E.O. sulfato= -2) (Na=23, S=32, O=16)

Na S O4

32 2

P. M. = 229 u.m.a. (unidad de masa atómica)

P. M. = 62 u.m.a. (unidad de masa atómica) EQ = 62/2 = 31

23 x 1 = 23 32 x 1 = 32 16 x 4

= 64

P. M. = 142 u.m.a. (unidad de masa atómica)

EQ = 229/2 = 114.5

EQ = 142/2 = 71

15.- Una solución contiene 1,4 g de Dihidróxido de magnesio Mg (OH) 2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad. Cálculos

Datos

Respuesta

*DATOS

PE o EQUIVALENTE-gramo

a=1,4 g

Tener que dividir la masa atómica por el número de partículas intercambiables de Hidrogeno Mg ( OH ) 2 masa molecular 58 gr Equivalentes gramos : 58/2 = 29

PE Mg(OH)2 = 29 g/equiv

n equiv = 1,4 g = 0.048 equiv 29 g/equiv N= 0.048 equiv = 0.096 equiv/lt 0.5 lt

N= ? Formulas n equiv = a PE

∴ la normalidad es de 0.096 Normal

N= n equiv V

16.- Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos: Ácido metafosforoso H P O2 H= 1 x 1 = P= 1 x 31 = O= 2 x 16 = masa molar

1 31 32 + =64 g

%H=

1 64

%P=

x 100 = 1.56%

%O=

32 64

31 64

x 100 = 48.43%

104 294

x 100 = 35.3%

x 100 = 50 %

Dicromato de potasio K2Cr2O7 %K= K= 2 x 39= Cr= 2 x 52= O= 7 x 16 = masa molar

78 104 112 + =294 g

78 294

x 100 = 26.5%

%O=

% Cr =

112 x 100 = 38.09 % 294

EVALUACION TEMA: ESTEQUIOMETRIA 1.-Calcular la masa molar de los siguiente compuesto.: Ácido hiposulfuroso H2SO2 2.- ¿Cuál es la masa molecular y en gramos del : HMnO4 ácido permangánico ? 3.- ¿Cuál es la masa de 7.00 moles de ácido sulfúrico (H 2SO4)? 4.-¿Cuántas moléculas hay en 35 mg de Ácido fosforoso H3PO3 ? 5.- ¿Cuántos átomos de Mercurio hay en 1 g de Hg3 ?. (Masa atómica del Hg =200,59) 6.- ¿Cuàntos moles hay en 54.7 g del Perclorato cúprico Cu(ClO4)2 ? 7.- ¿Cuántas moléculas deNitrato de amonio NH4NO3 ) hay en 25.8 g? 8.- Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 35.7 g de H2SO3 Ácido sulfuroso y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de 500 ml. 9.- ¿Cuantos gramos deSulfito de plata Ag SO3 hay en 150 ml de una solución 4,7 M?. 10.- Se agregan 5 gramos de Ácido hiposulfuroso H2SO2 a 35 grs. de agua ¿cuál es la concentración de la solución o la Molalidad? 11.- Hallar: equivalente químico del Li 12.- Hallar: Equivalente Químico del Ácido fosfórico H3PO4 13.- Hallar: Equivalente Químico del Hidróxido de manganeso (II) Mn(OH)2 14.- Hallar: Equivalente Químico del : Carbonato de aluminio Al2(CO3)3 15.- Una solución contiene 2,4 g de Hidróxido de estaño (II) Sn(OH)2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad. 16.- Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos: Prof : Elmer Díaz Sulfito de plata Ag2SO3 Alcántara

EVALUACION TEMA: ESTEQUIOMETRIA 1.-Calcular la masa molar de los siguiente compuesto.: Ácido hiposulfuroso H2SO2 2.- ¿Cuál es la masa molecular y en gramos del : HMnO4 ácido permangánico ? 3.- ¿Cuál es la masa de 7.00 moles de ácido sulfúrico (H 2SO4)? 4.-¿Cuántas moléculas hay en 35 mg de Ácido fosforoso H3PO3 ? 5.- ¿Cuántos átomos de Mercurio hay en 1 g de Hg3 ?. (Masa atómica del Hg =200,59) 6.- ¿Cuàntos moles hay en 54.7 g del Perclorato cúprico Cu(ClO4)2 ? 7.- ¿Cuántas moléculas deNitrato de amonio NH4NO3 ) hay en 25.8 g? 8.- Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 35.7 g de H2SO3 Ácido sulfuroso y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de 500 ml. 9.- ¿Cuantos gramos deSulfito de plata Ag SO3 hay en 150 ml de una solución 4,7 M?. 10.- Se agregan 5 gramos de Ácido hiposulfuroso H2SO2 a 35 grs. de agua ¿cuál es la concentración de la solución o la Molalidad? 11.- Hallar: equivalente químico del Li 12.- Hallar: Equivalente Químico del Ácido fosfórico H3PO4 13.- Hallar: Equivalente Químico del Hidróxido de manganeso (II) Mn(OH)2 14.- Hallar: Equivalente Químico del : Carbonato de aluminio Al2(CO3)3 15.- Una solución contiene 2,4 g de Hidróxido de estaño (II) Sn(OH)2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad. 16.- Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos: Prof : Elmer Díaz Sulfito de plata Ag2SO3 Alcántara

DESARROLLO DE LA EVALUACION

TEMA: ESTEQUIOMETRIA

1. Tenemos que: 1.-Calcular la masa molar del siguiente 2.- ¿Cuál es la masa molecular y en gramos del : 12.5 gramos NaOH -------> 100 gramos solución compuesto.: Ácido hiposulfuroso H2SO2 HMnO4 ácido permangánico ?

x gramos NaOH -----------> 80 gramos solución

Hallando masa molecular: H : 1 uma x 1 = 1 Mn : 1 uma x 55 = 55 O : 4 uma x 16 = 64 uma 120

Hallando gramos:

x = 10 NaOH. =>gramos 120 uma = 120(1,67x10-24g ) -24

-22

71,85x10 0,718x10 Al ser la=solución que=queremos delg30%, o sea, tiene 30 100 x 10y-2como tenemos 10 gramos de NaOH, gramos de NaOH, agregamos 20 gramos de NaOH y se obtiene la solución al 30%.

2. Molaridad = nº de moles/ Volumen (L) nº de moles = g/PM n = 620g/310g/mol n = 2 moles de Ca3(PO4)2 Molaridad = nº de moles/ Volumen (L) Molaridad = 2 moles/ 8L Molaridad = 0.25M 3. Molaridad = densidad x 1000 x %m-m/ PM Molaridad = 1.2g/mL x 1000 x 0.04/ 20g/mol Molaridad = 2.4M 4. NaOH + HBr -----> NaBr + H2O 2NaOH + H2SO4 -----> Na2SO4 + H2O Como la Normalidad = nº de equivalentes/ Litro solución, el HBr sólo genera 1 equivalente gramo por lo que la fórmula para calcular la concentración es la siguiente: C1V1 = C2V2 1L x C1 = 1L x 1N C1 = 1N En el segundo caso sería casi lo mismo: Normalidad = nº equivalentes / Volumen (L) nº equivalentes = gramos/ PM x valencia anión n = 9.8g/ 98g/mol x 2 n = 0.05 equivalentes H2SO4 Normalidad = nº equivalentes / Volumen (L) Molaridad = 0.05 equivalentes/ 1L Molaridad = 0.05M C1V1 = C2V2 C1 x 1L = 0.05N C1 = 0.05N x 2 moles (se multiplica por 2 debido a el nº estequiométrico de la ecuación del NaOH) C1 = 0.1N 5. densidad = masa/volumen 0.78g/mL x 100mL = masa etanol masa = 78 g nº de moles = g/PM n = 78g/46g/mol n = 1.7 moles Volumen final: 316mL agua + 100mL etanol = 416mL EQ del H3BOsolución 3 (Acido Bórico) Molaridad = nº de moles/Volumen (L) Molaridad = 1.7 moles/ 0.416L (H=1, B=11,Molaridad O=16) = 4.09M 6. Usamos la siguiente fórmula: H 3 1x 3 = 3

B 11x1 = 11 C1V1 = C2V2 4L x 8M = 3.2M x V2 O3 16x3 EQ=del 48 Mn(OH)

EQ del Al2(CO3)3 Carbonato de aluminio EQ del H2PO4 (E.O. carbonato = 2) Cálculo de los litros P. M. = 62 u.m.a. 7.O=16, Normalidad = nº equivalentes/ Volumen (L)O=16) (Ácido Bórico) (Mn=195, H=1) (Al=27, C=12, *DATOS Litros= 150 ml/1000 ml=0.15 litro Ag= K= 22x x 107,9 39== 215,8 78 (H=1, C=12, 3N =x 0.5L = nº de equivalentes Al (unidad de masa atómica) PE o EQUIVALENTE -gramo O=16) Mn 55 1 x 55 27 x 2 = 54 Cálculos Respuesta Cálculos S= 1 x 32,08 = 32,08 Tener que dividir la masa nº equivalentes = 1.5 Cr= 2 x 52= 104 H3 1x 3 = 3 O2 2 x 16Respuesta C equiv = 3 2 n equiv = 0.74 g 12 x 3 = 36 N= = 0.02 O= 3 x 16 = 48 + n = 4,7 moles/L x 0.15 L atómica por el número de O= 7 x 16 = 112 + P 1x31 = 31 H2 2 x 1=∴ O = 20.6 2 0.02 9 16 x 9 intercambiables = 144 hay 132,54 gramos de EQ = 62/3 equiv = 0.04 equiv/lt EQ del aluminio masa molar partículas de =295,88 g n = 0.705 moles Formula nº de equivalentes = gramos soluto/ PM x Formula *DATOS: *DATOS: P. M. = 89 Ag u.m.a. P. M. =valencia 234 u.m.a. masa molar =294 g O4 16 x 4 = 64 Hidrogeno SO en 150 ml ( Li =7u.m.a, % S Cr = = 36,03 104 x 100 = 12% 35.3% 3 moles=3.9moles/Kg. 1.5 equivalentes x 78g/mol x 3masa equivalentes gramos Hallando masa Hallando molecular: H moles=3.9moles/ 3 = 2SO 2 % Ode 48 xx 100 = % molecular: P. M.n=equiv (unidad atómica) (unidad deSO)masa atómica) % O=%=masa 112 100 = 16 38.09 % 2,4 g moles =N 0.0313 equiv Mg (Ag OH masa molecular Normalidad 294 2 215 78 x 100 = 73 26.5% de295.88 solución al 4,7 M a98==u.m.a. 0.705 x= 188 g/mol Valencia masa de Ag masa : 1 dex 295,88 H 108 : 2 = x108 1 = 2 M = N=1) ó a/ Mm Al(OH)3 % %Ag K == Kg. (unidad de masa atómica) ∴ la normalidad 153 gr EQ = Equivalente Químico 295.88 294 294 76,5 g/equiv masa de Smasa : 1 dex S32: 1= x32 32 = 32 a= 132,54 gramos de EQ =Fórmula 7/1 Kgrs. Solv, equiv gramos Al(OH)3 =Prof 351g EQ =N= 98/3 = 32,6 masa de 3 solu dex 16 O2Díaz :Equivalentes = x48 16 = =gramos 32107 : es de Litro de Disolución ::Elmer Elmer Alcántara m=N EQ = 89/2 = 0.0626 44,5 N= EQ =2 234/2 0.0313 equiv = 0.0626 equiv/lt Prof :Omasa Díaz EQ =N = 7 EQ / litro Ag SO 188 g/mol 66 g/mol 3 153/2 = 76,5 Normal v 0.5 lt Kgrs. Solv, Alcántara

Cálculos

2

10L de agua. (HidróxidoV2de=Maganeso(II)

2

1. Tenemos que: 12.5 gramos NaOH -------> 100 gramos solución x gramos NaOH -----------> 80 gramos solución

H: 2 x 1 = 2 S : 1 x 32 = 32 O : 2 x 16 = 32 + Masa molar = 66 g

x = 10 gramos NaOH.

3.- ¿Cuál es la masa de 7.00 moles de ácido sulfúrico (H2SO4)? H2= 2X1= 2g

S=1 x 32 = 32g

O4 = 4 x 16 = 64 g

2+32+ 64 = 94

1 mol de ácido sulfúrico H2SO4 pesa 94 gr, por lo tanto : 1 mol H2SO4-----------------------94g 7 mol ácido sulfúrico ------------------------X

Al ser la solución que queremos del 30%, o sea, tiene 30 gramos de NaOH, y como tenemos 10 gramos de NaOH, agregamos 20 gramos de NaOH y se obtiene la solución al 30%.

=> X = 7 mol de agua x 94g =658 g de H2SO4 2. Molaridad = nº de moles/ Volumen (L) Respuesta.: En 5.00 moles de H2SO4 habrá 658 g de H2SO4

4.-¿Cuántas moléculas hay en 35 mg de Ácido fosforoso H3PO3 ?

nº de moles = g/PM n = 620g/310g/mol n = 2 moles de Ca3(PO4)2

35 ÷ 1000 = 0.035 g H3PO3 x 1 mol H3PO3 x 6.02 1023 moléculas Molaridad = *DATOS: nº de moles/ Volumen (L) Hallando masa molecular: H3PO3 81,97 g H3PO31mol H3PO3 Molaridad = masa 2 moles/ de H 8L : 3 uma x 1 = 3 = 0,912 x 100x1023 = 91,2 x1021 moléculas de H3PO3 Molaridad = masa 0.25M de P : 1 uma x 30,97 = 30,97 masa de O : 3 uma x 16 = 48 10-2 81,97 g Resp: en 35 mg de Ácido fosforoso H3PO3 hay 91,2 x1021 moléculas de3.HMolaridad 3PO3 = densidad x 1000 x %m-m/ PM

Molaridad = 1.2g/mL x 1000 x 0.04/ 20g/mol

5.- ¿Cuántos átomos de Mercurio hay en 1 g de Hg3 ?. (Masa atómica del Hg =200,59) Molaridad = 2.4M DE Hg2 : 1 molécula seria 201 x 3 = 603 Si 603 gramos de Mercurio ----------> 1 mol = 6.02 ...........1 gramo de Mercurio ------------- ...........X

23

átomos

4. NaOH + HBr -----> NaBr + H2O 2NaOH + H2SO4 -----> Na2SO4 + H2O Como la Normalidad = nº de equivalentes/ Litro solución, el

Esto se lee así, si 603 g de Mercurio equivalen a , 6.02 x10 23átomos , entoncesHBr 1 g.sólo de Mercurio cuanto Equivale: genera 1aequivalente gramo por lo que la fórmula X= 1g. de mercurio x 6.02x1023 átomos de Mercurio . =la0,2995 para calcular concentración es la siguiente: 60,3 g. x 10-1 de mercurio (603 g Hg paso a notación química 603/10) X = Hay 0.099 x 10 22 Átomos de Hg en 1 gramo de este elemento.

6.- ¿Cuàntos moles hay en 54.7 g del Perclorato cúprico Cu(ClO4)2 ? Datos a= 54.7 grs. N= ? Formula

Cálculos Calculo de masa molar del Cu(ClO4)2 . Cu = 1 x 64 = 64 Cl2 = 2 x 35 = 70 O8 = 8 x 16 = 128 = 262 g/mol

C1V1 = C2V2 1L x C1 = 1L x 1N C1 = 1N En el segundo caso sería casi lo mismo: Respuesta

Normalidad = nº equivalentes / Volumen (L) nº equivalentes = gramos/ PM x valencia anión ∴ en 34,7 g 0.208 moles x 2 n =hay 9.8g/ 98g/mol n = 0.05 equivalentes H2SO4

Normalidad = nº equivalentes / Volumen (L) Molaridad = 0.05 equivalentes/ 1L N= 54,7 g = 0.208 moles Molaridad = 0.05M 262 g/mol C1V1 = C2V2 7.- ¿Cuántas moléculas de Nitrato de amonio NH4NO3 hay en 25.8 g? C1 x 1L = 0.05N C1 = 0.05N x 2 moles (se multiplica por 2 debido a el nº estequiométrico de la ecuación del NaOH) Calculamos la masa molar del NH4NO3 C1 = 0.1N 28 6.022 x 1023 5. 23densidad N2 : 2 x 14 = = 1,94 x 10 moléculas=demasa/volumen Nitrato de amonio ( moléculas ) =>25.8 g de NH4NO3 X NH4x NO 3 0.78g/mL 100mL = masa etanol 80 g H4 : 4 x 1 = 4 masa = 78 g 48 O3 : 3 X 16 = nº de moles = g/PM 80 g n = 78g/46g/mol n =31.7Ácido molessulfuroso y añadiendo suficiente agua hasta aforar un 8.- Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 35.7 g de H2SO Volumen final: 316mL agua + 100mL etanol = 416mL volumen de 500 ml. *DATOS: Para convertir litros a mililitros multiplica EQ del H3BOsolución 3 (Acido Bórico)los litros por mil, ejemplo: Molaridad = nº de moles/Volumen (L) Datos Cálculos Respuesta 0.5 L x 1000= 500 ml Molaridad = 1.7 moles/ Y0.416L para pasar de ml a L divide entre 1000 los ml ejemplo: Molaridad = 4.09M (H=1, B=11, O=16) 3000 ml /1000 = 3 L a=35.7g Cálculo de los litros 6. Usamos la siguiente fórmula: V= 500 ml Litros= 500 ml/1000 ml=0.5 litroH3 1x 3 = 3 ∴ la molaridad *DATOS: Hallando masa molecular y mol: Mm=355,26g/mol solución es de B 11x1 = 11en laC1V1 = C2V2 H2S O3 N=0.43 moles M= 0.43 moles = 0.86 moles/litro : 2del uma 1 = 3)23 4L x 8M = 3.2M x V2 masa de HEQ O3 16x3 EQ=del Alx2(CO 48 Mn(OH) 2 Cálculos 0.86 M masa de S : 1 uma x 32 = 32 10L de agua. (HidróxidoV2de=Maganeso(II) Carbonato de masa de O : 3 uma x 16 aluminio = 48 M? 0.5 litro EQ del H2PO4 (E.O. carbonato =822)g Formula Cálculo de los litros P. M. = 62 u.m.a. n= 35,7 (Al=27, g *DATOS = C=12, 0,43(L)O=16) Normalidad Volumen (Ácido Bórico) (Mn=195,7.O=16, H=1) = nº equivalentes/ Litros= 150 ml/1000 ml=0.15 litro 82 g/mol M=NAg= / V 22x x 107,9 K= 39== 215,8 78 (H=1, C=12, 3N x 0.5L = nº de equivalentes (unidad de masa atómica) PE o EQUIVALENTE -gramo O=16) Mn 1 x 55 Respuesta Al 27 x 2 = 54 = 55 Cálculos Cálculos S= 1 x 32,08 = 32,08 Tener que dividir la masa nº equivalentes = 1.5 Cr= 2 x 52= 104 H3 1x 3 = 3 O2 2 x 16Respuesta C equiv = 3 2 n equiv = 0.74 g 12 x 3 = 36 N= = 0.02 O= 3 x 16 = 48 + n = 4,7 moles/L x 0.15 L atómica por el número de O= 7 x 16 = 112 + P 1x31 = 31 H2 2 x 1=∴ O = 20.6 2 0.02 9 16 x 9 intercambiables = 144 hay 132,54 gramos de EQ = 62/3 equiv = 0.04 equiv/lt EQ del aluminio masa molar partículas de =295,88 g n = 0.705 moles Formula nº de equivalentes = gramos soluto/ PM x Formula *DATOS: *DATOS: P. M. = 89 Ag u.m.a. P. M. =valencia 234 u.m.a. masa molar =294 g O4 16 x 4 = 64 Hidrogeno SO en 150 ml ( Li =7u.m.a, % S Cr = = 36,03 104 x 100 = 12% 35.3% 3 moles=3.9moles/Kg. 1.5 equivalentes x 78g/mol x 3masa equivalentes gramos Hallando masa Hallando molecular: H moles=3.9moles/ 3 = 2SO 2 % Ode 48 xx 100 = % molecular: P. M. (unidad atómica) (unidad deSO)masa atómica) % O=%=masa 112 100 = 16 38.09 % equiv =u.m.a. 2,4 g moles =N 0.0313 equiv Mg (Ag OH masa molecular 150 Normalidad 294 2 215 78 x 100 = 73 26.5% 9.-Valencia ¿Cuantos gramos den=plata Ag SO hay en de295.88 solución al 4,7 M a98= 0.705 x= 188 g/mol masa de Ag masa : 1 dex 295,88 H 108 : 2 = x108 1 = 2 M = N=1) ó a/ Mm de Sulfito Al(OH)3 % %Ag K 3== Kg. (unidad de masa atómica) ∴ la normalidad 153 gr EQ = Equivalente Químico 295.88 294 294 76,5 g/equiv masa de Smasa : 1 dex S32: 1= x32 32 = 32 a= 132,54 gramos de EQ =Fórmula 7/1 Kgrs. Solv, equiv gramos Al(OH)3 =Prof 351g EQ =N= 98/3 = 32,6 masa de 3 solu dex 16 O2Díaz :Equivalentes = x48 16 = =gramos 32107 : es de Litro de Disolución ::Elmer Elmer Alcántara m=N EQ = 89/2 = 0.0626 44,5 N= EQ =2 234/2 0.0313 equiv = 0.0626 equiv/lt Prof :Omasa Díaz EQ =N = 7 EQ / litro Ag SO 188 g/mol 66 g/mol 3 153/2 = 76,5 Normal v 0.5 lt Kgrs. Solv, Alcántara N= a Mm

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