ÍNDICE · Alquenos 104 Alquinos 106 Derivados halogenados 111 ... las diferentes formas de...

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ÍNDICE

Unidad 1. Reacciones químicas inorgánicas. 1

1.1 Clasificación de las reacciones 1

1.2 Símbolos auxiliares 2

1.3 Tipos de reacciones 3

1.3.1 Síntesis 4

1.3.2 Análisis o descomposición 4

1.3.3 Simple sustitución o desplazamiento 5

1.3.4 Doble descomposición o doble sustitución 5

Unidad 2. Estequiometria 8

2.1 Condiciones de una ecuación química correcta 8

2.2 Balanceo de ecuaciones por el método de tanteos 9

2.3 Número de oxidación 12

2.4 Balanceo de ecuaciones por el método de oxidación-reducción 14

2.5 Unidades químicas 19

2.5.1 Peso atómico 19

2.5.2 Átomo gramo 19

2.5.3 Molécula gramo 19

2.5.4 Mol 20

2.5.5 Peso molecular 20

2.5.6 Volumen molar o volumen molecular gramo 20

2.6 Cálculos químicos 21

2.6.1 Número de moles en x gramos de sustancia 21

2.6.2 Número de átomos o moléculas en x gramos de sustancia 23

2.6.3 Volumen ocupado por n moles de un gas,

en condiciones normales de temperatura y presión

24

2.7 Ley de la conservación de la masa 27

2.8 Ley de las proporciones constantes 29

2.9 Composición centesimal de un compuesto 30

2.10 Cálculo de problemas estequiométricos 33

2.11 Ley de las proporciones múltiples 37

2.12 Ley de las proporciones recíprocas o de los pesos de combinación 37

Unidad 3. Soluciones

3.1 Soluciones empíricas 43

3.2 Curva de solubilidad 45

3.3 Soluciones valoradas 47

Unidad 4. Ácidos y bases

4.1 Teorías ácido-base 59

4.2 Potencial hidrógeno (pH) y potencial oxhidrilo (pOH) 62

4.3 Clasificación de ácidos y bases 66

4.4 Indicadores 68

4.5 Neutralización 69

4.5.1 Titulación o valoración 69

4.5.2 Hidrólisis 72

2

Química Orgánica

Introducción 74

Objetivo general 75

Unidad 5. Estructura de los compuestos orgánicos

Fundamentos de la química orgánica 75

Principales diferencias entre compuestos orgánicos 76

Hibridación del carbono 77

Hibridación tetragonal 77

Hibridación trigonal 78

Hibridación planar 79

Tipos de cadena en compuestos orgánicos 81

Clasificación de esqueletos de los compuestos orgánicos 82

Isomería 84

Unidad 6. Nomenclatura: química orgánica

Función química 87

Hidrocarburos 91

Alcanos 91

Cicloalcanos 93

Radicales alquilo 94

Nomenclatura de alcanos arborescentes 98

Alquenos 104

Alquinos 106

Derivados halogenados 111

Alcoholes 114

Éteres 118

Aldehídos y cetonas 120

Ácidos 123

Esteres 125

Aminas 127

Amidas 129

Derivados del benceno 134

3

UNIDAD 1 REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS.

1.1 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES

En el Universo constantemente están ocurriendo cambios físicos y químicos; en nuestro curso, vamos a

estudiar especialmente los procesos químicos o reacciones químicas.

Una reacción química es un proceso en el cual dos o más sustancias, al interaccionar, forman otras, como

consecuencia de la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros nuevos.

Tal es el ejemplo del dióxido de azufre, que se forma por combustión del azufre.

Esta reacción puede representarse, mediante un modelo matemático, utilizando literales para representar

las sustancias participantes en una reacción química:

A + B = AB

O bien mediante una ecuación química, representando las sustancias participantes por medio de símbolos

y fórmulas químicas.

S + O2 SO2

Como los términos del primer miembro son diferentes químicamente a los del segundo miembro, en una

ecuación química se sustituye el signo (=), utilizando una ecuación matemática, por una flecha

( ) que indica el sentido en que se verifica la reacción.

Las ecuaciones químicas generalmente se emplean para describir solamente los estados inicial y final

del proceso.

Convencionalmente se escriben a la izquierda, es decir, en el primer miembro, los símbolos o

fórmulas de las sustancias iniciales, llamadas reaccionantes o reactantes, y a la derecha de la ecuación o

segundo miembro, se escriben los símbolos o fórmulas de las sustancias que se forman o productos de la

reacción.

EJEMPLO

OBJETIVO ESPECÍFICO

Conocer los conceptos de reacción química,

modelo matemático, ecuación química,

reactantes, productos y símbolos auxiliares

OBJETIVO PARTICULAR

Plantear la ecuación química como un modelo para explicar

las diferentes formas de transformación entre los compuestos

y elementos químicos inorgánicos ejemplificados con

reacciones de importancia para el país.

4

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Reactantes Productos

1.2 SIMBOLOS AUXILIARES

Los símbolos auxiliares se utilizan para que una ecuación química represente lo más exactamente posible

una reacción, el sentido y las condiciones en que se realiza. Entre los símbolos auxiliares más usados

tenemos:

Una flecha hacia la derecha ( ) indica que la reacción es irreversible, es decir, que se realiza en un

sentido.

Una flecha hacia la derecha y otra hacia la izquierda ( ) indican que la reacción puede realizarse

de izquierda a derecha y de derecha a izquierda, es decir, los productos pueden regresar a su estado original.

Un triángulo encima de una flecha que separa a los reactantes de los productos indica que la reacción sólo

se realizará si se le suministra calor.

CaCO3 CaO + CO2

Para indicar el estado físico de las sustancias se anota dentro de un paréntesis una (s) si la sustancia es un

sólido, una (l) si es un líquido una (g) si la sustancia es un gas y (aq) si la reacción se realiza en agua.

( ) Una flecha hacía arriba indica un gas que se desprende.

( ) Una flecha hacía abajo indica un sólido que precipita.

Si la reacción requiere un catalizador que acelere o retarde la reacción, se indica sobre la flecha que

separa los reactantes de los productos.

Si la reacción requiere energía luminosa, se escribirá sobre la flecha el símbolo ( λν ), que representa un

cuanto de luz. Veamos:

λν

CH3-CH3 + HCl CH3-CH2-Cl + HCl

(ϟ ) Este símbolo arriba de la flecha representa la electrólisis.

ϟ

2H2O(l) 2H2(g) + O2(g

∆

2KCLO3(s) KCl(s) + 3O2(g)

Esta ecuación indica que el clorato de potasio (KClO3) es un sólido que al calentarse produce cloruro de

potasio (KCl) sólido y oxígeno (O2) gaseoso.

Los números que están colocados antes de las fórmulas se llaman coeficientes; indican el número de

átomos, moléculas o moles que intervienen en el proceso.

EJEMPLO

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

1 molécula 3 moléculas 2 moléculas

1mol 3 mol 2 mol

5

EJERCICIO Escribe los símbolos auxiliares que conoces de una ecuación química.

1.3 TIPOS DE REACCIONES

Las diferente reacciones o procesos químicos dan lugar muchas veces a la obtención de sustancias

compuestas; atendiendo a ello, los compuestos químicos pueden formarse por distintos procedimientos

generales.


Identificar los tipos de reacciones

6

De acuerdo con la formación o ruptura de los enlaces, las reacciones químicas se clasifican en cuatro

tipos principales:

a) Reacciones de Síntesis

b) Análisis o descomposición

c) Simple sustitución

d) Doble sustitución

1.3.1 SÍNTESIS Consiste en la unión de sos o más sustancias sencillas paraa formar una más compleja. La

representación mediante el modelo matemático de este tipo de reacción es el siguiente:

A + B AB

Metal + oxígeno óxido metálico

4 Na + O2 2 Na2O

Sodio oxígeno óxido de sodio

No metal + oxígeno óxido no metálico (anhídrido)

2Cl2 O2 2Cl2O

Cloro oxígeno anhídrido hipocloroso

Metal + halógeno halogenuro del metal

2Na Cl2 2NaCl

Sodio Cloro cloruro de sodio

Metal activo + hidrógeno hidruro metálico

2K + H2 2KH

Potasio hidógeno hidruro de potasio

Óxido metálico + Agua Hidróxido

MgO + H2O Mg(OH)2

Óxido de magnesio Agua Hidróxido de magnesio

1.3.2 ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN

Este tipo de reacción es inversa a la de síntesis; una susstancia compleja, mediante energía, se divide

en dos o más sustancias sencillas. El modelo matemático de esta reacción es:

AB A + B E= energía

EJEMPLO

electricidad

2H2O 2H2 + O2

Agua hidrógeno oxígeno

∆

2KCLO3(s) KCl(s) + 3º2(g)

Clorato de potasio cloruro de potasio oxígeno

∆

7

CaCO3 CaO + CO2

Carbonato de calcio óxido de calcio dióxido de carbono

1.3.3 SIMPLE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO

Es aquella reacción en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de

otro elemento. Este desplazamiento sucede siempre y cuando el átomo sustituyente tenga mayor actividad que

el sustituído. El modelo matemático de esta reacción es:

A + BC AC + B

EJEMPLO

HgS + Fe FeS + Hg

Sulfuro de fierro sulfuro de mercurio

Mercurio(II) fierro(II)

Mg + 2HCl MgCl2 + H2

Magnesio ácido cloruro hidrógeno

Clorhídrico de magnesio

2Na + 2HNO3 2NaNO3 + H2

Sodio ácido nítrico nitrato de sodio hidrógeno

1.3.4 DOBLE DESCOMPOSICIÓN O DOBLE SUSTITUCIÓN

Este tipo de reacción consiste en el intercambio entre los iones presentes. El modelo matemático de

esta reacción es:

+- +- +- +-

AB + CD AD + CB

EJEMPLO

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

Nitrato cloruro cloruro nitrato

De plata de sodio de plata de sodio

Ag2SO4 + 2NH4Cl (NH4)2SO4 + 2AgCl

Sulfato de cloruro sulfato cloruro

plata de amonio de amonio de plata

BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl

Cloruro Sulfato de Sulfato de cloruro

De bario sodio bario de sodio

8

EJERCICIOS

1.- Contesta las siguientes preguntas.

a) ¿Qué representa una ecuación química?

b) ¿Cómo se les llama a las sustancias iniciales de una reacción química?

_______________________________________________________________________________

c) ¿Cómo se les llama a las sustancias finales de una ecuación química?

d) ¿Cómo se le llama al número que indica el número de moles, moléculas o átomos y se escribe a la

izquierda de la fórmula?

e) Cuando representamos una reacción por literales, estamos utilizando un modelo...

2.- En los espacios en blanco escribe si la reacción es de síntesis, análisis, simple sustitución o doble sustitución.

a) H2 + Cl2 2HCl

b) S + 02 SO2

c) CaCO3 CaO + C02

9

d) 2HBr + Cl2 2HC1 + Br2

e) Fe + HgS FeS + Hg

f) 2H2 + 02 2H20

g) NaOH + HC1 NaCl + H20

h) H20 + C02 H2CO3

i) 2KCIO3 2KC1 + 302

j)2Na + S Na2S

k) Ca + I2 Cal2

1) 2KOH + H2S04 2H20 + K2S04

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UNIDAD 2 ESTEQUIOMETRÍA

INTRODUCCIÓN.

La ciencia Química logra un gran avance cuando los químicos reconocieron la importancia de las

mediciones cuidadosas y comenzaron a hacerse preguntas que podrían ser respondidas cuantitativamente.

La estequiometria —del griego “stoicheion” (constituyente elemental) y “metrein” (medir) — es la parte de la

química que se ocupa del estudio de las relaciones en peso entre las sustancias que participan en una reacción

química.

Piara realizar los cálculos estequiométricos en una reacción química será necesario como base

fundamental tener presente: las leyes fundamentales que sustenta la estequiometria, algunos conceptos

auxiliares, y el balanceo de ecuaciones; los cuales se verán más adelante.

2.1 CONDICIONES DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA CORRECTA

Para que una ecuación química esté correctamente escrita, debe cumplir ciertos requisitos:

Los símbolos y las fórmulas de reactantes y productos deben estar correctamente escritos.

Deben aparecer moléculas de los elementos y no átomos libres.

Para poder cumplir con esta condición, al escribir una ecuación es necesario recordar que las moléculas

de los elementos gaseosos y las de los halógenos son diatómicas:

OBJETIVO PARTICULAR

Aplicar la Ley de la conservación de la masa realizando

cálculos estequiométricos en ecuaciones químicas


Conocer las condiciones para escribir una ecuación química

correcta.

11

La ecuación debe cumplir con la Ley de la conservación de la masa de Lavoisier, es decir, el número

de átomos debe ser igual en los reactantes y en los productos; debe estar balanceada.

2.2 BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DE

TANTEOS

Para balancear una ecuación química se pueden utilizar varios métodos; entre ellos se tiene el de

tanteos, generalmente utilizado para balancear ecuaciones sencillas. Para aplicar correctamente este método se

siguen los siguientes pasos:

1.- Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayoría de

las sustancias que intervienen.

2.- Asignar a la fórmula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre igualar el número

de átomos del elemento en reactantes y productos.

Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos, incluso a los índices.

3.- Repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta que la ecuación esté

balanceada.

Nota: Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes, pero los subíndices de las fórmulas

no pueden ser alterados.

EJEMPLOS:

a) Mg + HC1 MgCl2 + H2

El número de átomos de cada elemento, en el primero y segundo miembros, es:

1 - Mg -1

1 - H - 2

1 - Cl - 2

Como se puede observar, existe un desequilibrio en el número de átomos de H y de Cl, por lo que se

requiere asignar el número 2 como coeficiente del HC1:

Mg + 2 HC1 MgCl2 + H2

Ahora el número de átomos de H y de Cl es:

2- H -2

2 - Cl - 2

Esto es, la ecuación está balanceada.

b) Al + 02 A1203

El número de átomos de cada elemento en ambos miembros es:

1- Al - 2

2- O - 3

Se observa que el número de átomos de oxígeno en el primer miembro es par, y en el segundo es impar;

por tanto, es necesario afectar el compuesto del segundo miembro con un coeficiente tal (2) que el número de

átomos resulte par.

12

Al + 02 Al203

Ahora el número de átomos es:

1- Al -4

2- O -6

No obstante que se antepuso un coeficiente, la ecuación aún no está balanceada, por lo que será necesario

anteponer coeficientes a los términos del primer miembro.

Para nivelar el número de átomos de aluminio, se asignará un coeficiente 4 a dicho elemento:

4Al + 02 Al203


4 - Al - 4

2 - 0 - 6

Finalmente, para igualar el número de átomos de oxígeno deberá afectarse al oxígeno molecular con

el coeficiente 3:

4Al + 302 Al203

Ahora se tiene:

4 - Al - 4

6- O -6

La ecuación está balanceada.

c) Al (N03)3 + H2SO4 HNO3 + A12(S04)3

En la ecuación anterior se observa que en ambos miembros aparecen grupos atómicos sin alteración,

llamados radicales; por tanto, la ecuación podrá balancearse tomando en consideración el número de dichos

radicales:

1 - Al - 2 3 - N03 - 1 2- H -1 1 - S04 - 3

Igualando el número de átomos de aluminio se tiene:

2A1(N03)3 + H2S04 HN03 + A12(S04)3

2 - Al - 2

6 - N03 - 1

2- H -1

1 - S04 - 3

Igualando el número de radicales nitrato (NO3) se tiene:

A1(N03)3 + H2S04 6HNO3 + A12(S04)3


2 - Al - 2

6 - N03 - 6

13

2- H -6

1 - S04 - 3

Igualando el radical sulfato (SO4) se tiene:

2A1(N03)3 + 3H2S04 6HN03 + A12(S04)3

2 - Al - 2

6 - N03 - 6

6- H -6

3 - S04 - 3

La ecuación está balanceada.

EJERCICIO

1.- Contesta brevemente las siguientes preguntas:

a) ¿Para qué se balancea una ecuación química?

b) Escribe dos condiciones para que una ecuación química esté correctamente escrita.

2.- Balancea las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteos.

a) Na2SO4 + BaCl2 BaS04 + NaCl

b) ZnS + 02 ZnO + SO2

c) KOH + H2S04 H2O + K2SO4

d) CaCO3 CaO + C02

e) KCIO3 KCl + O2

f) NaOH + H2S04 Na2S04 + H20

14

g)Mg + HC1 MgCl2 + H2

2.3 NÚMERO DE OXIDACIÓN

Para identificar las especies oxidada y reducida en una ecuación química, es necesario explicar el

concepto de número de oxidación, así como la determinación del mismo.

Con frecuencia, los términos valencia y número de oxidación se consideran sinónimos; recordemos:

Valencia. Es la capacidad de combinación de los átomos.

Número de oxidación. Es la carga eléctrica asignada a un átomo cuando se combina con otro.

EJEMPLO

En el KI, el número de oxidación del potasio es +1, y el del yodo es -1, ya que, dada la elevada diferencia

de electronegatividades entre los dos átomos, se considera que el potasio cede un electrón al yodo, mismo que

el yodo acepta.

En el HBr, el número de oxidación del hidrógeno es +1 y el del bromo es -1, ya que ambos átomos

comparten un par de electrones; para poder asignar cargas eléctricas, se supone que el bromo, al ser más

electronegativo, acepta el electrón del hidrógeno.

REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UN ÁTOMO

1. El número de oxidación de cualquier elemento libre (sin combinar) es cero.

Así, H2, 02, Cl2, Fe, K, tienen número de oxidación cero.

2. Los metales alcalinos (grupo IA) tienen número de oxidación + 1. (Li, Na. K. Rb, Cs, Fr)

3. Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) tienen número de oxidación +2. (Be, Mg, Ca, Sr, Ba,

Ra).

4. El número de oxidación del hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, por ejemplo:

H20, NH3, CH4; pero en los hidruros metálicos iónicos, como NaH, CaH2, A1H3, el número de

oxidación del hidrógeno es -1.

5. El oxígeno tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos que tiene número de

oxidación -1.

6. Todos los metales tienen número de oxidación positivo.


Escribir las reglas para determinar el número de

oxidación de un elemento

15

7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser

cero.

8. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un catión debe ser igual a la

carga del anión.

La aplicación de las reglas anteriores se ilustra en los siguientes ejemplos:

En el Na2S, el sodio tiene un número de oxidación de +1, y el azufre debe ser -2 para que la suma algebraica

de las cargas eléctricas sea igual a cero.

+1x2

-2xl

Na2 S

+2 -2

En el Fe203, el oxígeno tiene un número de oxidación -2, y el del fierro debe ser +3.

6+ 6-

+ 3 x 2 - 2 x 3

Fe2 O3

En el CaC03, el número de oxidación del calcio es +2, el del oxígeno es -2, el del carbono debe ser

+4 para igualar las cargas eléctricas.

+6 -6

+2 +4 -2x3

Ca C 03

En el CU(N03)2 el número de oxidación del nitrógeno es +5; ya que el radical N03 tiene un número

de oxidación -1, según el balance de las cargas eléctricas.

+2 +10 -12

+ 2 + 5 x 2 - 2 x 6

Cu (N 03)2

EJERCICIO Determina los números de oxidación de cada uno de los elementos de los siguientes

compuestos.

1. - H2S04 H__________ S __________ O__________

2.-Na2S04 Na_________ S__________ O__________

3.- Al(OH)3 Al__________ O_________ H__________

4.- H3P04 H__________P__________ O__________

5.- KMn04 K_________Mn__________ O__________

6.- A12(S04)3 Al_________ S__________ O__________

7.- H20 H__________O_________

16

2.4 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO

DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Otra forma en que se pueden analizar las reacciones químicas, es la que toma en cuenta la transferencia

de electrones de un átomo a otro; tales procesos, de gran importancia práctica, se conocen con el nombre de

reacciones de oxidación-reducción, abreviado “redox”.

En una reacción “redox” la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende una de otra y el

número total de electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al número de

electrones ganados por la otra especie en la reducción; es decir, en una ecuación “redox” no hay exceso ni

deficiencia de electrones.

Representación en una Escala del Proceso:

OXIDACIÓN

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +l +2 +3 +4 +5 +6 +7

REDUCCIÓN

EJEMPLOS

El fierro reacciona con el cloro de acuerdo con la siguiente ecuación:

2 Fe0 + 3C1°2 2Fe

+3Cl3

-1

Fe0

Fe+3

+ 3e-1

C1°2 + 2e-1

2Cl-1

El fierro aumentó su número de oxidación de cero a +3, por lo tanto se oxidó. El cloro disminuyó su

número de oxidación de cero a -1, por lo tanto se redujo.

En la ecuación, el agente oxidante es el cloro, por ser la sustancia que causa la oxidación, y como acepta

electrones, su número de oxidación disminuye; el agente reductor es el fierro, por ser la sustancia que causa la

reducción, y al ceder electrones su número de oxidación aumenta.

El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida

La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico pierde electrones.

La reducción es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico gana electrones.

Una reacción es de oxidación-reducción si ocurre un cambio en el número de oxidación. Veamos tres

ejemplos de reacciones “redox”:


Balancear ecuaciones químicas por el método de

oxidación-reducción.

17

Al0 + O°2 Al2

+3 O3

-2

Zn0 + O2

0 Zn

+2 O

-2

N+2

O-2

N+4

O2-2

Si la reacción no experimenta cambio en los números de oxidación, no es una reacción “redox”. Ahora

tenemos algunos ejemplos de reacciones que no son “redox”.

Na2+1 O -2 + H2

+1 O-2 Na+1 O-2 H+1

Mg+20-2 + H2+10-2 Mg+2(O -2 H+1)2

Ag+1N+503

-2 + Na+1Cl-1 Ag+1 Cl-1 + Na+1 + N+5 O3-2

REGLAS PARA BALANCEAR ECUACIONES “REDOX” POR EL

MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN.

1.- Se escribe la ecuación:

NH3 + CuO H2O + N2 + Cu

2.- Anotar los números de oxidación de cada átomo en la ecuación (aplicando las reglas antes

descritas).

-3 +1 +2 -2 +1 -2 0 0

NH3 + Cu O H2O + N2 + Cu

3.- Anotar como una semirreacción los átomos que sufrieron cambios en sus números de oxidación

de los reactantes a los productos, indicando de cuanto fue el cambio y donde sucede la oxidación y reducción,

así como indicar cual es el agente oxidante y cual el agente reductor.

-3 0

N N se oxida (agente reductor)

+2 0

Cu Cu se reduce (agente oxidante)

4.- Anotar abajo de los átomos que sufrieron cambio, el número de cambio (generalmente) del lado

de los productos).

NH3 + CuO H2O + N2 + Cu

3 2

Dentro de éste paso; si hubiese subíndices en los átomos, multiplicarlos por el número de electrones

ganados o perdidos, tratando de simplificar si existe la posibilidad.

NH3 + Cu O H2O + N2 + Cu

3x2=6 2

Simplificando

3 1

18

5.- Los números resultantes finalmente, son los coeficientes buscados en forma cruzada, esto es el

número final del agente reductor será coeficiente del agente oxidante y viceversa (recuerde que cuando se

tiene un coeficiente igual a 1, éste no se escribe, como se indica en el siguiente ejercicio).

NH3 + Cu O H2O + N2 + 3Cu

6.- Una vez que se han encontrado los coeficientes de los átomos que se oxidan y se reducen, los

demás se encuentran por tanteos teniendo en cuenta que, los primeros coeficientes encontrados no se pueden

modificar.

2NH3 + 3Cu O 3H2O + N2 + 3Cu

Ejemplo:

Balancear la siguiente reacción por oxido-reducción.

1.- P + HNO3 + H2 O NO + H3PO4

0 +1+5-2 +1-2 +2-2 +1+5-2

2.- P + HNO3 + H2 O NO + H3PO4

0 +5

3.- P P se oxida pierde 5e- (agente reductor)

+5 +2

N N se reduce gana 3e- (agente oxidante)

4.- P + HNO3 + H2 O NO + H3PO4

3 5

5.- P + HNO3 + H2 O 5 NO + 3H3PO4

6.- 3P + 5HNO3 + 2H2 O 5NO + 3H3PO4

Notas:

a) No será extraño encontrar que un mismo átomo pueda sufrir simultáneamente la oxidación y la reducción.

b) Cuando al complementar la ecuación por tanteos la ecuación no se ajusta, será necesario cambiar los coeficientes

encontrados en el proceso de óxido- reducción (y como se mencionó que éstos ya no pueden variar), se recomien-

da cambiar los coeficientes encontrados del lado de los reactantes.

Ejemplos:

Balancear la siguiente ecuación por REDOX.

Cl2 + KOH KClO3 + KC1 + H2O

0 + 1-2+1 +1+5-2 +1-1 +1-2


19

0 +5

C1 C1 se oxida, pierde 5e- (agente reductor)

0 -1

C1 Cl se reduce, gana 1e- (agente oxidante)


5 1

Cl2 + KOH KClO3 + 5 KC1 + H2O

3Cl2 + 6KOH KClO3 + 5KC1 + 3H2O

Balancear la siguiente ecuación por REDOX.

HNO3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + NO2

+1+5-2 +3-2 +1-2 +1+5-2 +4-2

H N O3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + NO2

+5 +4

N N se reduce gana le- (agente oxidante)

+3 +5

As As se oxida pierde 2e- (agente reductor)


2 1

HNO3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + 2 NO2

Se observa inmediatamente que la ecuación no se podrá balancear ya que el número uno en el As del lado de los productos es

inamovible, y del lado de los reactantes el As tienen dos átomos.

Cambiar los números al lado de los reactantes.


2x2=4

4HNO3 + As2O3 + H2O 2 H3AsO4 + 4 NO2

EJERCICIO Balancea las siguientes ecuaciones por el método de número de oxidación (REDOX).

a) H2S + HNO3 H2S04 + NO + H20

20

b) KMnO4 + HC1 KC1 + MnCl2 + Cl2 + H2O

c) Cu + HNO3 CU(NO3)2 + NO + H2O

d) KMnO4 + H2SO4 + H2S K2SO4 + MnSO4 + H2O + S

e) HNO3 + I2 HIO3 + NO2 + H2O

f) Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + NH4 NO3 + H2O

21

EJERCICIO 1 En los espacios en blanco escribe la palabra o palabras que completen correctamente el

enunciado.

Si un átomo pierde electrones, se_____________________________________________________________

Si un átomo gana electrones, se_______________________________________________________________

2.5 UNIDADES QUÍMICAS

.

En las reacciones químicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos, iones o moléculas;

para contar y pesar tales partículas, el químico cuenta con ciertas unidades que se llaman unidades químicas,

siendo las principales el peso atómico, el átomo gramo, la molécula gramo, el mol, el peso molecular y el

volumen molar o volumen molecular gramo.

2.5.1 PESO ATÓMICO

Es el peso promedio de los átomos de un elemento en relación con el peso de un átomo de carbono

12, al cual se le ha asignado el peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica.

El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo, ya que indica cuántas

veces es mayor el peso de un átomo de dicho elemento que la doceava parte del peso de un átomo de carbono

12. Veamos:

El peso atómico del magnesio es igual a 24.312 uma, lo que significa que un átomo de magnesio

pesa aproximadamente el doble de un átomo de carbono 12.

El valor de 4.003 uma para el peso atómico del helio indica que un átomo de helio pesa

aproximadamente la tercera parte de de un átomo de carbono 12.

.

2.5.2 ATOMO GRAMO

Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Por ejemplo:

1.- Un átomo-gramo de oxígeno pesa 16 gramos.

2.- Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos.

3. Un átomo-gramo de carbono pesa 12 gramos.

2.5.3 MOLECULA GRAMO

Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos. Así, tenemos

que:

1.-La molécula de H2SO4 pesa 98 gramos.

2.-La molécula de CO2 pesa 44 gramos.

OBJETIVO ESPECÍFICO Conocer las unidades químicas

22

3.-La molécula de O2 pesa 32 gramos.

2.5.4 MOL

Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituyen una mol se conoce

con el nombre de número de Avogadro, y es igual a 6.02 x 1023

.

Una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de

moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo.

1.-Una mol de H20 contiene 6.02 * 1023

moléculas y pesa 18 gramos.

2.-Una mol de C02 contiene 6.02 x 1023


3.-Una mol de azufre (S) contiene 6.02 x 1023


2.5.5 PESO MOLECULAR

Es el peso de una molécula de una sustancia comparado con el peso de un átomo de carbono 12,

tomado como 12 unidades de peso atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la

suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. Veamos algunos casos:

1.- El peso molecular del 02 es igual a 32 uma, pues el peso atómico del O es igual a 16 uma y la

molécula es diatómica.

2.- El peso molecular del H20 es igual a 18 uma, dado que la molécula contiene 2 átomos de H

(PA=1 x 2 = 2 uma) y un átomo de O (PA=16 uma).

Esto es: PM H20: PAH = (2 x l) + PA O = (16 x l) = 2 + 16 = 18

3.- El peso molecular del C02 es igual a 44 uma, ya que la molécula está constituida por un átomo de

C (PA 12 uma) y 2 átomos de O (PA= 16 uma).

.

Es decir: PM C02:1 PA C + 2PA O = 12 + (2 x 16) = 12 + 32 = 44

2.5.6 VOLUMEN MOLAR O VOLUMEN MOLECULAR GRAMO

Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia. El volumen molar de un gas,

en condiciones normales de temperatura y presión (273°K y 1 atm), es igual a 22.4 litros.

1.-44 gramos de C02 ocupan, en condiciones normales de temperatura y presión, un volumen de 22.4

litros.

2.- 6.02 x 1023

moléculas de 02 ocupan, en condiciones normales de temperatura y presión, un

volumen de 22.4 litros.

EJERCICIO Escribe la definición de los siguientes conceptos:

a) Peso atómico

______________________________________________________________________________

b) Mol

23

______________________________________________________________________________

c) Peso molecular

__________________________________________________________________________________

d) Átomo gramo

___________________________________________________________________________________

e) Molécula gramo

__________________________________________________________________________________

f) Mol de átomos

______________________________________________________________________________________

g) Mol de moléculas

__________________________________________________________________________________

h) Volumen molar

_______________________________________________________________________________________

i) Valor del número de Avogadro

_________________________________________________________________________________

2.6 CALCULOS QUIMICOS

El conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre los cuales tienen

especial importancia los siguientes.

2.6.1 NUMERO DE MOLES EN X GRAMOS DE SUSTANCIA

El peso de una mol es numéricamente igual al peso atómico o molecular; por tanto, el número de

moles contenidas en determinada cantidad de sustancia se puede calcular mediante la siguiente relación:

Masa en gramos

Núm. de moles = ───────────────────

Peso atómico o peso moles

g g

n = ── n = ──


Realizar cálculos relativos a las unidades químicas.

24

PA PM

Con esta ecuación también podemos calcular la masa de un determinado número de moles.

Masa en gramos = núm. de moles por peso molecular, g = nPM

EJEMPLOS

1.-¿Cuántos átomos gramo y cuántas moléculas gramo contienen 28 gramos de nitrógeno?

Datos

Masa en g de nitrógeno = 28 g

PAN = 14 uma = 14 g/átomo g

PM N2 = 28 uma = 28 g/molécula g

núm. de átomos gramo = x

núm. de moléculas gramo = x

Fórmula y desarrollo

g g

n = ── n = ──

PA PM

28g

n = ─────── n = 2 átomo gramo

14 g/átomo g

28 g

28 g

n = ─────────── n = 1 molécula gramo

28 g/molécula g

2.- ¿Cuál es el número de moles contenidas en 100 g de CO2?

Datos

n = x

g = 100g

PM = C02 = 44 g/mol


g 100g

n = ── = ────── = 2.27 moles de CO2

PM 44g/mol

3.- ¿Cuál es la masa en gramos contenida en 0.8 moles de carbonato de sodio (Na2CO3)?

Datos: g = x n = 0.8 moles de Na2C03 PM = 106 g/mol

Fórmula y desarrollo:

g

n = ── g = n x PM

PM

25

g = 0.8 moles x 106 g/mol g = 84.8 g

2.6.2 NUMERO DE ATOMOS O MOLECULAS EN X GRAMOS DE

SUSTANCIA

Una mol contiene 6.02 x 1023

átomos o moléculas; por tanto, el número de estas partículas contenido

en una determinada cantidad de sustancias será igual al producto del número de moles por el número de

Avogadro:

Núm. de átomos o moléculas = n x N

Mediante la fórmula anterior, también es posible calcular el número de moles que constituyen un

número dado de átomos o de moléculas.

Núm. de átomos o moléculas

n =

N

EJEMPLOS

1.- ¿Cuántas moléculas están contenidas en 10 g de hidróxido de sodio (NaOH)?

Datos

N = x

g = 10 g

PM = 40 g/mol (NaOH)


N = n x 6.02 x 1023

molécula/mol

g

n =

PM

10 g

n = = 0.25 moles

40 g/mol

N = 0.25 mol x 6.02 x 1023

moléculas/mol N = 1.505 x 1023

moléculas

2.- ¿Cuántas moles están contenidas en 9.03 x 1023

moléculas de SO2?

Datos

Núm. de moléculas de S02 = 9.03 x 1023

N = 6.02 x 1023

moléculas/mol

Fórmula y desarrollo:

Núm. de moléculas = n x N

Núm. Moléculas

n=

26

N

9.03 x 1023

moléculas

n =

6.02 x io23

moléculas/mol

n = 1.5 moles

2.6.3 VOLUMEN OCUPADO POR N MOLES DE UN GAS, EN

CONDICIONES NORMALES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN

En condiciones normales, una mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 litros; en consecuencia, el

volumen ocupado en dichas condiciones por n moles es igual a:

VTPN =

n moles x 22.4 litros/mol

EJEMPLOS

1. ¿Qué volumen, en litros, ocupan 2.5 moles de CO2 en condiciones normales de temperatura y

presión?

Datos

VTPN = x litros

n = 2.5 moles

V molar TPN = 22.4 l/mol


VTPN = n x 22.4

VTPN = 2.5 moles x 22.4 l/mol

n = 56 litros

2. ¿Qué volumen ocupan 50 gramos de amoniaco (NH3) en condiciones normales de temperatura y

presión?

Datos

VTPN = x litros

g de NH3 = 50 gramos

PM = 17 g/mol


g

n = ───

PM

VTPN = n x 22.4 l/mol

50 g

n = ───

17 g/mol

n = 2.94 moles

27

VTPN = 2.94 moles x 22.4 //mol VTPN = 65.88 litros

TPN: Temperatura y presión normales: temperatura 0°C o 273°K; presión 760 mm de Hg o 1 atm.

EJERCICIOS

1.-En los espacios en blanco, escribe la palabra o palabras que completen los siguientes enunciados.

______________________Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.

______________________Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.

______________________Es el peso molecular expresado en gramos.

______________________Es el promedio de los pesos atómicos de los átomos de un elemento.

______________________ Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de un gas en

condiciones normales de temperatura y presión.

_______________________Es el valor del número de Avogadro.

_______________________Fórmula para calcular el número de moles.

______________________Fórmula para calcular el volumen ocupado por un determinado número de moles.

2.-Determina los pesos moleculares de los siguientes compuestos.

KHSO4

K2CrO4

Pb(NO3)2

NH4OH

A12(SO4)3

3.- Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas.

a) Calcula el número de moles y el número de moléculas contenidas en:

400 gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2

50 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4)

28

150 gramos de nitrato de sodio (NaNO3)

b) ¿Cuál es la masa en gramos de 1.5 moles de:

Tricloruro de fósforo (PC13)

Tetracloruro de carbono (CC14)

Nitrato de plata (AgNO3)

c) ¿Cuántos litros en condiciones normales de temperatura y presión ocupan:

80 gramos de amoniaco (NH3)

150 gramos de SO2

200 gramos de CO2

d) ¿Cuántos litros en CNTP ocupan 2.5 moles de:

Dióxido de carbono (CO2)

Dióxido de azufre (SO2)

29

Amoniaco (NH3)

2.7 LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA

Estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y

volúmenes de las sustancias participantes.

Las reacciones químicas no se verifican arbitrariamente, sino que están regidas por varios principios,

entre los cuales destacan por su importancia los siguientes:

a) Ley de la conservación de la masa. Lavoisier

b) Ley de las proporciones constantes. Proust

c) Ley de las proporciones múltiples. Dalton

d) Ley de las proporciones recíprocas. Richter-Wenzel

Ley de la conservación de la masa Lavoisier (1774)

Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante.

De acuerdo con lo anterior, en toda reacción química la suma de los pesos de las sustancias

reaccionantes es igual a la suma de los pesos de las sustancias resultantes o productos.

Así, aplicando dicha ley para la ecuación

A + B C + D se tiene:

Peso de A + peso de B = peso de C + peso de D.

Teóricamente, esta ley se puede comprobar a partir de una ecuación balanceada, sumando los pesos

moleculares de reactantes y productos.

EJEMPLOS

1.- 2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O

2(PM NaOH) + (PM H2SO4) = PM Na2SO4) + 2 (PM H2O)

(2(23 + 16 + 1) + (1 x 2) + 32 + (16 x 4) = (23 x 2) + 32 + (16 x 4) + 2(1 x 2 + 16)

80 + 98 g = 142 g + 36 g

178 = 178 g

2.- 2KI + Pb(NO3)2 Pbl2 + KNO3

2(PM KI) + PM Pb(NO3)2 = PM Pbl2 + 2(PM KNO3)

2(166) + 331 = 461 + 2(101)

OBJETIVO ESPECÍFICO Comprobar la Ley de la conservación de

la masa de Lavoisier.

30

332 g+.331 = 461 +202 g

663 g = 663 g

EJERCICIO

Balancea las siguientes ecuaciones y comprueba la Ley de Lavoisier.

NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 3 H2O

CH4 + O 2 CO 2 + H2O

Zn + HC1 ZnCl2 + H2

Fe2(SO4)3 + BaCl2 BaSO4 + FeCl3

H2 + Cl2 HC1

31

2.8 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

Ley de las proporciones constantes Proust (1797)

Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una re-

lación constante en peso.

Esta ley se puede ilustrar con el siguiente ejemplo:

2 H2 + O2 H2O

4 g 32 g 36

= 0.125

Estableciendo una relación entre los pesos reaccionantes de hidrógeno y oxígeno se obtiene el

siguiente ejemplo:

gramos de H2 4g

=

gramos O2 32g

Este factor, llamado gravimétrico, es una constante y por lo tanto puede utilizarse para calcular el

peso de oxígeno que se combina con un peso dado de hidrógeno, o viceversa, al formarse agua.

Por ejemplo, el peso de oxígeno combinado con un gramo de hidrógeno en el agua se determina en la

siguiente forma:

1 g de H

= 0.125 de donde:

x g de O

1 X = = 8 g de O

0.125

Utilizando el mismo procedimiento se obtiene que una mol de agua (18 g) siempre está constituida

por 2 g de hidrógeno y 16 g de oxígeno.

De lo anterior se concluye que la composición de un compuesto puro es constante,

independientemente del proceso de su formación.

EJERCICIO

Determina el factor gravimétrico.

2Na + Cl2 2NaCl

2HC1 H2 + Cl2


Conocer y aplicar correctamente la Ley de Proust.

32

2.9 COMPOSICION CENTESIMAL DE UN COMPUESTO

Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje (%), esto es, indicando el

número de gramos de cada elemento presentes en 100 gramos del compuesto.

Esta relación, que puede obtenerse a partir de la fórmula condensada del compuesto o bien a partir de

la composición del mismo, determinada por experimentación, se llama composición centesimal.

Las fórmulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto son:

Peso atómico del elemento x índice

a) % de x = x 100

Peso molecular

Peso del elemento

b ) % d e x = x 100

Peso del compuesto

La primera fórmula se utiliza si se conoce la fórmula del compuesto, y la segunda si se cuenta con datos

experimentales.

EJEMPLOS

1.- ¿Cuál es la composición centesimal del agua?

Datos

PA de H = 1 PA de O = 16 PM del H2O = 18 % de H = x % de O = x


PAH x 2

%H = x 100

PM H2O

PAde O

%0 = x 100

PM H2O

1 x 2

%H = x 100 %H = 11.11

18

OBJETIVO ESPECÍFICO Determinar la composición centesimal de un

compuesto.

33

16

%O = x 100 %O = 88.89

18

%H + %O = 100.00%

2.-En un experimento se calentaron 1.44 g de cobre y se formaron 1.80 g de sulfuro. ¿Cuál es la composición

centesimal del compuesto?

Datos

Peso de Cu = 1.44 g Peso de CuS = 1.80 g Peso de S = 0.36 g

% de Cu = x % de S = x


Peso de Cu

% de Cu = x 100

Peso de CuS

Peso de S

% de S = x 100

Peso de CuS

1.44

% de Cu = x 100 %de Cu = 80

1.80

0.36

% de S = x 100 %de S = 20

1.80

%Cu + % S = 100.00 %

3. Determina el porcentaje de los elementos de Al(OH)3

Datos

Al = 1 x 27 = 27 O = 3 x 16 = 48

3

H = 3 x 1 =

78


PA x índice

% Al = x 100

PM

PA x índice

% O = x 100

PM

34

PA x índice

% H = x 100

P

27 x 1

% Al = x 100 = 34.61%

78

16 x 3

% O = x 100 = 61.53%

78

1 x 3

%H = x 100 = 3.84%

78

99.98%

Si se conoce el porcentaje de un elemento en un compuesto, es posible calcular la cantidad de dicho

elemento en una determinada cantidad del compuesto, como se ilustra en el siguiente ejemplo:

4. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán de 250 g de una sustancia que contiene 81.8% de

oxígeno?

g del compuesto = 250 = 100% g de oxígeno = x % de O = 81.8

250 g 100%

X 81.8%

250 x 81.8

X= = 204.5 g de oxígeno

100

EJERCICIO

1. Determina la composición centesimal de las siguientes sustancias:

A12(SO4)3

H3PO4

Ca(CN)2

NH4NO3

Ca(OH)2

35

2.10 CÁLCULO DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS

Las ecuaciones químicas son expresiones de la Ley de la conservación de la masa. Utilizando

unidades químicas, es posible establecer relaciones entre masa, moles y volúmenes de las sustancias que

participan en una reacción.

Para la resolución de estos problemas estequiométricos se procede de la siguiente forma:

Escribir la ecuación química del proceso.

Aplicar la Ley de Lavoisier, es decir, balancear la ecuación.

Expresar los pesos moleculares, moles o volúmenes de las sustancias que interesan, de acuerdo con

el planteamiento del problema.

Establecer la proporción y despejar la incógnita.

EJEMPLOS

1.-¿Cuántos gramos de cloruro de plata se formarán al hacer reaccionar una solución que contiene 5

g de cloruro de sodio con la cantidad necesaria de nitrato argéntico, según la siguiente ecuación

balanceada?

PA C1 35.5 Na 23 Ag 108 NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl

58.5 g 143.5 g

5 x

=

58.5 143.5

12.26 g de AgCl

2-¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se obtendrán a partir de 150 gramos de hidróxido de

sodio de acuerdo con la siguiente ecuación?

150 g x g

2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O

2 x 40 1 x 142

80 142

150 x 142

X = = 266.25 g de Na2SO4

80


Comprender y poder resolver problemas estequiométricos.

36

3.-El gas propano C3H8 en presencia de oxígeno reacciona para dar CO2 y H2O. ¿Cuántos moles de

CO2 se forman cuando se queman 110 g de propano en presencia del aire?

110 g x mol

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

44 g 3 mol

110 x

=

44 3 mol

110 x3

X= x = 7.5 mol de CO2

44

4.- ¿Cuántos litros de amoniaco se obtienen a partir de 20 g de nitrógeno, según la siguiente

ecuación?

20 g x l

N2 + 3H2 2NH3

28 g 2 mol x 22.4 l/mol

44.8 l

20 g x

=

28 g 44.81

20 x 44.8

x = = 32l de NH3

28

5.- ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350 g de H2S, según la siguiente ecuación?

X g 350 g

FeS + 2HC1 H2S + FeCl2

88 g 34 g

x 350 g

=

88 g 34 g

350 x 88

x = = 905.88 g de FeS

34

6.- ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0.80 moles de Cl2, según la siguiente ecuación?

x mol 0.80 mol

4HC1 + O2 2H20 + 2C12

1 mol 2 mol

37

x 0.80 mol

=

1 mol 2 mol

0.80 x 1

x = = 0.4 mol de O2

2

7.-¿Cuántos gramos de sulfuro de fierro II pueden obtenerse al hacer reaccionar 10 g de azufre con

fierro, según la siguiente ecuación?

10g xg

Fe + S FeS

10 x 10 x 88

= x = x= 27.5 g

32 88 32

Eficiencia o rendimiento es el porcentaje de conversión de los reactantes en productos, ya que no todas las

reacciones se llevan a cabo al 100%.

EJEMPLO

1. El zinc reacciona con el HC1 para producir ZnCl2 e hidrógeno; si se mezclan 5 gramos de zinc con

HC1, ¿cuál es el peso real de ZnCl2 producido, si la reacción se efectúa con un rendimiento de 80%?

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

5g x 5 x 270

= x = = 10.38 g de ZnCl2

130 270 130

Esto es si fuera al 100%

Para determinar el 80% de rendimiento, lo hacemos mediante una regla de tres simple.

10.38 100%

x 80%

10.38 x 80

X = = 8.3 gramos de ZnCl2

100

EJERCICIO Resuelve los siguientes problemas estequiométricos:

a) ¿Cuántas moles de dióxido de carbono (CO2) se formarán al oxidar 250 g de carbono (C), según la

siguiente ecuación?

C + O2 CO2

38

b) ¿Cuántas moles de óxido de aluminio (A12O3) podrán obtenerse a partir de 150 g de aluminio

(Al), según la siguiente ecuación?

Al + O2 A12O3

c) ¿Cuántos gramos de clorato de potasio (KC1O3) se deben calentar para obtener 50g de oxígeno,

según la siguiente ecuación?

KClO3 KC1 + O2

d) ¿Cuántos litros de amoniaco (NH3) se obtendrán al combinarse 25 litros de nitrógeno con

hidrógeno, según la siguiente ecuación?

N2 + H2 NH3

e) Si se combinan 25 gramos de magnesio con ácido clorhídrico (HC1), ¿cuál es el peso real de

MgCl2 si la reacción se efectúa con un rendimiento de 75%, según la siguiente ecuación?

Mg + HCI MgCl2 + H2

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