QUIMICA INDUSTRIAL

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

La materia la podemos encontrar en la naturaleza en forma de sustancias puras y de

mezclas.

* Las sustancias puras son aquéllas cuya naturaleza y composición no varían sea cual

sea su estado. Se dividen en dos grandes grupos: Elementos y Compuestos.

- Elementos: Son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras sustancias

más sencillas por ningún procedimiento. Ejemplo: Todos los elementos de la tabla

periódica: Oxígeno, hierro, carbono, sodio, cloro, cobre, etc. Se representan mediante su

símbolo químico y se conocen 115 en la actualidad.

- Compuestos: Son sustancias puras que están constituidas por 2 ó más elementos

combinados en proporciones fijas. Los compuestos se pueden descomponer mediante

procedimientos químicos en los elementos que los constituyen. Ejemplo: Agua, de

fórmula H2O, está constituida por los elementos hidrógeno (H) y oxígeno (O) y se puede

descomponer en ellos mediante la acción de una corriente eléctrica (electrólisis). Los

compuestos se representan mediante fórmulas químicas en las que se especifican los

elementos que forman el compuesto y el número de átomos de cada uno de ellos que

compone la molécula. Ejemplos: NaCl (Cloruro de Sodio), CO2 (Dióxido de Carbono),

HCl (Acido Clorhídrico), C2H5OH (Etanol), CH4 Metano, H2SO4 (Acido Sulfúrico) etc.

Cuando una sustancia pura está formada por un solo tipo de elemento, se dice que es

una sustancia simple. Esto ocurre cuando la molécula contiene varios átomos pero todos

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son del mismo elemento. Ejemplo: Oxígeno gaseoso (O2), ozono (O3), etc. Están

constituidas sus moléculas por varios átomos del elemento oxígeno.

* Las mezclas se encuentran formadas por 2 ó más sustancias puras. Su composición

es variable. Se distinguen dos grandes grupos: Mezclas homogéneas y Mezclas

heterogéneas.

- Mezclas homogéneas: También llamadas Disoluciones. Son mezclas en las que no

se pueden distinguir sus componentes a simple vista. Pueden ser sólidas, líquidas y

gaseosas.

Ejemplos:

Sólida: Aleaciones como el Bronce (cobre y estaño), latón (zinc y estaño), Acero

(hierro y carbono)

Liquida: Disolución de sal en agua, suero oral, una taza de té, café etc.

Gaseosa: El aire (nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, vapor de agua, ozono, dióxido de

carbono etc), gas natural (metano, etano, propano etc).

- Mezclas heterogéneas: Son mezclas en las que se pueden distinguir a los

componentes a simple vista. Ejemplo: Agua con aceite, granito, arena en agua, etc.

A su vez las mezclas pueden formar, soluciones y suspensiones

Soluciones o disoluciones: Son mezclas homogéneas, formadas por 2 o más

sustancias que reciben el nombre de soluto (esta en menor proporción) y disolvente (está

en mayor proporción). Las partículas que lo forman tienen tamaños menores a 1 nm (1

nanómetro = 1x10-9

m) por lo tanto no se diferencian a simple vista.

Suspensiones: Son mezclas heterogéneas. Se caracterizan por poseer partículas

suspendidas, de tamaño macroscópico mayor de 100 nm (se diferencian a simple vista).

Las suspensiones sedimentan en reposo.

Ejemplos: agua con arena, agua con cemento, pintura a base de agua, jugos naturales

etc.

Métodos de separación de mezclas heterogéneas

Los procedimientos físicos más empleados para separar los componentes de una

mezcla heterogénea son: separación manual o cribado, la filtración, la decantación y la

separación magnética entre otros. Estos métodos de separación son bastante sencillos por

el hecho de que en estas mezclas se distinguen muy bien los componentes.

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Separación manual o tamizado: Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su

tamaño. Prácticamente es utilizar coladores de diferentes tamaños en los orificios,

colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los

orificios. Es decir, los de orificios más grandes se encuentran en la parte superior y los

más pequeños en la inferior. Los coladores pueden ser tamices, rejillas, parillas o

sistemas análogos. Este método se usa en la agricultura para limpiar las semillas de las

cosechas.

Filtración: Se fundamenta en que alguno de los componentes de la mezcla no es

soluble en el otro, se encuentra uno sólido y otro líquido. Se hace pasar la mezcla a través

de una placa porosa o un papel de filtro, el sólido se quedará en la superficie y el otro

componente pasará.

Se pueden separar sólidos de partículas sumamente pequeñas, utilizando papeles con

el tamaño de los poros adecuados.

Ejemplo: Separación de agua con arena.

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Centrifugación: Es un procedimiento que se utiliza cuando se quiere acelerar la

sedimentación. Se coloca la mezcla dentro de una centrifuga, la cual tiene un movimiento

de rotación constante y rápido, lográndose que las partículas de mayor densidad, se vayan

al fondo y las más livianas queden en la parte superior.

Decantación: Esta técnica se emplea para separar 2 líquidos no miscibles entre sí.

Ejemplo: Agua y aceite. La decantación se basa en la diferencia de densidad entre los dos

componentes, que hace que dejados en reposo, ambos se separen hasta situarse el más

denso en la parte inferior del envase que los contiene. De esta forma, podemos vaciar el

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contenido por arriba (si queremos tomar el componente menos denso) o por abajo (si

queremos tomar el más denso).

En la separación de dos líquidos no miscibles, como el agua y el aceite, se utiliza un

embudo de decantación que consiste en un recipiente transparente provisto de una llave

en su parte inferior. Al abrir la llave, pasa primero el líquido de mayor densidad y cuando

éste se ha agotado se impide el paso del otro líquido cerrando la llave. La superficie de

separación entre ambos líquidos se observa en el tubo estrecho de goteo.

Separación magnética: Esta técnica sirve para separar sustancias magnéticas de

otras que no lo son. Al aproximar a la mezcla el imán, éste atrae a las limaduras de hierro,

que se separan así del resto de la mezcla.

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Métodos de separación de mezclas homogéneas

Existen varios métodos para separar los componentes de una mezcla homogénea o

disolución. Entre los más utilizados están la cristalización y la destilación simple.

Cristalización: Esta técnica consiste en hacer que cristalice un soluto sólido con

objeto de separarlo del disolvente en el que está disuelto. Para ello es conveniente

evaporar parte del disolvente o dejar que el proceso ocurra a temperatura ambiente. Si el

enfriamiento es rápido se obtienen cristales pequeños y si es lento se formarán cristales

de mayor tamaño.

Destilación simple: Esta técnica se emplea para separar líquidos de una disolución

en función de sus diferentes puntos de ebullición. Es el caso, por ejemplo, de una

disolución de dos componentes, uno de los cuáles es volátil (es decir, pasa fácilmente al

estado gaseoso). Cuando se hace hervir la disolución contenida en el matraz, el disolvente

volátil, que tiene un punto de ebullición menor, se evapora y deja un residuo de soluto no

volátil. Para recoger el disolvente así evaporado se hace pasar por un condensador por el

que circula agua fría. Ahí se condensa el vapor, que cae en un vaso o en un erlenmeyer.

Ejemplo: Esta técnica se emplea para separar mezclas de agua y alcohol. El alcohol

es más volátil que el agua y es la primera sustancia en hervir, enfriándose después y

separándose así del agua.

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Evaporación: Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de

los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea

si no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes

quedan en el envase.

Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con

agua de mar, y los dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un

material sólido que contiene numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio,

etc.

Cromatografía en Papel: Se utiliza mucho en bioquímica, es un proceso donde el

absorbente lo constituye un papel de Filtro. Una vez corrido el disolvente se retira el

papel y se deja secar, se trata con un reactivo químico con el fin de poder revelar las

manchas.

En la cromatografía de gases, la mezcla, disuelta o no, es transportada por la primera

especie química sobre la segunda, que se encuentran inmóvil formando un lecho o

camino.

Ambos materiales utilizarán las fuerzas de atracción disponibles, el fluido

(transportados), para trasladarlos hasta el final del camino y el compuesto inmóvil para

que se queden adheridos a su superficie.

Técnica que permite separar los componentes de una mezcla haciéndola pasar a

través de un medio adsorbente (adhesión a una superficie). Una de las más sencillas es la

cromatografía en papel que emplea como medio adsorbente papel filtro y como solvente

un líquido. Los distintos componentes se separan debido a que cada uno de ellos

manifiesta diferentes afinidades por el papel filtro o por el disolvente.

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Sublimación: La Sublimación aprovecha la propiedad de algunos compuestos de

cambiar del estado sólido al estado vapor sin pasar por el estado líquido. Por ejemplo, el

I2 y el CO2 (hielo seco) poseen esta propiedad a presión atmosférica

Número atómico ( Z )

El número atómico de un átomo es el número de protones que posee en su núcleo.

Número másico o de masa ( A )

El número másico de un átomo es el número de protones y neutrones que posee en su

núcleo. ( También se usa M en vez de A para representar a éste número ).

Por ejemplo, el átomo más abundante de litio posee en su núcleo 3 protones y 4

neutrones, por lo tanto su número atómico es 3 ( Z = 3 ) y su número másico es 7 ( A = 7

) y simbólicamente se representa así:

Li7

3

En un átomo eléctricamente neutro, el número de protones y de electrones es el

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mismo, por lo tanto en el ejemplo anterior el número de electrones es 3.

Todos los átomos de un mismo elemento poseen el mismo número de protones, pero

el de neutrones generalmente varía.

Masa atómica relativa o Peso Atómico

Para los cálculos químicos es necesario asignarle una masa atómica a cada

elemento. Debido a la existencia de isótopos, esta masa es un promedio donde la masa de

cada isótopo se pondera según su porcentaje de abundancia.

Se mide en unidades de masa atómica ( uma ). 1 uma es 1/12 de la masa del

isótopo de carbono -12, al cual se le asigna una masa de 12 uma.

1 uma = 1,66 × 10-24

g.

ESTRUCTURA NUCLEAR

Núcleo atómico

El núcleo es el constituyente central del átomo y posee la casi totalidad de la masa

de éste.

Diámetro: del orden de 10-13

a 10-12

cm

Densidad: del orden de 10-14

g / ml

Carga eléctrica: positiva, del orden de 10-19

a 10-17

C

Masa: del orden de 10-24

a 10-22

g

Sus componentes principales son los protones y los neutrones.

Protón ( p+ )

El protón es una partícula elemental cuya masa en reposo es 1,67×10-24

g. Posee carga

eléctrica positiva de 1,6×10-19

C. Es el causante de la carga eléctrica del núcleo.

Neutrón ( nº )

El neutrón es una partícula elemental cuya masa en reposo es prácticamente igual a la del

protón. No posee carga eléctrica.

El número de estas partículas identifica al átomo de un elemento, para lo cual se han

definido los siguientes dos números: Número atómico ( Z ) Y Número másico o de

masa ( A )

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LAS LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS

Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las

cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente

cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática

al estudio de las transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento

de las leyes de las combinaciones químicas y al establecimiento de la química como

ciencia.

1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (o de Lavoisier).

2. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (o de Proust).

3. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (o de Dalton).

4. LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS (0 de Richter).

5. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (o de Gay- lussac).

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (o de Lavoisier).

La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación

que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos

reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

Esta ley se considera enunciada por LAVOISIER, pues si bien era utilizada como

hipótesis de trabajo por los químicos anteriores a él se debe a LAVOISIER su

confirmación y generalización.

Respaldada por el trabajo del científico Antoine Lavoisier, esta ley sostiene que la

materia (la masa) no puede crearse o destruirse durante una reacción química, sino solo

transformarse o sufrir cambios de forma. Es decir, que la cantidad de materia al inicio y

al final de una reacción permanece constante

“En las reacciones químicas, la cantidad de materia que interviene permanece constante”

Ejemplo:

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32g de azufre se calientan con 56g de hierro, formando como producto único el sulfuro

ferroso. ¿Qué cantidad de producto se obtiene de esta reacción?

Solución:

De acuerdo a la ley de la conservación de la masa, la masa de los reactantes debe ser

igual a la masa de los productos. Por lo tanto, si 88g de reactantes (32g + 56g) se

combinaron al inicio de la reacción, la misma cantidad de masa debe obtenerse en los

productos. Dado que el único producto es el sulfato ferroso, la cantidad de éste obtenida

debe ser de 88g.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (o de Proust).

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto

lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido

para formarlo.

Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista

Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo

conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal

constante.

Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno

están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.

Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco

BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien

generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.

La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser

combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son

limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable.

Después, de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de

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Proust.

Enunciada por el científico Proust, esta ley mantiene que al combinarse dos o mas

elementos para hacer un compuesto determinado, las masas de las sustancias que

intervienen son fijas. Es decir, que existe una proporción de combinación exacta e

invariable y por lo tanto, la composición de un compuesto específico siempre es la

misma.

Por ejemplo, en la formación del agua (H2O) intervienen dos átomos de hidrógeno y uno

de oxígeno. Relacionando sus masas, la proporción de H a O es de 1g de H por cada 8g

de O. Si reaccionan 2g de H, se combinarán con 16g de O para formar el mismo

compuesto. Así mismo, si intervienen 4g de H en la formación de agua, la cantidad de O

será de 32g. La proporción 1g H : 8g O es constante para cualquier muestra de agua, un

compuesto determinado. Si la proporción llegara a cambiar, se puede concluir que el

compuesto no es el mismo y que se trata de otro compuesto diferente que contiene los

mismos elementos.

“En la formación de un compuesto, la cantidad de un elemento que se combina con una masa definida de otro es siempre la misma”.

Ejemplo:

Una muestra de 100. g de óxido de mercurio (II) contiene 92.6g de mercurio y 7.40 g de

oxígeno. ¿Cuánto oxigeno se encuentra en otra muestra del mismo compuesto que

contiene 150. g de mercurio?

Solución:

Según la ley de las proporciones definidas o constantes, la proporción de mercurio a

oxígeno en el óxido de mercurio (II) es constante.

La proporción es de 92.6g Hg/7.40g O = 12.5g. Es decir que por cada gramo de oxígeno

en el compuesto, hay 12.5g de mercurio. Si la muestra contiene 150.g de Hg, la cantidad

de O es de 150./12.5 = 12.0 Por lo tanto, hay 12.0 g de oxígeno en la muestra.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (o de Dalton).

Ing. Jeanette Ureña A.

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Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro

elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de

números enteros sencillos.

La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias

proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se

unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83

% de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de

oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por

tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos

óxidos están en la relación de 1 es a 2.

El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803

como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para

un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis

de los mismos.

Afirmada por el trabajo científico de John Dalton, esta ley se aplica a compuestos

diferentes que se conforman de los mismos elementos. La ley afirma que cuando existe

la combinación de elementos en más de una proporción para formar diferentes

compuestos, la relación entre las masas de uno de los elementos que reacciona con una

misma masa de otro elemento se expresa en números enteros pequeños.

Por ejemplo, el carbono y el oxígeno forman dos compuestos comunes que son el

dióxido de carbono (CO2) y el monóxido de carbono (CO). El cuadro muestra las

Ing. Jeanette Ureña A.

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relaciones entre los compuestos, así:

Compuesto Relación por masa molar Proporción

CO2 12g C: 32g O 1:2

CO 12g C: 16g O 1:1

Al comparar la relación entre las masas de oxígeno que reaccionan con una misma masa

de carbono (12g), se obtiene que esta proporción es de 32g O: 16g O, lo que es igual a 2:1

ó 2 (un número entero pequeño).

“Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar compuestos

diferentes, las masas de uno de los elementos que se combinan con la misma masa de otro,

están en relación de números enteros pequeños”.

Ejemplo:

Un mol del compuesto “A” contiene 28g de nitrógeno por cada 16g de oxígeno y un mol

del compuesto B contiene 48g de oxígeno por cada 28g de nitrógeno. Utilice la

información acerca de los compuestos A y B para ilustrar la ley de las proporciones

múltiples.

Solución:

Comparando las masas de oxígeno que reaccionan con una misma cantidad de nitrógeno

(28g), se obtiene que la relación es de 48g O: 16g O, lo que es igual a 3:1 ó 3 (un número

entero pequeño).

LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS (0 de Richter).

Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un

Ing. Jeanette Ureña A.

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elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se combinan entre

sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de hidrógeno, para formar

agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para

formar gas carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y 2,5050 g de calcio,

para formar óxido cálcico. Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio

pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra,

sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algún caso por números

enteros sencillos, son las que se unen entre sí para formar los correspondientes

compuestos

La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso

relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado

del elemento que se toma como tipo de referencia.

Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó

inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada

elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de

combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno,

por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los

elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365

(según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también

valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con

muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general

a partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el

oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del

hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números

aproximadamente enteros.

Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso

equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o

reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de

hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.

Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios

equivalentes.

LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (o de Gay- lussac).

Ing. Jeanette Ureña A.

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Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo

medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen

en que los gases se combinan.

En cualquier reacción química los volúmenes de todas las substancias gaseosas

que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y

temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.

GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva

su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se

había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno

formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en

las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes

no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las

reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:

Ing. Jeanette Ureña A.

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GAY-LUSSAC observó que el volumen de la combinación gaseosa resultante era

inferior o a lo más igual a la suma de los volúmenes de las substancias gaseosas que se

combinan.

LEYES PONDERALES.

E j e r c i c i o s r e s u e l t o s .

1. El cloro y el sodio se combinan para dar cloruro de sodio en la siguiente relación: 71 g

de cloro con 46 g de sodio.

Calcular:

a) La cantidad necesaria de sodio que se combinará totalmente con 30 g de cloro.

sodiodegxx

clorode

sodiodeg

clorodeg44,19;

30

46

71

b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al mezclar 50 g de cloro con 80 g de sodio.

La relación en que se combinan es sodiog

clorog

sodiodeg

clorodeg54,1

46

71

La relación en que se mezclan es: sodiog

clorog

sodiodeg

clorodeg625,0

80

50

Como es menor que 1,54, deducimos, que sobra sodio. El cloro reaccionará por completo.

sodiodegXsodiog

clorog

X

clorodeg47,32;54,1

50 ;

sodiodegsobrará 53,47,47

La cantidad de cloruro que se formará será:

sodiodeclorurodegsodiodegclorodeg 47,8247,3250

Ing. Jeanette Ureña A.

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2. Dos muestras de gases tienen estas composiciones:

Primera muestra: 3,446 g de carbono y 9,189 g de oxígeno

Segunda muestra: 8,531 g de carbono y 22,749 g de oxígeno.

Explicar si se trata del mismo gas o si las muestras corresponden a dos gases distintos

del carbono. ¿Qué ley ponderal se cumple?

Hallamos la relación que existe entre la masa de carbono y la de oxígeno en los dos compuestos:

Primera muestra: ;375,0189,9

446,3

Og

Cg

Og

Cg Segunda muestra: ;375,0

749,22

531,8

Og

Cg

Og

Cg

Como la relación es la misma se trata de un único óxido de carbono y la ley que se cumple es

la de Proust.(Proporciones definidas)

3. Demuestra que se cumple la ley de Dalton (proporciones múltiples) en las siguientes

muestras:

Primera muestra: 2,544 g de carbono y 3,392 g de oxígeno

Segunda muestra: 3,768 g de carbono y 10,048 g de oxígeno.

Hallamos la relación que existe entre la masa de carbono y la de oxígeno en los dos

compuestos:

Primera muestra ;750,0392,3

544,2

Og

Cg

Og

Cg Segunda muestra ;375,0

048,10

768,3

Og

Cg

Og

Cg

Al ser las relaciones distintas se trata de compuestos diferentes. Como conocemos las

cantidades de C que se combinan con 1 g de O, en cada una de los compuesto: 0,750 g C en el

primero y 0,375 g C en el segundo, para ver si se cumple la ley de Dalton, calculamos la

proporción en que están:

.2375,0

750,0

Cdeg

Cdeg

Como el cociente da 2, podemos afirmar que se cumple la ley de las proporciones múltiples.

4. En un determinado compuesto existen 5,4 g de aluminio y 4,8 g de oxígeno. En el agua

hay 1 g de hidrógeno por cada 8 g de oxígeno. Utilizando la ley de las proporciones

recíprocas, calcular el Peq. del aluminio

Tenemos que encontrar los gramos de aluminio y de hidrógeno que se combinan con una

misma masa de oxígeno, pues es el elemento común en los dos compuestos.

Ing. Jeanette Ureña A.

19

.125,08

1;125,1

8,4

4,5

Og

Hg

Odeg

Hdeg

Og

Alg

Odeg

Aldeg

Así, conocemos los gramos de Al y los gramos de H que se combinan con la misma cantidad

de O. El Al y el H se combinarán en esa proporción, cosa que aprovechamos para calcular el peso

equivalente del Al:

07,9;008,1125,0

125,1 X

Hdegconharánlo

X

Hdegconcombinanse

AldegSi

El equivalente de Aluminio es 9,027 g. Sabiendo que su valencia es 3, la masa atómica

relativa será 27,21.

5. Se hace reaccionar un volumen de 200 ml de amoníaco, medido en condiciones normales

(0ºC y 1 atm de presión), con el suficiente óxido de cobre (II) para que reaccione todo el

amoníaco, según la reacción:

2 NH3 (g) + 3 CuO (s) N2 (g) + 3 H2O (l) + 3 Cu (s)

¿Qué volumen de nitrógeno se obtendrá en condiciones normales?

Al permanecer constantes las condiciones de P y T durante toda la reacción, los mismos

balances que se pueden plantear con moles y moléculas, se pueden hacer con volúmenes,

teniendo en cuenta la ley de Avogadro.

2

3

2

3 1,0;2,0

1

2NdelX

X

NHdelcon

Ndelobtienese

NHdelCon

6. Calcula los átomos de H y de O existentes en 1 g de H2O.

Ar(H )= 1. Ar(O) = 16.

La Mr(H2O) = 18. y 1 mol de H2O = 18 g

Planteamos la siguiente proporción, recordando que 1 mol de cualquier compuesto contiene

el número de Avogadro de partículas:

aguademoléculasXX

aguadeg

OHdemoléculas

OHdeg 22

2

23

2 10.34,3;1

10.023,6

18

Como cada molécula de H2O contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, en 1 g de agua

Ing. Jeanette Ureña A.

20

habrá 6,68.1022

átomos de H y 3,34.1022

átomos de O.

7. Calcula la composición centesimal del ácido sulfúrico.

Ar(H)=1. Ar(S)=32. Ar(O)= 16

Determinamos primero la masa molar del ácido sulfúrico: H2SO4

2x1 +1x32 + 4x16 = 98 g/ mol y planteamos las siguientes proporciones:

HdeXSOHdeg

x

SOHdeg

Hdeg%04,2;

10098

2

4242

SdeXSOHdeg

x

SOHdeg

Sdeg%65,32;

10098

32

4242

Total 100 %

OdeXSOHdeg

x

SOHdeg

Odeg%31,65;

10098

64

4242

8. El análisis de un muestra de un compuesto puro presenta el siguiente resultado: 52,17

% de carbono, 13,04 % de hidrógeno y 34,78 % de oxígeno. Calcula su fórmula

empírica. Ar(H )= 1. Ar(O) = 16. Ar (C)= 12.

Suponemos 100 g del compuesto.

Calculamos cuantos moles de cada elemento hay en esos100 g de compuesto.

En este compuesto, los moles de estos elementos se encuentran en esa proporción, pero para

;04,13/1

04,13Hdemoles

molg

Hde

;35,4/12

17,52Cdemoles

molg

Cdeg

;17,2/16

78,34Odemoles

molg

Ode

Ing. Jeanette Ureña A.

21

expresarlo de una manera más sencilla, se dividen dichos números entre el menor y así se tienen

los números de moles de átomo relativos con respecto al que menos hay. Los subíndices de cada elemento en la fórmula empírica del compuesto serán:

Cdeátomos217,2

35,4 ; ;6

17,2

04,13Hdeátomos Odeátomos1

17,2

17,2 .

Por lo tanto la fórmula empírica será: C2H6O

9. Una muestra de 2,028 g de un determinado azúcar se quema y produce 2,974 g de CO2 y

1,217 g de vapor de agua. Sabiendo que el azúcar solo contiene, carbono, hidrógeno y

oxígeno, calcula su fórmula empírica.

Ar(C) = 12. Ar(H) = 1. Ar(O) = 16.

Al quemar el azúcar, el carbono y el hidrógeno que contiene pasa a formar parte del CO2 y

H2O, respectivamente. Calcularemos primeramente el carbono que hay en el CO2, que será el

carbono que había en el azúcar. Lo mismo con el hidrógeno que hay en el agua.

Mr(CO2) = 44. Mr(H2O) =18.

.811,0;974,2

12

44 22 CdegXX

COdegen

Cdeghay

COdegEn

Luego los gramos de oxígeno que contenía la muestra serán:

2,028 -(0,811 + 0,135) = 1,028 g oxígeno

Buscamos los moles de átomos que había en la muestra de cada elemento:

Para que la relación de números sea entera, se divide entre el más pequeño:

;0676,0/12

811,0Cdemoles

molg

Cdeg

;135,0/1

135,0Hdemoles

molg

Hde

;0676,0/16

082,1Odemoles

molg

Ode

.135,0;217,1

2

18 22 HdegXX

OHdegen

Hdeghay

OHdegEn

Ing. Jeanette Ureña A.

22

;10676,0

0676,0Cdeátomo ;2

0676,0

135,0Hdeátomos ;1

0676,0

0676,0Odeátomo

Así pues, la fórmula empírica es CH2O

10. Determina la fórmula empírica y molecular de un compuesto que está formado 92,3 %

de carbono y 7,7 % de hidrógeno y cuya masa molar es de 78 g/mol.

Primero tenemos que encontrar su fórmula empírica, para ello suponemos 100g del

compuesto y calculamos los moles de átomo que hay de cada elemento:

;7,7

/12

3,92Cdemoles

molg

Cdeg

Dado que la relación entre átomos solo puede expresarse mediante números enteros, hemos

de convertir la relación entre moles en una relación de número sencillos. Eso se consigue

dividiendo las anteriores cifras entre la menor.

Por lo que su fórmula empírica será CH.

Para encontrar la fórmula molecular, debemos conocer la masa molar (o averiguarla)

Como puedes ver, la masa molar (78 g/mol) no corresponde con la masa molar “empírica”,

que en este caso será: 12+1=13. Pero está claro que los átomos en la fórmula empírica guardan la

misma relación en la molecular, por lo que la masa molar será un múltiplo de la masa

molar”empírica”. Si dividimos ambas magnitudes:

.6/13

/78

molg

molg

empíricamolarmasa

realmolarmasaEsto significa que hay que multiplicar por 6 los

subíndices de la formula molecular “empírica” para encontrar la formula molecular real

C6H6 el compuesto es el benceno.

11. Un recipiente de 112 litros está lleno de gas butano. Sabiendo que se encuentra en

.17,7

7,7:º Cdeátomosden .1

7,7

7,7:º Hdeátomosden

;7,7/1

7,7Hdemoles

molg

Hde

Ing. Jeanette Ureña A.

23

condiciones normales (0ºC y 1 atm.), calcular los moles, gramos y moléculas de gas que

hay en el recipiente. Ar(C) = 12. Ar(H) = 1.

Como en c.n. 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 l. Planteamos la siguiente

proporción:

.5;1124,22

..1molesX

l

X

locupa

ncenmol

Como Mr(C4H10) = 58 .290;5

58

1gX

X

moles

g

mol

Como 1 mol de cualquier compuesto contiene el NA de partículas:

.10.0115,3;5

10.023,6

1 24

23moléculasX

X

moles

moléculascontiene

mol

12.- Del magnesio se conocen tres isótopos, cuya masa atómica y abundancia relativa

viene reflejada en la siguiente tabla:

ISÓTOPO MASA ATÓMICA ABUNDANCIA

Mg-24 23,985 78,7%

Mg-25 24,986 10,2%

Mg-26 25,986 11,1%

Calcular el valor media de la masa atómica del átomo de magnesio.

Como existen tres isótopos, la masa atómica media del átomo de magnesio, será la media

aritmética ponderada de las masas atómicas de cada isótopo:

3092,24100

1,11986,252,10986,247,78985,23)(

xxxMgAr

Ing. Jeanette Ureña A.

24

ESTEQUIOMETRÍA I

ESTEQUIOMETRÍA II

1.- ¿Cuántos gramos de monóxido de carbono necesitamos para obtener 100

gramos de dióxido de carbono?

Ar (C) =12. Ar (O) =16.

Primeramente escribimos y ajustamos correctamente la reacción química

22 22 COOCO

Como las masas moleculares son 28 g/mol la del CO y 44 g/mol la del CO2

y planteamos la siguiente proporción teniendo en cuente los coeficientes de la

reacción COgXCOg

X

COg

COg6,63;

10088

56

22

2.- El clorato potásico con el calor se descompone en cloruro potásico y oxígeno.

Calcular los moles de oxígeno que se obtendrán al calentar 613 g de clorato potásico.

Ar(O) = 16. Ar (Cl) 35,5. Ar (K) = 39,1.

Primero escribimos y ajustamos la reacción:

;322 23 OKClQKClO

Al ser la Mm (KClO3) = 122,6 g/mol, averiguamos los moles que hay de KClO3

.56,122

1613 moles

g

molg

Planteamos la siguiente proporción:

Ing. Jeanette Ureña A.

25

.5,7;5

3

22

3

2

3 OdemolesXX

KClOdemolesCon

OdemolesobtienenSe

KClOdemolesCon

3.- ¿Qué masa de amoníaco puede obtenerse con 10 l de hidrógeno medidos en

c.n. y con exceso de nitrógeno, si el rendimiento de la reacción es del 70 %?

Primero escribimos y ajustamos la reacción: 322 23 NHHN

Plateamos la siguiente proporción: lXX

HlCon

NHlObtenemos

HlCon67,6;

10

2

3 2

3

2

Como el rendimiento es del 70 % en realidad obtendremos; 6,67l l67,4100

70

Que al ser en c.n. resultarán, en gramos: .5,3;67,4

17)1(

4,223NHdegX

X

l

gmol

l

4.- En un matraz dejamos caer una disolución de HCl 2M sobre 100 g de

mármol que contiene un 60 % de carbonato de calcio (CaCO3). Las condiciones

ambientales son 20ºC y 750 mm Hg. Calcula:

a) La cantidad de cloruro de calcio que se forma.

b) El volumen de CO2 que se formará.

c) El volumen de disolución de HCl que se ha consumido.

Primero escribimos y ajustamos la reacción que describe el proceso:

2 CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O

Masas moleculares

Hallamos la cantidad de reactivo CaCO3 (limitante) que contienen los 100 g de

mármol:

100 36,5 111 44

18

Ing. Jeanette Ureña A.

26

360100

60.100 CaCOdegg

a) Calculamos la cantidad de cloruro de calcio con la siguiente proporción:

.6,66;60

111

1002

3

2

3 CaClgXX

CaCOgcon

CaClgobtenemos

CaCOgCon

b) Calculamos primero la cantidad de dióxido de carbono con la siguiente

proporción:

.6,0;60

1

1002

3

2

3 COmolesXX

CaCOgcon

COdemolobtenemos

CaCOgCon

Y con la ecuación general de los gases el volumen que ocupan:

.6,14

760

750

293..

.082,0.6,0

;... l

atm

KmolK

latmmol

VTRnVP

c) Calculamos primero los moles de HCl que se han consumido:

.2,1;60

2

100 33 HClmolesXX

CaCOgcon

HClmolesconsumen

CaCOgCon

Y con la expresión de la molaridad: .6,02

2,1;

)(

ºlV

disoluciónlV

solutomolesnM

5.- ¿Qué masa de oxígeno se necesita para quemar 30 g de etanol? En

condiciones normales,¿qué volumen de CO2 se desprende si el rendimiento de la

reacción es del 80%?

Ar (C) =12. Ar (O) =16.Ar(H)=1.

Ing. Jeanette Ureña A.

27

a) Primero escribimos y ajustamos la reacción de combustión del etanol:

OHCOOOHC 22262 323

Utilizando las masas moleculares planteamos la siguiente proporción:

.6,62;tan30

96

tan462

2

OdegXX

oledeg

Ogconreaccionan

oledeg

b) Ahora calculamos los moles que de forman de dióxido de carbono:

.3,1;tan30

2

tan462

2

COdemolesXX

oledeg

COmolesdan

oledeg

Pero como es del 80 % el rendimiento, en realidad se obtienen:

204,1100

803,1 COdemoles

Que en c.n. ocuparán un volumen de: .29,231

4,2204,1 l

mol

lmoles

6.- Se mezclan dos disoluciones, una de AgNO3 y otra de NaCl, cada una de las

cuales contiene 20 g de cada sustancia. Calcula la masa de AgCl que se formará.

Ar(Cl) = 35,5. Ar(Na) = 23. Ar(N) = 14. Ar(O) = 16 Ar(Ag) = 107,8.

Escribimos le reacción 33 NaNOAgClNaClAgNO

Buscamos cual es el reactivo limitante, para utilizarlo en la proporción que nos

permita averiguar la cantidad de cloruro de plata que se formará.

Mr(AgNO3) = 169,8. Mr(NaCl) = 58,5 Mr(AgCl) = 143,3.

Observando la reacción la relación en que se combinan los dos reactivos es:

Ing. Jeanette Ureña A.

28

;/9,25,58

8,1693 NaClgAgNOg

sodiodeclorurogpor

platadenitratog

y en realidad se combinan en la proporción:

;/120

203 NaClgAgNOg

sodiodeclorurogpor

platadenitratog El reactivo limitante (que se gasta por

completo) es el nitrato de plata. Cloruro de sodio sobrará.

Plateamos la proporción con el nitrato de plata y el cloruro de plata:

.88,16;20

3,143

8,169AgClgX

X

platadenitratodeg

platadeclorurogdan

platadenitratog

7.- En la valoración de 50 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico se han

gastado 37,6 cm3 de hidróxido potásico 0,2 N. Hallar su

normalidad, así como los gramos de H2SO4 disueltos en los

50 cm3.

Mr(H2SO4)=98.

El instante en el que se produce la neutralización se llama

punto de equivalencia. En ese momento se cumple que:

.15,0;2,0.10.6,3710.50; 33

AABBAA NNNVNV

Para calcular los gramos de ácido sulfúrico, encontramos los equivalentes de

ácido:

;0075,0º;15,0.10.50ºº 3 EqnEqnNVEqn AA

.37,0;0075,0

49

142

42 SOHdegXX

Eq

gson

SOHdeEqComo