REPASO DE SOLO QUÍMICA DE 4º ESO para 1º …TIPO DE ENLACE TIPO DE COMPUESTO PROPIEDADES...

REPASO DE SOLO QUÍMICA DE 4º ESO para 1º BACHILLERATO 2019

FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA 4º E.S.O.

Fórmula Sistemática de composición nº de oxidación o adición

Sistemática de composición

prefijos multiplicadores o de

hidrógeno

TRADICIONAL

SeO3 Óxido de selenio(VI) Trióxido de selenio No permitida

Ni H3 Hidruro níquel (III) Trihidruro de níquel No permitida

Sn(OH)4 Hidróxido de estaño (IV) Tetrahidróxido de estaño No permitida

Co2 S3 Sulfuro de cobalto(III) Trisulfuro de dicobalto No permitida

H2Te No permitida Telururo de dihidrógeno Ácido telurhídrico

Fe(BrO4)2 Tetraoxidobromato(1-) de hierro(2+)

Bis(tetraoxidobromato) de hierro

Perbromato ferroso

H2SO3 Dihidroxidooxidoazufre (OH)2 SO

Dihidrogenotrioxosulfato Ácido sulfuroso

CH4 Hidruro de carbono (IV) Tetrahidruro de carbono Metano

PbO2 Óxido de plomo(IV) Dióxido de plomo No permitida

PCl5 Cloruro de fósforo (V) Pentacloruro de fósforo No permitida

NH3 Hidruro de nitrógeno(III) Trihidruro de nitrógeno Amoniaco

Au Cl3 Cloruro de oro(III) Tricloruro de oro No permitida

H2 Se No permitida Seleniuro de dihidrógeno

CaO2 Peróxido de calcio Ca2(O2)2 = CaO2

Dióxido de calcio No permitida

Cu(OH)2 Hidróxido de cobre(II) Dihidróxido de cobre No permitida

Hg H2 Hidruro de mercurio(II) Dihidruro de mercurio No permitida

Na ClO4 Tetraoxidoclorato(1-) de sodio

Tetraoxidoclorato de sodio Perclorato de sodio

H2 SeO4 Dihidroxidodioxidoselenio

(OH)2SeO2

Dihidrogenotetraoxidoseleniato

Ácido selénico

CCl4 Cloruro de carbono (IV) Tetracloruro de carbono No permitida

As2O5 Óxido de arsénico (V) Pentaóxido de diarsenico No permitida

Fe H3 Hidruro de hierro(III) Trihidruro de hierro No permitida

Pb(OH)4 Hidróxido de plomo(IV) Tetrahidróxido de plomo No permitida

Al2 Se3 Seleniuro de aluminio Triseleniuro de dialuminio No permitida

H2Se No permitida Seleniuro de hidrógeno Ácido selenhídrico

Fórmula Sistemática de

composición nº de

oxidación o adición



hidrógeno

TRADICIONAL

Co(IO4)3 Tetraoxidoyodato(1-) de cobalto(3+)

Tristetraoxidoyodato de cobalto

Peryodato cobáltico

H2SO4 Dihidroxidodioxidoazufre (OH)2 S O2

Dihidrogenotetraoxidosulfato Ácido sulfúrico

BH3 Hidruro de boro Trihidruro de boro Borano

SnO2 Óxido de estaño(IV) Dióxido de estaño No permitida

N Cl3 Cloruro de nitrógeno(III) Tricloruro de nitrógeno No permitida

SiH4 Hidruro de silicio(IV) Tetrahidruro de silicio Silano

Ni I3 Yoduro de níquel (III) Triyoduro de níquel No permitida

H2 Te No permitida Telururo de dihidrógeno Ácido telurhídrico

PbO2 Óxido de plomo (IV) Dióxido de plomo No permitida

Hg(OH)2 Hidróxido de mercurio(II) Dihidróxido de mercurio No permitida

Au H3 Hidruro de oro (III) Trihidruro de oro No permitida

Ca(ClO2)2 Dioxidoclorato(1-) de calcio

Bis(dioxidocolrato) de calcio

Clorito de calcio

H2 TeO3 Dihidroxidooxidoteluro

(OH)2 TeO Dihidrogenotrioxidotelurato Ácido teluroso

SiCl4 Cloruro de silicio(IV) Tetracloruro de silicio No permitida

HBr No permitida Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico

Co H3 Hidruro de cobalto(III) Trihidruro de cobalto No permitida

Pb(OH)4 Hidróxido de plomo(IV) Tetrahidróxido de plomo No permitida

Ni2Se3 Seleniuro de níquel (III) Triseleniuro de diníquel No permitida

TeO2 Óxido de teluro (VI) Dióxido de teluro No permitida

Au(ClO4)3 Tetraoxidoclorato(1-) de

oro(3+)

Tris(tetraoxidoclorato) de oro

Perclorato áurico

H2CrO4 Dihidroxidodioxidocromo (OH)2 Cr O2

Dihidrogenotetraoxidoocromato Ácido crómico

SbH3 Hidruro de antimonio(III)

Tridruro de antimonio Estibina Estibano

PbO2 Óxido de plomo(IV) Dióxido de plomo No permitida

N2S3 Sulfuro de nitrógeno(III) Trisulfuro de dinitrógeno No permitida

GeH4

Hidruro de germanio(IV)

Tetrahidruro de germanio Germano

Fórmula Sistemática de

composición nº de

oxidación o adición



hidrógeno

TRADICIONAL

Ni(IO2 )3

H2 S

SrO2 No permitida

Cu(OH)2 No permitida

Au H No permitida

Zn(ClO4)2

H2 TeO4

AsCl5 No permitida

Mg3(PO4)2

HNO3

K2 Cr2 O7

Ni SO4

NaCl

H2 CO3

H3 PO4

HClO

NaClO

Ca CO3

K NO3

Na2 SeO3

Li ClO3

Co PO4

K MnO4

1.- ÁTOMO TABLA Y ENLACE QUÍMICO

1.1.- TABLA PERIÓDICA. Completar la tabla periódica, solo las casillas sombreadas :

-nombre y símbolos.

-grupos (columnas): 1. Metales alcalinos; 2. Metales alcalinotérreos; 3-12. Metales de transición;

13.Térreos; 14.Carbonoides; 15.-Nitrogenoides; 16.-Anfígenos; 17.-Halógenos; 18.-Gases nobles.

- períodos (filas) : primer período, segundo periodo, tercer período, cuarto período, quinto período,

sexto período y séptimo período.

Completar la tabla periódica (Solo las casillas en blanco)

1.2.- PARTÍCULAS SUBATÓMICAS:

z = Nº ATÓMICO = Nº de PROTONES en el núcleo = nº de electrones si el átomo es neutro.

A= Nº MÁSICO = Nº de PROTONES + Nº de NEUTRONES.

Isótopos: átomos con el mismo valor de z ( mismo p+ y e - ) pero distinto A (distintos neutrones).

De cuatro átomos A, B, C y D, sabemos que tienen:

A → 13 protones, 13 electrones y 14 neutrones.

B → 13 protones, 13 electrones y 13 neutrones.

C → 14 protones , 13 electrones y 15 neutrones.

D → 14 protones , 14 electrones y 15 neutrones.

a. Indica el nº atómico Z y del nº másico A de cada uno.

b. ¿ Cuáles pertenecen a isótopos diferentes del mismo elemento? ¿porqué?

c. ¿ Cuál de ellos es un ión? ¿porqué?

1.3.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. 1 s 2

2 s 2 2 p 6

3 s 2 3 p 6 3 d 10

Regla de Möeller para la configuración electrónica: 4 s 2 4 p 6 4 d 10 4 f 14

5 s 2 5 p 6 5 d 10 5 f 14

6 s 2 6 p 6 6 d 10

7 s 2 7 p 6

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS SIMILARES en grupos (columnas):

1. Metales alcalinos s 1 ; 2. Metales alcalinotérreos s 2 ; 3-12. Metales de transición desde d 1 a d 10

; 13. Térreos s 2 p 1 ; 14. Carbonoides s 2 p 2 ; 15.- Nitrogenoides s 2 p 3 ; 16.- Anfígenos s 2 p 4 ;

17.-Halógenos s 2 p 5 ; 18.-Gases nobles s 2 p 6 .

a. Escribe la configuración electrónica de los átomos con números átomicos z: 1, 6 , 8, 12, 14 y

18.

b. Indica el grupo y el periodo en el se encuentra cada uno en la tabla periódica.

c.- Completa la siguiente tabla:

Identifica al

elemento

Z A p+ e - no Configuración electrónica

grupo y periodo

20 41

2714

3116

2814

3116

2-

3919

4019

4019

+

1.4.- ENLACE QUÍMICO.

a. Enlace IÓNICO: entre metal – no metal, por atracción electrostática ión + ( metal pierde e -,

catión) con ión - ( no metal gana e - , anión). Los compuestos iónicos son todos sólidos cristalinos

muy duros, no forman moléculas, altas Tfusión y ebullición , no conducen en estado sólido pero si en

estado líquido o disueltos, se disuelven en disolventes polares como el agua, son frágiles (se

fragmentan al recibir un golpe).

b. Enlace COVALENTE: entre no metal – no metal, se atraen por compartición de electrones con

la finalidad de tener 8 e - en la última capa ( regla del octeto) como un gas noble.

- Los compuestos covalentes moleculares tienen bajas Tfusión y ebullición debido a las débiles fuerzas

intermoleculares (entre molécula y molécula), son gases, líquidos volátiles o solidos muy blandos a

medida que aumenta su masa molecular, no conducen la corriente eléctrica, los compuestos polares

se disuelven en disolventes polares (agua, alcohol, acetona, cloroformo..)y los compuestos apolares

en disolventes apolares ( benceno, tetracloruro de carbono,...).

- Los sólidos covalentes no forman moléculas, todos sus átomos tienen enlaces covalentes entre

ellos. Son sólidos muy duros (diamante, cuarzo,..), insolubles, muy altas Tfusión y ebullición ,no

conducen.

c. Enlace METÁLICO: metales ( pierden e - , quedando cationes + formando una red metálica con

una nube de e - dispersa en toda la red. Esto justifica sus propiedades como buenos conductores,

brillo metálico, todos sólidos excepto el mercurio, con altas o moderadamente altas Tfusión y ebullición ,

no son frágiles, si son dúctiles (se pueden estirar en hilos sin romperse) y maleables (se les puede

dar formas distintas), y solo son solubles en ácidos muy abrasivos.

a.- Completa con los siguientes datos la tabla que se encuentra a continuación:

Propiedades Tipo de compuesto Dos ejemplos

a.*Formado por la atracción de iones de distinto signo + y -.

b.*Formado por la compartición de e-.

c.*Forma sólidos buenos conductores del calor y la

electricidad.

d.*Forma compuestos que no conducen el calor ni la

electricidad.

e.*Forma una red de iones + que comparten una nube de e-.

f.*Forma sólidos maleables y dúctiles.

g.*Forma sólidos solubles en agua.

h.*Forma sólidos duros, difíciles de rayar.

i.*Forma sustancias moleculares.

j.*Forma sólidos muy duros, no conducen y son insolubles

en agua.

b.- Completa con los siguientes datos la tabla que se encuentra a continuación:

TIPO DE ENLACE TIPO DE COMPUESTO PROPIEDADES CARACTERÍSTICAS ( indica sólo la letra o letras que corresponda de la tabla anterior)

Cl2

Na+Cl-

K

H2O

Cu

CO2

K+Br-

NH3

O2

Cuarzo

c.- Explica por pasos la formación del enlace de cada uno de las siguientes sustancias ( formación

de iones, estructura de Lewis, …). CCl4 , P H3 , Mg Cl2 , O2 y Mg.

2.- ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. Reactivos → Productos

2.1.- LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS.

2.1.1.- Ley de conservación de la masa (Lavoisier): En una reacción química, la masa total de los

reactivos es igual a la suma total de las masas de productos de la reacción.

Completa: 2 gramos de H 2 (gas) + …..... gramos de O 2 (gas) → 18 gramos de H 2 O

(líquida).

2.1.2.- Ley de las proporciones definidas (Proust): Cuando dos o más elementos se combinan para

formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masa constante, independientemente de

las cantidades de sustancia que se hagan reaccionar.

Ejemplo: 2 gramos de H 2 (gas) +16 gramos de O 2 (gas) → 18 gramos de H 2 O (líquida).

4 gramos de H 2 + …..... gramos de O 2 → …........gramos de H 2 O (líquida).

…. gramos de H 2 (gas) +....... gramos de O 2 (gas) → 180 gramos de H 2 O (líquida).

Relación entre las masas es constante:

2 / 16 = 0,125 4 / 32 = 0,125 20 / 160 = 0,125

2.1.3.- Ley de las proporciones múltiples (Dalton): Cuando dos elementos se combinan para dar

más de un compuesto ( Pb O y Pb O2 ), una masa fija de uno de ellos (Pb) se combina con

cantidades distintas del otro ( un O ó dos O) para dar distintos compuestos. La relación entre estas

cantidades distintas es de números enteros sencillos (Pb O 1:1; Pb O 2 1:2; relación 1:2 = 0,5)

Pb O : 207,2 / 16= relación 12,95 // Pb O 2 : 207,2 / 32 : relación 6,475 porq son comp. distintos

y a su vez la relación entre 16 de O / 32 de O = 0,5 nº sencillos 1 a 2.

2.1.4.- Leyes volumétricas (SOLO A GASES).

Ley de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac): En las reacciones entre gases, los volúmenes

de reactivos y de productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan

entre sí relaciones numéricas sencillas.

2 volúmenes de gas H 2 reaccionan con 1 volumen de gas O 2 para formar 2 volúmenes de H2O

Ley de Avogadro: Volúmenes iguales de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y

temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

22,4 litros de gas H2 contienen 6,022.10 23 moléculas de H2 en C.N. P= 1atm y T= 0ºC +273K

22,4 litros de gas H2Ocontienen 6,022.10 23 moléculas de H2O en C.N. P= 1atm y T= 0ºC +273K

22,4 litros de gas O2 contienen 6,022.10 23 moléculas de O2 en C.N. P= 1atm y T= 0ºC +273K

C.N. = condiciones normales ( Presión = 1atm y Temperatura = 0ºC +273= 273Kelvin)

2.2.- CONCEPTO DE MOL.

1 MOL de elemento contiene 6,022.23 átomos del elemento y tiene una masa = masa atómica en gramos

1 MOL de compuesto contiene 6,022.23 moléculas del compuesto y tiene una masa = masa molecular gramo

1 MOL de iones contiene 6,022.23 iones y tiene una masa = masa atómica o moleculas en gramos

Volumen molar: Es el volumen que ocupa una mol de cualquier gas en c.n. De presión y

temperatura, y es de 22,4 litros.

Ejemplo.- Si se dispone de 578gramos de Na2SO4 : Datos: Na:23; S:32; O:16 uma.

a. Calcula el nº de moles de moléculas de Na2SO4.

Se calcula la masa molecular del compuesto (23x2 + 32+ 16x4= 142 u.)

nº moles= nº gramos / masa molecular = 578 g / 142g/mol = 4 moles.

b. Calcula el nº de moles de átomos de Na, el nº de moles de átomos de S, el nº de moles de átomos

de O.

Según la fórmula del compuestoNa2SO4 :Cada mol del compuesto contiene 2 moles átomos de

sodio, 1 mol de átomos de azufre y 4 moles de átomos de oxígeno. Al tener 4 moles de Na2SO4 ,

todos estarán multiplicados por cuatro: 8 moles de Na, 4 moles de S y 16 moles de O.

c. Calcula el nº de moléculas de Na2SO4 , el nº de átomos de Na, el nº de átomos de S, el nº de

átomos de O.

Como cada mol contiene 6,022.1023 => 4 moles de moléculas de Na2SO4 x 6,022.1023 =

8 moles de átomos de Na x 6,022.1023 = 4 moles de átomos de S x 6,022.1023 =

16 moles de átomos de O x 6,022.1023 =

d. Calcula la composición centesimal del Na2SO4 = masa de c/u en el compuesto/ masa molecular

del compuesto ) x 100

% Na = (2x 23 / 142) x 100 = % S = (32 /142)x 100= % O = (4x16/142) x 100=

.- Completa la siguiente tabla:

Sustancia//masa

molecular

Moles Masa en gramos Átomos de

carbono

Nº de moléculas

C3H8 //3x12 + 8x1=

44 g/mol 9.1023/6,022.1023

= 1,5 moles

1,5moles x 44g/mol= 66 gramos

3x 9.1023 átomos

de carbono

9.1023

Pb(CO3)2//387g/mol 240g/387g/mol=

0,62moles

240 g 3,73.1023 moléculas x

2át c/moléc=

7,47.1023átomos de C

0,62 moles x

6,022.1023= 3,73.1023

moléculas

Sustancia//masa

molecular

Moles Masa en gramos Volumen en C.N.

1 mol gas =22,4L

Nº de moléculas

C2H2 (g) // 1,5

NO2 (g) // 35 litros

Datos: C:12 uma; H: 1 uma; Pb: 207 uma; O: 16 uma; N: 14 uma.

ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES

P.V = n R T (1 atm:760mmHg; R=0,082atm.l/ºK mol; ºC=273ºK)

1.-. Una cucharilla de 10 cm3 de capacidad, llena de agua, ¿cuántas moléculas de agua contiene?.

Solución: 3,34.1022 moléculas. Como la densidad del agua es 1 g/cm3 , 10

cm3 de agua tienen una masa de 10 gramos. 1 mol (6,022.1023 moléculas) de agua son 18 gde agua

2.- 625mg de un gas desconocido ocupan 175 cm3 en C.N.. ¿Cuál es la masa molecular del

gas?Solución: 80 u.m.a. En C.N. 1 mol(masa molecular en g) ocupa 22,4 L.

3.- Una cantidad de gas que ocupa un volumen de 3 litros a 25ºC y 740 mmHg de presión, ¿qué

volumen ocupará en condiciones normales, o sea, a 0ºC y 1 atm (760mmHg)? Solución: 2,7 L

Completa la siguiente tabla: Datos: N:14; H:1; s:32; O:16; Al:27; K:39; P:31; Hg:200; Cl:35,5uma

Masa de un mol Masa en gramos Nº de moles Nº de moléculas

(NH4)2 SO4 5

K3 PO4 692

HgCl2 1,8066.1024

Al (OH)3 7

.- Completa la siguiente tabla:

Masa inicial (gramos) Reactivo → (gramos) Producto 1 (gramos) Producto 2

a) 50 → 28

b) → 42 33

c) 37,5 → 16,5

d) 100 →

e) → 99

*Indica la ley que se aplica en cada caso.

.- Observa la siguiente tabla y rellena los recuadros en blanco:

Reactivos : Fe + S Producto: Fe S Reactivo sobrante

Masa Fe Masa S Masa FeS Masa Fe Masa S

8,75g 5g 13,75g 0g 0g

Las proporciones se establecerán con estas cantidades porque ellas

están en proporción, porq no hay reactivos sobrantes.

Aplicando la ley de

las proporciones

constantes 8,75g Fe reaccionan con = 5g S

17,5 g Fe reaccionarán con x.10g

como disponemos de 15 g de S,

quedarán en exceso, sin

reaccionar 15 g – 10 g = 5 g de S

y reaccionarán los 17,5 g de Fe

completamente

17,5g

Aplicando la ley de las

proporciones

constantes 8,75g Fe reaccionan con = 5g S


como disponemos de 15 g de S,

quedarán en exceso, sin reaccionar

15 g – 10 g = 5 g de S

15g(solo 10g reaccionan)

Aplicando la ley de

conservación de la masa

17,5 g Fe+ 10 g S =

27,5g de FeS

..0 g…. 5g de S

8,75g Fe reaccionan con = 5g S

20 g Fe reaccionarán con

x.11,42g de S No hay suficiente S

(solo 10g) para que reaccionen

los 20 g de Fe en su totalidad, va

a quedar Fe sin reaccionar. El

reactivo limitante es el S y el

reactivo en exceso es el Fe.

20g (solo reaccionarán

17,5g)


x g Fe reaccionarán con 10 g S

X= 17,5 g de Fe. Quedarán en

exceso, sin reaccionar 20g – 17,5 g

= 2,5g de Fe (REACTIVO

EXCESO) y reaccionarán

completamente los 10 g de S

(REACTIVO LIMITANTE)

10g

27,5g de FeS

2,5 g Fe.

…0 g......



17,5g


x=17,5 g Fe reaccionarán con 10g

10g

27,5g de FeS

…0 g.....

…0 g.....

*Indica la ley que se aplica en cada caso.

2.3.- REACCIONES QUÍMICAS.

.- Ajusta las siguientes reacciones: (Empieza ajustando los elementos que no sean H y O, q se

ajustan al final)

a. N2 O5 (g) → NO2 (g) + O2 (g) 1º Como hay 2 N en reactivos se debe poner un 2 delante del producto NO2

N2 O5 (g) → 2 NO2 (g) + O2 (g)

2º Ahora ajustamos los O : en reactivos 5 O y en productos 6 O. Para que queden igualdos se pone ½ delante del producto O2 N2 O5 (g) → 2 NO2 (g) + ½ O2 (g) Ajustada

b. CHCl3 (g) + Cl2 (g) → CCl4 (g) + HCl (g)

c. C7 H14 O + O2 → CO2 + H2O d. Cl2 (g) + HBr (g) → HCl (g) + Br2 (g)

e. CH4 (g) + F2 (g) → CHF3 (g) + HF (g)

.- Practicando ajustes de reacción y tipos de reacciones químicas:

1 Li 2 O (s) + CO2 (g) → Li 2 CO3 (s) Reacción de síntesis A + B → C óxido de dilitio dióxido de carbono Trióxidocarbonato de dilitio

2 2 Hg O (s) → 2 Hg (l) + O2 (g) Reacción de descomposición C → A + B óxido mercurio (II) mercurio gas oxígeno

3 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) Reacción de formación gas nitrógeno gas hidrógeno amoniaco

4 Cu Cl2 (aq) + Zn (s) → Zn Cl2 (aq) + Cu (s) Reacción de sustitución cloruro de cobre (II) cinc metálico cloruro de cinc cobre metálico

5 Ba Cl2 (aq) + Na2 SO4 (aq) → Ba SO4 (s) + 2 Na Cl (aq) Reac. de doble sustitución cloruro de bario Tetraóxidosulfato de dilitio Tetraóxidosulfato de bario cloruro de sodio

6 H Cl (aq) + Ca (OH)2 (aq) → Ca Cl2 (aq) + 2 H2O (l) Reac. de neutralización ácido clorhídrico Dihidróxido de calcio Diclorurode calcio agua

7 2 Fe 2 O 3 (s) + 3 C (s) → 4 Fe (s) + 3 CO2 (g) Reac de oxidación-reducción óxido de hierro(III) carbono hierro metálico dióxido de carbono

8 Fe 2 O 3 (s) + 3 CO (g) → 3 CO2 (g) + 2 Fe (s) Reac de oxidación-reducción óxido de hierro(III) monóxido de carbono dióxido de carbono hierro metálico

9 COOHCHOHCHOHCOOH (s) + NaHCO3 (s) → COOHCHOHCHOHCOONa + H2O + CO2 ácido tartárico Hidrogenocarbonato de sodio tartarato sódico agua dióxido de carbono

10 C4 H 10 (g) + 13/2 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (g) Reac de combustión butano gas oxígeno dióxido de carbono agua

11 2 C 3 H 9 N + 25/2 O 2 (g) → 6 CO 2 (g) + 2 NO 2 (g) + 9 H 2 O (g) reac de combustión propanamina gas oxógeno dióxido de carbono dióxido de nitrogeno agua

12 Cu(s) + 4 HNO3 (aq) → Cu (NO3) 2 (aq) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (l) R. de oxidación-

reducción cobre metálico ácido nítrico Bistrioxidonitrato de cobre dióxido de nitrógeno agua

13 2 Fe (s) + 3 S (s) → Fe 2 S 3 (s) Reac de formación hierro metálico azufre Trisulfuro de dihierro

14 8 C (s) + 9 H 2 (g) → C 8 H 18 (l) Reacción de formación carbono gas hidrógeno octano

15 Al 2 (SO 4 ) 3 (aq) → 2 Al 3+ (aq) + 3 SO 4 2- (aq) Reac de disociación

Tetraoxidosulfato(2-) de aluminio ión aluminio ión sulfato

16 2 K Cl O3 (s) → 2 K Cl (s) + O2 (g) Reac de descomposición

Trioxidoclorato de potasio cloruro de potasio gas oxígeno

17 2 S O2 (g) + O2 (g) → 2 S O3 (g) Reac de síntesis

dióxido de azufre gas oxígeno trióxido de azufre

18 C2 H5 OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) Reac de combustión

alcohol etílico gas oxígeno dióxido de carbono agua

19 N2 O5 (g) + H2 O (l) → 2 HNO3 (aq) Reac de síntesis

pentaóxido de dinitrógeno agua ácido nítrico

20 2 Al (s) + 3 H2 SO4 (aq) → Al2 (SO4 ) 3 (aq) + 3 H2 (g) Reac de sustitución

aluminio metálico ácido sulfúrico Bistetraoxido sulfato de dialuminio gas nitrógeno

.- Completa la siguiente tabla: Datos: Al: 27u; Cl: 35,45u; Cu: 63,6u.

…2.. Al (s) + …3.. Cu Cl2 (aq) → …2.. Al Cl3 (aq) + …3... Cu (s) Al en

exceso

Cu Cl2 en

exceso

…2. átomos + …3. moléculas → …2. moléculas + …3. átomos ------ --------

2. moles de átomos + 3. moles de moléculas → .. 2 moles de moléculas +.3. moles de átomos ------ -------

2moles x27g/mol= 54 g Al

3 moles x(63,6 + 2x35,45)g/mol = 403,5 g de

CuCl2

…54...g Al + …403,5...... g Cu Cl2

Las proporciones se establecerán con estas

cantidades porque han salido de la reacción ajustada.

→

2 moles x(27 + 3x35,45)g/mol = 2x133,35 g de

AlCl3 = 266,7 g

3 moles x 63,6 g/mol = 190,8 g de Cu

…266,7... g Al Cl3 + ..190,8... g Cu Las proporciones se establecerán con estas

cantidades porque han salido de la reacción ajustada.

------ -------

Se establecen proporciones estequiométricas

54g deAl = 403,5 g de CuCl2

135 g de Al x g de CuCl2 = 672,5 g

135 g Al + ….672,5....... g Cu Cl2

→


54g deAl = 266,7 g de AlCl3

135 g de Al x =666,75 gg de AlCl3

54g deAl = 190,8 g de Cu

135 g de Al x g de Cu= 140,75 gCu

..666,75. . g Al Cl3 +....140,75.. g Cu

------ -------



150 g de Al x=1120 g de CuCl2 sólo

disponemos de 480 g de dicloruro de cobre, es reactivo

limitante.



x g de Al 480 g de CuCl2

62,24g Al reaccionan y quedan de

sobra, en exceso 150-62,24=87,66 g

de Al sin reaccionar

150 gAl(solo reaccionan 62,24g)+ 480 g Cu

Cl2

→


con el reactivo limitante, 480g de CuCl2

403,5 g de CuCl2 = 266,7 g Al Cl3

480 g de CuCl2 x= 317,26g AlCl3

403,5 g de CuCl2 = 190,8 g Cu

480 g de CuCl2 x= 226,97g Cu

..317,26.. g Al Cl3 + ..226,97.. g Cu

87,66g

en

exceso

.0g.

.- Completa la siguiente tabla: Datos: K:39u; Cl:35,45u; O:16u.

…2.. K ClO3 (s) → …2.... K Cl (s) + …3... O2 (g)

…2. moléculas → …2. moléculas + …3. moléculas ------ --------

…2. moles moléculas → 2 moles moléculas +…3.. moles moléculas ------ -------

Cada mol= 39 + 35,45 + 3x16= 122,45g/mol.

2 moles= 244,9g …244,9... g K ClO3

→ Mm(KCl)= 39+35,45=74,45g/mol

x 2 moles = 148,9g KCl.

Mm(O2) = 2x16= 32 g/mol

x 3 moles = 96 g O2

…148,9... g K Cl + …96. .g O2

------ -------

350 g K ClO3 Se establecen proporciones estequiométricas

→ Se establecen proporciones

estequiométricas

…212,8.. g K Cl + …137,2. g O2

------ -------

….328,9..... g K ClO3 → 200 g K Cl + ….128,9...... g O2 ------ ------

….127,58..... g K ClO3 → ….77,58...... g K Cl + 50 g O2 ------ --------

.- Calcula la composición centesimal de: a. K ClO3 Datos: K:39u; Cl:35,45u; O:16u.

b. Ga Cl3 Datos: Ga:69,7u; H:1u;Cl:35,45u. c. Na2 SO4 Datos: H:1u; S:32u; O:16u; Na:23u.

.- Completa la siguiente tabla: Datos: Fe: 55,8u; O:16u.

….4.... Fe (s) + …3.... O2 (g) → …2. Fe 2 O 3 (s) Fe en

exceso

O2 en

exceso

…4. átomos + …3. moléculas → …2. moléculas ------ --------

…4. moles átomos + …3. moles moléculas → …..2.. moles moléculas ------ -------

….223,2....g Fe + ..96.... g O2 → ....319,2.. g Fe 2 O 3 ------ -------

558g Fe + …..240..... g O2 → .....798…... g Fe 2 O 3 ------ -------

…...1488... g Fe + 640 g O2 ...2128.. g Fe 2 O 3 ------- -------

25 g Fe + 64 g (10,75g) O2 ....35,75... g Fe 2 O 3 …0 g.. 53,25g

…349,62.... g Fe + …150,38.. g O2 500 g Fe 2 O 3 ------- ------

415 g Fe + 225 g (178,5g) O2 ...593,5... g Fe 2 O 3 …..... 46,5g

8 g Fe + 6,4 g (3,44g) O2 ....11,44... g Fe 2 O 3 …..... 2,96g

.- Completa la siguiente tabla: Datos: Ga:69,7u; H:1u;Cl:35,45u.

…2 ..Ga(s) + …6.. H Cl (aq) → …2.. Ga Cl3 (g) + ..3. H2 (g) Ga en

exceso

H Cl en

exceso

…2. átomos+ …6. moléculas → …2. moléculas + …3. moléculas ------ --------

…2. moles átomos + …6. moles moléculas → 2. moles moléculas +…3.. moles moléculas ------ -------

….139,4...g Ga + ..218,7... g H Cl → ..352,1.. g Ga Cl3 + ..6... g H2 ------ -------

…232,38.. g Ga + 364,5 g H Cl → ..586,83 .. g Ga Cl3 + …10.. g H2 ------ -------

…118,8..g Ga + ….186,34... g H Cl 300 g Ga Cl3 + …5,14..... g

H2

------- -------

220g Ga + ….345.. g H Cl …555,56.. g Ga Cl3 + .9,44.. g H2 ------- -------

..1864,4..g Ga + ….2923,73.. g H Cl …4708,1. g Ga Cl3 + 80 g H2 ------- -------

697 g (79,7g) Ga + 125 g H Cl → 201,26.. g Ga Cl3 + ...3,44.. g H2 617,3g 0g

430 g (127,5g) Ga + 200 g H Cl → …322... g Ga Cl3 + .5,5.. g H2 302,5g 0g

170 g (15,94g) Ga + 25 g H Cl → …40,25.. g Ga Cl3 + …0,69.. g

H2

154g 0g

.- Ajustar las reacciones químicas:

21 Zn (s) + H Cl (aq) → Zn Cl2 (aq) + H2 (g) Reac de sustitución

cinc metálico ácido clorhídrico Dicloruro de cinc gas hidrógeno

22 H Cl (aq) + Mg (OH)2 (s) → Mg Cl2 (aq) + H2O (l) Reac de neutralización

ácido clorhídrico Di hidróxido magnésico Dicloruro de magnesio agua

23 SO2 (g) + O2 (g) + H2O (l) → H2 SO4 (l) Reac de síntesis

dióxido de azufre gas oxígeno agua ácido sulfúrico

24 Pb (NO 3) 2 (s) → Pb O (s) + NO (g) + NO 2 (g) + O2 (g) R. de descomposición

nitrato de plomo (II) o de plomo (II) monóxido de nitrógeno dióxido de nitrógeno gas oxígeno

25 Mg O (s) + H2O (l) → Mg(OH)2 Reac de síntesis

óxido de magnesio agua Dihidróxido de magnesio

26 Fe (s) + O2 (g) → Fe 2 O3 (s) Reac de formación

hierro metálico gas oxígeno óxido de hierro (III)

27 Na (s) + H 2 O (l) → NaOH (aq) + H2 (g) Reac de oxidación-reducción

sodio metálico agua hidróxido de sodio gas hidrógeno

28 Pb (NO 3 ) 2 (aq) + H Cl (aq) → Pb Cl2 (s) + HNO3 (aq) Reac de sustitución

nitrato de plomo(II) ácido clohídrico cloruro de plomo (II) ácido nítrico

29 Cu (s) + Hg Cl2 (aq) → Cu Cl2 (aq) + Hg (l) Reac de sustitución

cobre metálico Dicloruro de mercurio(II) Dicloruro de cobre (II) mercurio metálico

30 H2O (l) + Na (s) → H2 (g) + NaOH (aq) Reac de oxidación-reducción

agua sodio metálico gas hidrógeno hidróxido de sodio

31 H Cl (aq) + Ca CO3 (s) → Ca Cl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l) Rec sustitución

ácido clorhídrico carbonato de calcio Dicloruro de calcio dióxido de carbono agua

32 KI (aq) + Pb (NO3)2 (aq) → PbI2 (s) + KNO3 (aq) Reac sustitución

yoduro de potasio nitrato de plomo (II) yoduro de plomo (II) nitrato de potasio

33 Cl2 (g) + K Br (aq) → K Cl (aq) + Br2 (l) Reac sustitución

gas cloro bromuro de potasioo cloruro de potasio brmo líquido

34 H NO3 (aq) + Ca(OH) 2 (aq) → Ca (NO3 ) 2 (aq) + H2O (l) Reac neutralización

ácido nítrico hidróxido de calcio nitrato de calcio agua

35 Fe 2 S 3 (s) + O2 (g) → Fe 2 O 3 (s) + SO2 (g) reacción de sustitución

sulfuro de hierro (III) gas oxígeno óxido de hierro (III) dióxido de azufre

36 Ag OH (s) → Ag 2 O (s) + H 2 O (l) reac de descomposición hidróxido de plata óxido de plata agua

37 Ca (NO3)2 (aq) + Na2 CO3 (aq) → Ca CO3 (aq) + Na NO3 reac sustitución nitrato cálcico carbonatode sodio carbonato de calcio nitrato de sodio

38 MnO2 (s) + H Cl (aq) → Mn Cl2 (aq) + H2O (l) + Cl2 (g) oxidación-reducción Didióxido de manganeso ácido clorhídrico dicloruro de manganeso agua

39 H Cl (aq) + Fe(OH)3 (g) → Fe Cl3 (aq) + H2O (l) Reac sustitución

ácido clorhídrico hidróxido de hierro (III) cloruro de hierro (III) agua

40 (NH4)2 Cr2O7 (s) → N2 (g) + H2O (g) + Cr2O3 (s) Reac de descomposición Heptaoxidodicromato(2-) de amonio

Heptaoxidodicromato de diamonio

Dicromato de amonio

.- Completa la siguiente tabla: Datos: Al: 27u; Cl: 35,45u; Cu: 63,6u.

….. Al (s) + ….. Cu Cl2 (aq) → ….. Al Cl3 (aq) + …... Cu (s) Al en

exceso

Cu Cl2 en

exceso

…. átomos + …. moléculas → …. moléculas + …. átomos ------ --------

…. moles de átomos + …. moles de moléculas → …. moles de moléculas +….. moles de átomos ------ -------

…..........g Al + …............ g Cu Cl2 → …......... g Al Cl3 + ….......... g Cu ------ -------

135 g Al + …................. g Cu Cl2 → …....... g Al Cl3 + …......... g Cu ------ -------

150 g Al + 480 g Cu Cl2 …...... g Al Cl3 + …....... g Cu …..... ….......

.- Completa la siguiente tabla: Datos: H:1u; S:32u; O:16u; Na:23u.

….. H2 SO4 (aq) + ….. NaOH(aq) → ….. Na2 SO4 (aq) + …... H2 O (l) H2 SO4 en

exceso

NaOH en

exceso

…. moléculas+ …. moléculas → …. moléculas + …. moléculas ------ --------

…. moles moléculas + …. moles moléculas → …. moles moléculas +….. moles moléculas ------ -------

…..........g H2SO4 + …............ g NaOH → …....... g Na2SO4 + …....... g H2O ------ -------

196g H2SO4 + …............... g NaOH → …...... g Na2SO4 + …...... g H2O ------ -------

280 g H2SO4 + 390 g NaOH …...... g Na2SO4 +…........ g H2O …..... ….......

90 g H2SO4 + 60 g NaOH …...... g Na2SO4 +…........ g H2O …..... ….......

.- Completa la siguiente tabla: Datos: Fe: 55,8u; C:12u; O:16u.

Ajustar la reacción

…. Fe 2 O 3 (s) + ….... CO (g) → …... CO2 (g) + …..... Fe (s) Fe2O3 en

exceso

CO en

exceso

…. moléculas+ …. moléculas → …. moléculas + …. átomos ------ --------

…. moles moléculas + …. moles moléculas → …. moles moléculas +….. moles átomos ------ -------

…..........g Fe2O3 + …............ g CO → …... g CO2 + …..... g Fe ------ -------

250g Fe2O3 + …............ g CO → …... g CO2 + …..... g Fe ------ -------

…........... g Fe2O3 + 420 g CO …... g CO2 + …..... g Fe ------- -------

…............ g Fe2O3 + …...........g CO …... g CO2 + 500 g Fe …..... ….......

130 g Fe2O3 + 70 g CO …... g CO2 + …..... g Fe …..... ….......

50 g Fe2O3 + 20 g CO …... g CO2 + …..... g Fe …..... ….......

100 g Fe2O3 + 90 g CO …... g CO2 + …..... g Fe …..... ….......

.- Completa la siguiente tabla: Datos: Zn:65,4u; H:1u;Cl:35,45u.

…. ..Zn(s) + ….... H Cl (aq) → …... Zn Cl2 (g) + …..... H2 (g) Zn en

exceso

H Cl en

exceso

…. átomos+ …. moléculas → …. moléculas + …. moléculas ------ --------

…. moles átomos + …. moles moléculas → …. moles moléculas +….. moles moléculas ------ -------

…..........g Zn + …............ g H Cl → …... g Zn Cl2 + …..... g H2 ------ -------

…...... g Zn + 364,5 g H Cl → …... .. g Zn Cl2 + …..... g H2 ------ -------

…...... ....g Zn + …............ g H Cl 400 g Zn Cl2 + …..... g H2 …..... ….......

220g Zn + …............ g H Cl …....... g Zn Cl2 + …..... g H2 …..... ….......

…..........g Zn + …............ g H Cl …...... g Zn Cl2 + 40 g H2 ------- -------

654 g Zn + 400 g H Cl → …... g Zn Cl2 + …..... g H2 …..... ….......

230 g Zn + 300 g H Cl → …... g Zn Cl2 + …..... g H2 …..... ….......

70 g Zn + 25 g H Cl → …... g Zn Cl2 + …..... g H2 …..... ….......

.- Se somete a reacción una mezcla de Pb y de H2SO4 para producir sulfato de plomo (IV) y gas H2.

Pb + 2 H2SO4 → 2 H2 + Pb(SO4)2 Ajusta la reacción

Si la cantidad de Pb de la que se dispone es de 828,8 gramos:

a. ¿ Cuántos gramos y cuántos moles de H2SO4 se necesitan para la reacción?

b. Gramos de Pb(SO4)2 que se formarán. Datos: Pb: 207.2; S:32; O:16 ; H:1 uma.

Cálculo de datos previos:

Masa molecular H2SO4 : 2x1+32+4x16 = 98g/mol;Masa molecular Pb(SO4)2 : 207 ,2+ 2x32 + 8x16

=399,2g/mol

nº moles de Pb= 828,8 g / 207,2g/mol = 4 moles de Pb.

a) Según la reacción ajustada: 1 mol de Pb reacciona con 2 moles de H2SO4

4 moles de Pb reaccionarán con x= 8 moles de H2SO4

nº gramos de H2SO4 = 8 moles x 98 g/mol = 784 gramos de H2SO4

b) Según la reacción ajustada: 1 mol de Pb reacciona para producir con 1mol de Pb(SO4)2

4 moles de Pb reaccionarán para producir x= 4 moles de Pb(SO4)2

nº gramos de Pb(SO4)2 = 4 moles de Pb(SO4)2 . 399,2 g/mol = 1596,8 gramos de Pb(SO4)2

.- Una cantidad de 243,5g de sulfuro de cinc (ZnS) reacciona con gas oxígeno para formar óxido de

cinc y dióxido de azufre. Halla la cantidad de óxido de cinc que se obtiene.

Datos: Zn: 65,41u;S:32u; O:16u. Solución: 203,5 g de ZnO.

1º Plantear y ajustar la reacción que tiene lugar: ZnS (s) + 3/2 O2 (g) → Zn O (s) + SO 2 (g)

o también 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 Zn O (s) + 2 SO 2 (g)

Ecuación ajustada 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) →

2 Zn O (s) 2 SO 2 (g)

Estequiometría de

la reacción química

2 moles 3 moles 2 moles 2 moles

Pasamos a moles la

cantidad dato del

problema:

ZnS: 65,41+ 32 = 97,41 g/mol

243,5g/ 97,41 g/mol

= 2,5 moles de ZnS

Se establecen

proporciones

estequiométricas:

2,5 moles 2moles= 3moles 2,5 →3,75 moles O2

3,75 moles O2

2,5 moles ZnO 2,5moles de SO2

Cantidad en

gramos

97,41 g/mol

x 2,5 moles =

243,5 g de ZnS

32 g/mol x

3,75 moles =

119,99g de O2

81,41 g/mol

x 2,5 moles =

203,5g de ZnO

64g/mol

x 2,5moles =

160g de SO2

.- La oxidación del cobre proporciona 318,0 g de óxido de cobre (II). Halla la cantidad, en gramos

de a) Oxígeno que reacciona. b) Cobre que reacciona. Datos: 63,55u; O:16u.

Ecuación ajustada 2 Cu(s) + O2 (g) → 2 Cu O (s)

Estequiometría de


2 moles de Cu 1 mol de O2 2 moles de CuO

Pasamos a moles la

cantidad dato del

problema:

MmCuO:63,55+16=

79,55g/mol 318 g/ 79,55g/mol =

4 moles de CuO

Se establecen

proporciones

estequiométricas:

4 molesde Cu

2 moles de O2

4 moles de CuO

Cantidad en

gramos

b)

63,55 g/mol

x 4moles =

254,2 g de Cu

a)

32 g/mol x

2 moles =

64 g de O2

318 g CuO

CÁLCULOS EN REACCIONES QUÍMICAS CON REACTIVOS IMPUROS.

% de riqueza o % de pureza.

% riqueza = masa pura de reactivo . 100

masa total de muestra

.- Si en la reacción del sulfuro de cinc con oxígeno del aire, reaccionan 243,5 g de sulfuro de cinc

de una pureza del 80%, halla la cantidad de oxígeno, en gramos y en volumen en C.N. que se

necesita para la reacción. Datos: Zn: 65,41u;S:32u; O:16u.

1º Plantear y ajustar la reacción que tiene lugar: ZnS (s) + 3/2 O2 (g) → Zn O (s) + SO 2 (g)

o también 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 Zn O (s) + 2 SO 2 (g)

Ecuación ajustada 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 Zn O (s) 2 SO 2 (g)

Estequiometría de


2 moles 3 moles 2 moles 2 moles

Extraemos los

gramos puros de

ZnS para utilizarlos en

el planteamiento

De cada 100 g totales de la muestra sólo son 80 gramos puros de ZnS

243,5 g de muestra solo serán x = 194,8 gramos puros de ZnS

Pasamos a moles la

cantidad dato del

problema:

ZnS: 65,41+ 32 = 97,41 g/mol

194,8g/ 97,41 g/mol

= 2moles de ZnS

Se establecen

proporciones

estequiométricas:

2 moles de ZnS 3 moles de O2 2 moles de ZnO 2 moles de SO2

Cantidad en

gramos

32 g/mol x

3 moles =

96 g de O2

Cantidad de O2 en volumen (Litros) medidos en condiciones normales de Presión (1 atm) y

Temperatura (0ºC+273=273K) P.V = n R T

1 atm . V(O2) = 3 moles . 0,082 atm . L/ K . mol . 273K

V(O2) = 67,16 L de O2

.- Una muestra de 2,750 g de un mineral contiene oro, si después de los tratamientos realizados se

obtienen 0,341 g de oro.

a) Halla el contenido de oro en el mineral, en % riqueza.

b) El oro puro (los 0,341 g) se utiliza para obtener un anillo con una aleación de oro de 18 quilates,

calcula la masa de dicho anillo, sabiendo que el oro puro es de 24 quilates.

Aquí no planteamos reacción, sólo vamos a hallar el %.

a. % riqueza = masa pura de reactivo . 100 = 0,341 g de oro . 100 = 12,4 % riqueza

masa total de muestra 2,750 g muestra

b. Se establece la proporción: = 0,341 g puros . 24 quilates = 0,455 g masa del anillo.

18 quilates

.- Una cantidad de 40 g de mármol, con una riqueza del 90% en carbonato de calcio, se descompone

por la acción del ácido clorhídrico, produciéndose cloruro de calcio, agua y burbujas de dióxido de

carbono. Halla:

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

b) El volumen de dióxido de carbono que se desprende, medico en condiciones normales de presión

y temperatura. Datos: C:12u; Ca:40u; Cl:35,45u; O:16u.

1º Plantear y ajustar la reacción que tiene lugar: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

(Empieza ajustando los elementos que no sean H y O, q se ajustan al final)

Ecuación ajustada CaCO3 (s) + 2 HCl (l) → CaCl2 (s) CO2 (g) H2O (l)

Estequiometría de

la reacción

química

1 mol 2 moles 1 mol 1 mol 1 mol

Extraemos los

gramos puros de

CaCO3 para

utilizarlos en el

planteamiento

De cada 100 g totales de mármol sólo son 90 gramos puros de CaCO3

40 g de muestra solo serán x = 36 gramos puros de CaCO3

Pasamos a moles

la cantidad dato

del problema:

CaCO3 : 40+12+3x16=

100 g/mol

36g/100g/mol=

= 0,36 moles de

CaCO3

Se establecen

proporciones

estequiométrica:

O,36 moles

CaCO3

0,72 moles

de HCl

0,36 moles de

CaCl2

0,36 moles

de CO2

0,36 moles

de H2O

Cantidad en

gramos de los

productos

a) Mm CaCl2 =

40+2x35,45=

110,9g/mol

x 0,36 moles =

39,924 g CaCl2

V=n.R.T =

P 0,36.0,082.273

1

= 8,06 Litros

de CO2 .

CÁLCULOS EN REACCIONES QUÍMICAS CON RENDIMIENTO INFERIOR AL 100%

Aplicado a los productos

Rendimiento = cantidad de sustancia producida . 100

cantidad de sustancia esperada teóricamente

Aplicado a los reactivos

Rendimiento = cantidad de sustancia que reacciona . 100

cantidad de sustancia debería reaccionar teóricamente

.- Halla las cantidades, en gramos, de ácido nítrico, HNO3 , y sulfato de potasio, K2 SO4 que se

obtienen al hacer reaccionar 2 kg de nitrato de potasio, KNO3 , con ácido sulfúrico, H2SO4 , si el

rendimiento de la reacción es del 85%. Datos: K:39u; N:14u; O:16u; S:32u.

1º Plantear y ajustar la reacción que tiene lugar: KNO3 + H2SO4 → HNO3 + K2 SO4

(Empieza ajustando los elementos que no sean H y O, q se ajustan al final)

1 K en reactivos, 2 K en productos -----> se pone un 2 delante del KNO3

2 KNO3 + H2SO4 → HNO3 + K2 SO4

ahora tendríamos 2 N en reactivos y 1 N en productos. Se le pone un 2 delante al HNO3

2 KNO3 + H2SO4 → 2 HNO3 + K2 SO4 Ajustada

Ecuación ajustada 2 KNO3 (s) + H2SO4 (l) →

2 HNO3 (l) K2 SO4 (s)

Estequiometría de


2 moles 1 mol 2 moles 1 mol

Pasamos a moles la

cantidad dato del

problema:

KNO3 :

39+14+3x16=101

g/mol

2 kg = 2000g/

2000g/101g/mol =

19,8 moles de

KNO3

Se establecen

proporciones

estequiométricas:

19,8 moles

KNO3

2moles= 1mol 19,8 →9,9 moles de H2SO4

9,9 moles de H2SO4

19,8 moles de

HNO3

9,9 moles de

K2 SO4

Cantidad en

gramos de los

productos para

100% de

rendimiento

Mm HNO3 = 63

g/mol

x 19,8 moles =

1247,2g de

HNO3

Mm K2 SO4 =

174g/mol

x 9,9moles =

1722,6g de

K2 SO4

Aplicamos el 85%

de rendimiento:

100% = 1247,2g

85% x=

1060,12 g

100% = 1722,6g

85% x=11464,21 g

DISOLUCIONES SOLUTO: componente minoritario.

DISOLVENTE: componente mayoritario.

Masa de disolución = masa de soluto + masa de disolvente.

Formas de expresar la concentración

% masa: nº gramos de soluto/nº gramos disolución .100

MOLARIDAD M : nºmoles de soluto/volumen en litros de disolución

N:nº equivalentes de soluto/volumen en litros de disolución

Xs: fracciónmolarsoluto:nºmoles de soluto/nºmoles de soluto+nº moles de disolvente.

MOLALIDAD m : nº moles de soluto/masa de disolvente en kg

g/l: nº gramos de soluto/volumen en litros de disolución

Ejercicios de conversión entre ellos).

*Aclarar aquí el concepto de densidad de una disolución= masa de disolución

volumen disolución

La DENSIDAD NO es una forma de expresar la concentración.

* En estado líquido, Volumen disolución ≠ no es igual a la suma de los volúmenes,

porque hay sustancias que al disolverlas hacen que el volumen total (soluto + disolvente)

sea mayor que la suma de los volúmenes y otras sustancias que al disolverlas hacen que el

volumen total (soluto + disolvente) sea menor que la suma de los volúmenes , debido a las

fuerzas entre las moléculas de soluto - moléculas de disolvente. Los volúmenes no son

aditivos.

.- Tenemos 385g de una disolución al 45% en ácido clorhídrico. Calcula:

a. Número de gramos de soluto. b. Cantidad de disolvente (agua) en gramos y en ml.

Concentración 45% indica: por cada 100 gramos de disolución, 45 gramos son de soluto (ácido

clorhídrico, HCl) y 55 gramos de disolvente (H2O).

a) Se mantienen las proporciones=> 100 gramos de disolución = 45 gramos de HCl soluto

385 gramos de disolución x= 173,25 gramos de HCl

b) masa disolvente H2O = masa disolución – masa soluto= 385 g – 173,25 g = 211,75 g de disolución

.- Tenemos 478 g de una disolución al 25% en cloruro sódico. Calcula:

a. Número de gramos de soluto. b. Cantidad de disolvente (agua) en gramos y en ml.

.- En un recipiente se encuentran 649g de una disolución acuosa de carbonato cálcico con densidad

1,12g/cm3 . Si un análisis ha demostrado que contiene 325g de carbonato de calcio. Calcula:

a. Número de gramos de disolvente. b. La concentración expresa en %.

c. El volumen de la disolución. d. La concentración expresa en g/l.

Soluto carbonato de calcio Ca CO3

a) masa disolución – masa soluto = 649 g disolución – 325 g soluto = 324 g disolvente H2O

b) concentración en % = 325 g CaCO3 . 100 = 50,08%

649 g disolución

c) El volumen de la disolución los calculamos a partir de la densidad de la disolución: densidad de una disolución= masa de disolución

volumen disolución

volumen disolución = masa disolución = 649 g disolución = 579,46 cm3 = 0,57946 Litros disolución densidad disolución 1,12 g/cm3

d) concentración en g / L = gramos soluto = 325g CaCO3 = 560,86 g/ L

Volumen disolución (L) 0,57946 L

.- Una disolución acuosa de sulfato potásico K2SO4 con densidad 1,15 g/ml contiene 522g de

soluto en 1000g de agua. Calcula: Datos: K:39; S:32; O:16 uma.

a.- Moles de soluto. b.- Masa de disolución. c.- Volumen de disolución.

d.-Masa de disolvente. e.- Moles de disolvente. f.- Concentración en g/l.

g.- Molaridad h.- Molalidad. i. -% masa. j.- Fracción molar.

Soluto : K2SO4 Mm: 2x39 + 32+ 4x16= 174 g/mol. Mm H2O 0 2x1 + 16 = 18 g/mol

a) moles de soluto K2SO4 = gramos de K2SO4 = 522g de K2SO4 = 3 moles de K2SO4

Mm K2SO4 174 g/mol

b) masa disolución = 522 g de K2SO4 + 1000g de H2O = 1522 g disolución.

c) Vdisolución = masa disolución = 1522g disolución = 1323,5 cm3 = 1,3235 Litros disolución

densidad 1,15 g/cm3

d) masa disolvente = 1000 g de H2O e) moles disolvente = 1000g /18 g/mol = 55,56 moles de H2O

f) concentración g/L = 522 g de K2SO4 = 394,4 g/L

1,3235 L

g) Molaridad = moles de K2SO4 = 3 moles de K2SO4 = 2,67 M

V disolución (L) 1,3235 L

h) molalidad = moles de K2SO4 = 3 moles de K2SO4 = 3 m

m disolvente (kg) 1 kg de H2O

i) % masa = g de K2SO4 . 100 = 522g de K2SO4 . 100 = 34,3 %

g disolución 1522 g disolución

j) Fracción molar del soluto : Xs = moles soluto = 3 moles de K2SO4 = 0,051.

nsoluto + ndisolvente 3moles K2SO4+55,56 moles H2O

.- Una disolución de concentración 243 g/l en HBr tiene una densidad de 1,10g/ml. Calcula:

a. Gramos de disolución. Datos: H:1 uma; Br: 80 uma; O: 16 uma. b. Nº moles de soluto.

c. Gramos de disolvente. d. Nº moles de disolvente.

e. Expresa su concentración en % en peso, Molaridad, Normalidad, molalidad y fracción molar.

.- Una disolución al 40% de NaOH tiene una densidad de 1,12 g/ml. Expresa la concentración en

gramos/ litros, molaridad, normalidad, molalidad y fracción molar.

.- Una disolución 2 M de HCl (2 moles de HCl en 1 L de disolución) tiene una densidad de 1,35 g /

ml. Expresa la concentración en % en peso, gramos/litro, normalidad, molalidad y fracción molar.

CÁLCULOS EN REACCIONES QUÍMICAS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN

.- Calcula la masa de cloruro de plata, AgCl, que se obtendrá al añadir nitrato de plata, AgNO3 , a 10

ml de una disolución 1 M de NaCl. La reacción que tiene lugar es:

NaCl(s) + AgNO3 (ac) → AgCl(s) + Na NO3 (ac)

Datos: Ag: 107,87u; Cl: 35,45u.

Ecuación ajustada NaCl(s) + AgNO3 (ac) → AgCl(s) Na NO3 (ac)

Estequiometría de la

reacción química

1 mol 1 mol 2 moles 1 mol

Pasamos a moles la

cantidad dato del

problema:

10 ml , 1 M

nº moles = M . V =

1M . 0,010 L=

0,01 moles

Se establecen

proporciones

estequiométricas:

0,01 moles de

NaCl

0,01 moles de

AgNO3

0,01 moles de

AgCl

1 mol de Na

NO3

Cantidad en gramos del

producto

Mm AgCl =

143,32g/mol

0,01moles x

143,32 g/mol =

1,43 gde AgCl

.- El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para producir cloruro de cinc e hidrógeno gas. Si se

dispone de 9,81 g de cinc, ¿qué volumen, en cm3 , de disolución de ácido clorhídrico de

concentración 2 M (2 moles de HCl en 1 Litro de disolución) se necesita utilizar para que todo el

metal reaccione? Datos: Zn: 65,4 g/mol

Ecuación ajustada Zn(s) + 2 HCl (ac) → ZnCl2 (s) H2 (g)

Estequiometría de la reacción

química

1 mol 2 moles 1 mol 1 mol

Pasamos a moles la cantidad

dato del problema:

9,81 g/ 65,4 g/mol=

0,15 moles

0,15 moles

0,15 moles

Se establecen proporciones

estequiométricas:

1mol Zn = 2 moles HCl 0,15moles x= 0,30 moles

Cantidad en volumen del HCl V= nºmoles = 0,3 =

M 2M

0,15 Litros

REPASO DE SOLO QUÍMICA DE 4º ESO para 1º …TIPO DE ENLACE TIPO DE COMPUESTO PROPIEDADES...

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