Ca (OH) HNO 2 Ca (NO 2 ) H 2 O

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1 INSTITUCION EDUCATIVA LA PRESENTACION NOMBRE ALUMNA: AREA : CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL ASIGNATURA: QUIMICA DOCENTE: OSCAR GIRALDO HERNANDEZ TIPO DE GUIA: CONCEPTUAL - EJERCITACION PERIODO GRADO FECHA DURACION 3 10 AGOSTO UNIDADES INDICADORES DE DESEMPEÑO 1. Calcula el número de moles o de gramos de cualquier sustancia participante en una reacción, a partir del número de moles o de gramos de una sustancia dada. 2. Desarrolla habilidades intelectuales para interpretar ejercicios o problemas numéricos. CALCULOS QUIMICOS Y EL SIGNIFICADO DE LAS ECUACIONES QUIMICAS En toda ecuación química hay dos términos fundamentales que son: los reactivos y los productos. Tal como se trato en los temas anteriores, toda ecuación debe ser balanceada, con el fin de cumplir con la ley de la conservación de la masa. En una ecuación química balanceada, los coeficientes indican la proporción en la cual se combinan las sustancias y la proporción en que se forman los productos. La ecuación química balanceada se puede interpretar como proporción en moléculas, como proporción en moles. Por ejemplo, en la ecuación: Ca (OH) HNO 2 Ca (NO 2 ) H 2 O Que una molécula de Ca(OH) 2 reacciona con dos moléculas de HNO 2 para producir una molécula de Ca(NO 2 ) 2 y dos de H 2 O Que una mole de Ca(OH) 2 reacciona con dos moles de HNO 2 y se producen una mole de Ca(NO 2 ) 2 y dos moles de H 2 O Las anteriores interpretaciones conducen a varias consideraciones posibles: Siempre que reaccione una mole de Ca(OH) 2 se produce una mole de Ca(NO 2 ) 2 Siempre que reaccione una mole de Ca(OH) 2 se producen dos moles de H 2 O Siempre que reaccione una mole de Ca(OH) 2 reaccionan dos moles de HNO 2 Siempre que reaccionen dos moles de HNO 2 se producen dos moles de H 2 O Siempre que reaccionen dos moles HNO 2 se produce una mole de Ca(NO 2 ) 2 LEYES PONDERALES Reciben el nombre de leyes ponderales aquellas leyes que rigen el comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que intervienen en una reacción. Estas leyes son: Ley de la conservación de la masa, Ley de las proporciones definidas, Ley de las proporciones múltiples. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Lavoisier generalizó sus resultados a todas las reacciones químicas, enunciando la llamada Ley de la conservación de la masa, que puede formularse de la siguiente manera: En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción. 1

2 LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS Cuando se hacen reaccionar dos elementos químicos para formar un determinado compuesto, dichos elementos, siempre reaccionan en una misma proporción, de tal manera que si uno de estos elementos se encuentra en exceso con relación al otro, este exceso no tomará parte en la transformación. Esta proporción se mantiene a pesar de que se prepare el compuesto por diferentes procedimientos. Fue enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust en Puede enunciarse de la siguiente manera: las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación. LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES Esta ley, enunciada por Dalton. Se refiere a las relaciones que existen entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la reacción. Esta ley dice Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, los pesos de uno de los elementos que se combinan con un mismo peso del otro, están en la relación de números enteros sencillos CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS Una ecuación química nos ofrece información cualitativa (reactivos y productos) y cuantitativa, con relación a la cantidad de materia que participa y la que se produce. Puesto que en una reacción química ordinaria no se crea ni se destruye materia, la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos. De la misma manera, la carga eléctrica en ambos lados de la ecuación debe ser igual. Las ecuaciones balanceadas son la base para hacer cálculos y resolver ejercicios numéricos. Las cantidades de productos que pueden obtenerse a partir de una cantidad dada de reactivos, cantidad de un reactivo que se puede combinar con una cantidad dada de otro, o de la cantidad de un reactivo que se requiere para obtener cierta cantidad de un producto. Cada símbolo y cada fórmula en una ecuación química significan una cantidad específica de elementos y de compuestos. La estequiometria es la parte de la química que se ocupa de calcular las masas de las sustancias que se deben utilizar en una reacción química para obtener determinada de productos. CALCULOS PESO A PESO La relación entre el peso de un reaccionante o producto y el peso correspondiente de otro reaccionante o producto es una de las clases de problemas más importantes en la química. Preguntas frecuentes: Cuánto producto P se forma a partir de cierta cantidad dada del reactivo R? Si del reactivo A se gastaron cierto número de gramos, Cuántos se necesitan del reactivo B? Existen varios métodos para resolver problemas de esta clase, en esta guía se explica y se resuelven ejercicios por El método de la razón molar.el método lo ilustraremos con el siguiente problema: Problema: En la producción del ácido sulfúrico, se hace reaccionar el trióxido de azufre con agua. Si un experimento dado parte de 240,3 gramos de trióxido de azufre, cuánta agua será necesaria para la reacción? 2

3 Lo primero que ha de hacerse en esta clase de problemas es convertir la información dada en una ecuación, luego es necesario balancearla. SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 METODO DE LA RAZON MOLAR Se llama razón molar la relación por moles (o por moléculas) entre dos cualquiera de las especies participantes en la reacción. Esta relación lógicamente estará basada en los coeficientes de la ecuación balanceada. La razón molar, como su nombre lo indica, esta basada en moles, no obstante las cantidades dadas y pedidas en este tipo de problemas, estarán generalmente expresadas en gramos. Es necesario usar otros factores de conversión para pasar de los gramos a moles y viceversa. 240,3 g de SO 3 1 mole de SO 3 1 mole de H 2 O 18,0g de H 2 O = 54,0 de H 2 O 80,1 g de SO 3 1 mole de SO 3 1 mole de H 2 O REACTIVO LIMITE Cuando dos o más sustancias, que reaccionan, se mezclan en una proporción diferente a la esteoquiomètrica, necesariamente alguna de ellas está en exceso. Igual a lo que ocurre en un salón de clase donde existen 40 escritorios, si existen 40 escritorios están en la proporción 1:1. Si hay 30 estudiantes, los escritorios estarán en exceso y si hay 50 estudiantes, ellos estarán en exceso. Reactivo límite es la sustancia que se consume totalmente, esto quiere decir que es la sustancia que está en menor cantidad de acuerdo a la proporción estequiomètrica. Los cálculos estequiomètricos siempre se hacen con base al reactivo limite, ya que de este depende la cantidad de productos formados, al igual que la de los otros reactivos consumidos. Para encontrar que sustancia es el reactivo límite hay que tener en cuenta la siguiente definición: Reactivo Límite es la sustancia cuya cantidad hay que aumentar si se desea alcanzar la proporción estequiomètrica. Para hallar el reactivo límite entre dos compuestos, se compara la proporción estequiometrica con la proporción de masas disponible o sea con los datos que figuran en el problema. Al hacer la comparación se puede presentar dos casos: Que los reactivos estén en la proporción estequiomètrica: en este caso la cantidad de producto formado se puede calcular con base a cualquiera de los dos reactivos. Ambos son reactivos límite, ambos se consumen totalmente. Que los reactivos no estén en la proporción estequiomètrica: en este caso el reactivo límite es la sustancia cuya cantidad habría que aumentar para alcanzar la proporción estequiomètrica. RENDIMIENTO La cantidad máxima de producto que puede obtenerse de acuerdo con la ecuación química, a partir de una cantidad de reaccionantes se denomina rendimiento teórico. Por muchas razones, la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria, en una reacción química puede ser menor que la cantidad teóricamente posible. Algunas de las razones son las siguientes: Falta de cuidado al manipular el producto obtenido. 3

4 Las condiciones de la reacción no son adecuadas, por ejemplo la temperatura o presión del sistema de reacción no son las ideales para el proceso. La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es muy difícil y no todo el producto logra aislarse. La calidad o pureza de las materias primas no es óptima. La cantidad real del producto que se obtiene se denomina rendimiento real. El rendimiento real de una reacción se expresa en término de % mediante la siguiente expresión: PUREZA % Rendimiento = PRODUCCIÓN REAL x 100 PRODUCCIÓN TEORICA A menudo los reactivos utilizados no son completamente puros y más bien se trata de una mezcla que contiene determinado porcentaje del reactivo que se va a utilizar. Es indispensable, antes de realizar los cálculos, averiguar la cantidad de reactivo puro presente en el material. La relación entre sustancia pura (S.P), sustancia impura (S.I) y porcentaje en peso (%P) es: (S.P) = (S.I) %P % Pureza = Cantidad totalmente pura x 100/Cantidad total de sustancia ACTIVIDAD Resuelvo los siguientes PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOS 1. Qué masa de oxigeno se requieren para que reaccionen completamente 24 gramos de metano? 2. Un método para preparar oxígeno en el laboratorio consiste en descomponer el clorato de potasio por medio del calor, utilizando como catalizador el dióxido de manganeso. Cuánto clorato de potasio será necesario descomponer para obtener 0,48 gramos de oxigeno? 3. Determina la masa de ácido clorhídrico necesaria para preparar 222 gramos de dióxido de carbono. ( Na 2 CO 3 + HCl H 2 O + NaCl + CO 2 ) 4. Cuántas moles de dióxido de azufre se obtendrán por oxidación de 1,25 moles de sulfuro de hierro (II)? ( FeS 2 + O 2 Fe 2 O 3 + SO 2 ) 5. Por hidratación de 42 gramos de tricloruro de fósforo, cuántas moles de ácido clorhídrico se recogen? ( PCl 3 + H 2 O H 3 PO 3 + HCl ) 6. En la producción de ácido sulfúrico se hace reaccionar el trióxido de azufre con el agua. En una experiencia se combinan 110 gramos de trióxido de azufre con 27 gramos de agua. Cuál es la masa y las moles del ácido sulfúrico obtenido? 7. Cuántos gramos de cinc metálico son necesarios para reaccionar totalmente con 10,3 moles de ácido clorhídrico? ( Zn + HCl ZnCl 2 + Cl 2 ) 4

5 8. Por oxidación de 36 gramos de amoniaco se obtienen 50,82 gramos de óxido nítrico. Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? ( NH 3 + O 2 NO + H 2 O ) 9. La fosfina se obtiene al hidratar el fosfuro de calcio. Al combinar 60 gramos de fosfuro de calcio con 2,5 moles de agua, Cuántos gramos de fosfina se obtienen? ( Ca 3 P 2 + H 2 O PH 3 + Ca (OH) 2 ) 10. En la descomposición térmica de 42 gramos de peróxido de bario, cuántos gramos óxido de bario se obtienen si el rendimiento fue del 86%. ( BaO 2 BaO + O 2 ) 11. En una experiencia se somete al calentamiento 35 gramos de carbonato de calcio Cuántos gramos de óxido de calcio se obtienen si el rendimiento fue del 78%? 12. En un proceso se hace reaccionar 48 gramos de fosfuro de calcio de una pureza del 90% con exceso de agua. Determine la masa y las moles de fosfina que se obtienen. ( Ca 3 P 2 + H 2 O Ca (OH) 2 + PH 3 ) 13. En la reacción del hidruro de calcio con el agua se produce hidróxido de calcio e hidrógeno. En una experiencia se hacen reaccionar 2,3 gramos de hidruro de calcio de pureza al 91%, con exceso de agua. Cuántos gramos de hidruro se obtienen? 14. En una experiencia a partir de 0,38 moles de hidróxido de potasio de pureza al 70% con exceso de ácido sulfúrico. Cuántos gramos de sulfato de potasio se recogen? (KOH + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + H 2 O ) 15. El yodo se obtiene industrialmente a partir de las algas marinas que lo contienen en forma de yoduro. El proceso consiste en tratar estas algas con dióxido de manganeso y ácido sulfúrico. En un proceso dado se trataron 300 kilogramos de algas que tenían un contenido de 0,01% de yoduro de sodio. Si la eficiencia de la reacción fue del 80%, Cuántos gramos de yodo se obtuvieron? ( 2 NaI + MnO H 2 SO 4 MnSO NaHSO H 2 O + I 2 ) 16. Para preparar ácido clorhídrico en el laboratorio, se descompone el cloruro de sodio con ácido sulfúrico. Cuánto cloruro de sodio se requiere para producir 5,47 gramos de ácido clorhídrico, si la eficiencia de la reacción es del 75%? (NaCl + H 2 SO 4 NaSO 4 + HCl ) 17. El ácido nítrico se obtiene industrialmente por oxidación del amoniaco. Cuánto ácido nítrico del 90% de pureza se podrá obtener a partir de 1,36 Kg de amoniaco puro. ( 4NH 3 + 7O 2 4H 2 O + 2HNO 2 + 2HNO 3 ) 18. El ácido bórico se prepara en el laboratorio por acción del ácido clorhídrico sobre el tetraborato de sodio decahidratado o bórax. En una experiencia particular, se obtuvieron 4,94 gramos de ácido bórico a partir de 7,86 gramos de bórax. Cuál es la pureza del bórax utilizado? (Na 2 B 4 O 7.10H 2 O + 2HCl 2NaCl + 5H 2 O + 4H 3 BO 3 ) 5

6 PRUEBA DE QUÍMICA PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA - (TIPO I) Estas preguntas se desarrollan en torno a una idea o problema al cual se refieren las opciones o posibilidades de respuesta. Constan de un enunciado en el que se expone el problema y cuatro posibilidades de respuestas. Las cuales son expresiones que completan el enunciado inicial; entre estas opciones debe escogerse una, la que usted considere correcta. 1. Por muchas razones, la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria, en una reacción química puede ser menor que la cantidad teóricamente posible, lo anterior ocurre porque: A. Falta de cuidado al manipular el producto obtenido. B. Las condiciones de la reacción no son adecuadas, por ejemplo la temperatura o presión del sistema de reacción no son las ideales para el proceso. C. La calidad o pureza de las materias primas no es óptima. D. Todas las anteriores. 2. las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación. El anterior enunciado corresponde a la ley enunciada por: A. Dalton B. Proust C. Lavoisier D. Galileo 3. En la reacción para obtener amoniaco ( N H 2 2 NH 3 ) a partir de 10 gramos de nitrógeno se obtienen 6,07 gramos de amoniaco, el rendimiento de la reacción es de: A. 80% B. 75% C. 50% D. 25% 4. En 800 gramos de Fe 2 (SO 4 ) 3 al 80% de pureza. Cuantos gramos están presentes: A g B. 640 g C. 320 g D. 64 g 5. Cuando reaccionan 15 gramos de silicio con 50 gramos de carbono, para obtener CSi; el reactivo límite de la reacción es: A. C B. Si C. CSi D. A y B SI CIERRAS LA PUERTA A TODOS LOS ERRORES, TAMBIÉN LA VERDAD SE QUEDARÁ FUERA. 6