Ejercicios de estequiometria (página 2)

Partes: 1, 2

Sabemos también que un átomo de
hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x
10-24 gramos, que el átomo de oxígeno
tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.

Si ahora en vez de los valores en
gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que
será muy conveniente para trabajar con números tan
pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se
normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al
isótopo 12C del carbono ( masa
= 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno
(1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de
oxígeno (16O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los
átomos, se puede asignar un valor correcto
a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos

y al revés:

1 gramo = 6,02214 x 1023 uma

Masa atómica promedio

Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se
presentan en la naturaleza
como una mezcla de isótopos.

Podemos calcular la masa atómica promedio de un
elemento, si sabemos la masa y también la abundancia
relativa de cada isótopo.

Ejemplo:

El carbono natural es una mezcla de tres isótopos,
98,892% de 12C y 1,108% de 13C y una
cantidad despreciable de 14C.

Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono
será:

(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335
uma) = 12,011 uma

La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce
como peso atómico. Estos son los valores que se
dan en las tablas periódicas.

Masa Molar

Un átomo de 12C tiene una masa de 12
uma.

Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24
uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un
átomo de 12C.

Entonces, una mol de átomos de 24Mg
deberá tener el doble de la masa de una mol de
átomos de 12C.

Dado que por definición una mol de átomos de
12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de
24Mg debe pesar 24 gramos.

Nótese que la masa de un átomo en unidades de
masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a
la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos
(g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa
molar

La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es
numéricamente igual a su peso fórmula (en
uma).

Peso molecular y peso fórmula

El peso fórmula de una sustancia es la suma de los
pesos atómicos de cada átomo en su fórmula
química

Por ejemplo, el agua
(H2O) tiene el peso fórmula de:

[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] =
18,01528 uma

Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con
los átomos que la componen unidos entre sí)
entonces la fórmula química es la
fórmula molecular y el peso fórmula es el peso
molecular.

Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de
H2O pesa 18,0 gramos.

Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa
58,5 gramos.

Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el
oxígeno pueden unirse para formar la molécula del
azúcar
glucosa que
tiene la fórmula química
C6H12O6.

Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la
glucosa será:

[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x
(15,9994 uma)] = 180,0 uma

Como las sustancias iónicas no forman enlaces
químicos sino electrostáticos, no existen como
moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en
proporciones discretas. Podemos describir sus pesos
fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso
fórmula del NaCl es:

23,0 uma + 35,5 uma = 58,5 uma

Composición porcentual a partir de las
fórmulas

A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el
porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un
compuesto.

Usaremos de ejemplo al metano:

CH4

Peso fórmula y molecular:

[1 x (12,011 uma)] + [4 x (1,008)] = 16,043
uma

%C = 1 x (12,011 uma)/16,043 uma = 0,749 =
74,9%

%H = 4 x (1,008 uma)/16,043 uma = 0,251 =
25,1%

Interconversión entre masas, moles y número
de partículas

Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de
interconversión de masas a moles.

A esto lo conocemos formalmente con el nombre de análisis dimensional.

Ejemplo:

Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio

Fórmula química del cloruro de calcio =
CaCl2

Masa atómica del Ca = 40,078 uma

Masa atómica del Cl = 35,453 uma

Al ser un compuesto iónico no tiene peso
molecular, sino peso fórmula..

Peso fórmula del CaCl2 =
(40,078) + 2(35,453) = 110,984 uma

De manera que, un mol de CaCl2
tendrá una masa de 110,984 gramos. Y entonces,
1,5 moles de CaCl2 pesarán:

(1,5 mol)(110,984
gramos/mol) = 166,476 gramos

Ejemplo:

Si tuviera 2,8 gramos de oro,
¿cuántos átomos de oro tendría?

Fórmula del oro: Au

Peso fórmula del Au = 196,9665
uma

Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665
gramos.

De manera que, en 2,8 gramos de oro
habrá:

(2,8 gramos)(1 mol/196,9665
gramos) = 0,0142 mol

Sabemos por medio del número de Avogadro que hay
aproximadamente 6,02 x 1023 atomos/mol.

Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos:

(0,0142
moles)(6,02x1023atomos/moles)=8,56×1021
átomos

Fórmulas empíricas a partir del
análisis

Una fórmula empírica nos indica las proporciones
relativas de los diferentes átomos de un compuesto.

Estas proporciones son ciertas también al nivel
molar.

Entonces, el H2O tiene dos átomos de
hidrógeno y un átomo de oxígeno.

De la misma manera, 1,0 mol de H2O
está compuesta de 2,0 moles de átomos de
hidrógeno y 1,0 mol de átomos de
oxígeno.

También podemos trabajar a la inversa a partir de las
proporciones molares:

Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en
un compuesto, podemos determinar la fórmula
empírica.

El mercurio forma
un compuesto con el cloro que tiene 73,9% de mercurio y
26,1% de cloro en masa. ¿Cuál es su
fórmula empírica?.

Supongamos que tenemos una muestra de 100
gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá
73,9 gramos de mercurio y 26,1 gramos de
cloro.

¿Cuántas moles de cada átomo representan
las masas individuales?

Para el mercurio: (73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368
moles

Para el cloro: (26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736
mol

¿Cuál es la proporción molar de los dos
elementos?

( 0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0

Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de
Cl que de Hg. La fórmula empírica del compuesto
sería: HgCl2

Fórmula molecular a partir de la fórmula
empírica

La fórmula química de un compuesto obtenida por
medio del análisis de sus elementos o de su
composición siempre será la fórmula
empírica.

Para poder obtener
la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular
del compuesto.

La fórmula química siempre será
algún múltiplo entero de la fórmula
empírica (es decir, múltiplos enteros de los
subíndices de la fórmula empírica).

La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene
40,92 % de C y 4,58 % de H, en
masa.

El resto, hasta completar el 100%, es decir el 54,50 %,
es de O.

El peso molecular de este compuesto es de 176
uma. ¿Cuáles serán su
fórmula molecular o química y su fórmula
empírica?

En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:

40,92 gramos C

4,58 gramos H

54,50 gramos O

Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento
así:

(40,92 g de C) x (1 mol/12,011 g) = 3,407
moles de C

(4,58 g de H) x (1 mol/1,008 g) = 4,544
moles de H

(54,50 g de O) x (1 mol/15,999 g) = 3,406
moles de O

Para determinar la proporción simplemente dividimos
entre la cantidad molar más pequeña (en este caso
3,406 o sea la del oxígeno):

C = 3,407 moles/3,406 moles = 1,0

H = 4,544 moles/3,406 moles = 1,333

O = 3,406 moles/3,406 moles = 1,0

Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto
que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos
tener fracciones de átomo, hay que normalizar la
cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero.

1,333 es como 1 y
1/3, así que si multiplicamos
las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos
valores enteros para todos los átomos.

C = 1,0 x 3 = 3

H = 1,333 x 3 = 4

O = 1,0 x 3 = 3

Es decir C3H4O3

Esta es la fórmula empírica para
el ácido ascórbico. Pero, ¿y la
fórmula molecular?

Nos dicen que el peso molecular de este compuesto es de 176
uma.

¿Cuál es el peso molecular de nuestra
fórmula empírica?

(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) =
88,062 uma

El peso molecular de nuestra fórmula empírica es
significativamente menor que el valor experimental.

¿Cuál será la proporción entre los
dos valores?

(176 uma / 88,062 uma) =
2,0

Parece que la fórmula empírica pesa
esencialmente la mitad que la molecular.

Si multiplicamos la fórmula empírica por dos,
entonces la masa molecular será la correcta.

Entonces, la fórmula molecular será:

2 x C3H4O3
= C6H8O6

Combustión en aire

Las reacciones de combustión son reacciones rápidas
que producen una llama.

La mayoría de estas reacciones incluyen al
oxígeno (O2) del aire como
reactivo.

Una clase de
compuestos que puede participar en las reacciones de
combustión son los hidrocarburos
(estos son compuestos que sólo tienen C y
H).

Cuando los hidrocarburos se queman, reaccionan con el
oxígeno del aire (O2) para formar
dióxido de carbono (CO2) y agua
(H2O).

Por ejemplo cuando el propano se quema la reacción de
combustión es:

C3H8(g) + 5
O2(g) → 3 CO2(g) + 4
H2O(l)

Ejemplos de hidrocarburos comunes:
Nombre	Fórmula Molecular
metano	*CH4*
propano	*C3H8*
butano	*C4H10*
octano	*C8H18*

En las reacciones de combustión, muchos otros
compuestos que tienen carbono, hidrógeno y oxígeno
(por ejemplo el alcohol
metílico CH3OH, y la glucosa
C6H12O6) también se
queman en presencia de oxígeno (O2) para
producir CO2 y H2O.

Cuando conocemos la manera en que una serie de
sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar
características cuantitativas de estas, entre otras su
fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de
conocer el peso molecular de la sustancia.

A esto se le conoce como análisis
cuantitativo.

Análisis de combustión

Cuando un compuesto que tiene H y C se
quema en presencia de O en un aparato especial, todo el
carbono se convierte en CO2 y el
hidrógeno en H2O.

La cantidad de carbono existente se determina midiendo
la cantidad de CO2 producida.

Al CO2 lo atrapamos usando el
hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto
CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso
de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C
había en la muestra.

De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha
producido atrapando al H2O y midiendo el cambio de
masa en la trampa de perclorato de magnesio.

Ejemplo:

Consideremos la combustión del alcohol
isopropílico. Un análisis de la muestra revela que
esta tiene únicamente tres elementos: C, H y
O.

Al quemar 0,255 g de alcohol
isopropílico vemos que se producen 0,561 g de
CO2 y 0,306 g de
H2O.

Con esta información podemos calcular la cantidad de
C e H en la muestra, ¿Cuántas moles
de C tenemos?

(0,561 g de CO2) x (1 mol
de CO2/44,0 g) = 0,0128 moles de
CO2

Dado que un mol de CO2 tiene un mol de
C y dos de O, y tenemos 0,0128 moles de
CO2 en la muestra, entonces hay 0,0128
moles de C en nuestra muestra.

¿Cuántos gramos de C
tenemos?

(0,0128 moles de C) x (12,01 g/mol de
C) = 0,154 g de C

¿Cuántos moles de H
tenemos?

(0,306 g de H2O) x (1 mol
de H2O/18,0 g) = 0,017 moles de
H2O

Dado que un mol de H2O tiene
un mol de oxígeno y dos moles de
hidrógeno, en 0,017 moles de H2O,
tendremos 2 x 0,017 = 0,034 moles de H.

Como el hidrógeno es casi 1 gramo / mol, entonces
tenemos 0,034 gramos de hidrógeno en la
muestra.

Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de
H, obtenemos:

0,154 gramos (C) + 0,034 gramos (H) =
0,188 gramos

Pero sabemos que el peso de la muestra era de 0,255
gramos.

La masa que falta debe ser de los átomos de
oxígeno que hay en la muestra de alcohol
isopropílico:

0,255 gramos – 0,188 gramos = 0,067
gramos (O)

Pero esto, ¿cuántos moles de O
representa?

(0,067 g de O) x (1 mol de O/15,999 g)
= 0,0042 moles de O

Entonces resumiendo, lo que tenemos es:

0,0128 moles Carbono

0,0340 moles
Hidrógeno

0,0042 moles
Oxígeno

Con esta información podemos encontrar la
fórmula empírica, si dividimos entre la menor
cantidad para obtener enteros:

C = 3,05 átomos

H = 8,1 átomos

O = 1 átomo

Si consideramos el error experimental, es probable que
la muestra tenga la fórmula empírica:

C3H8O

IV. PROCEDIMIENTO
EXPERIMENTAL:

Experimento N°01: Determinación de
la eficiencia de una
reacción

Cuando se produce la formación de un precipitado,
preparación de Carbonato de Bario según la
reacción:

Procedimiento:

Mezclar en el vaso de precipitado 10 ml de
solución 0.2M de BaCl2 y 10 ml de
solución 0.2M de
Na2CO3
Dejar reposar para que sedimente el
precipitado.
Filtrar el precipitado, usando un papel de filtro
previamente pesado.
Lavar el filtrado con agua destilada.
Colocar el papel de filtro sobre otro que esta sobre
la rejilla de asbesto.
Instalar el radiador de manera que la temperatura
no sea mayor de 90gr luego poner la rejilla con el precipitado
sobre el radiador.
Una vez seco el precipitado dejar enfriar y pesar
junto con el papel de filtro.

Experimento N°02: Determinación de
la formula de un hidrato

Muchas sales cristalizadas procedentes de una
solución acuosa aparecen como perfectamente secas, aun
cuando al ser calentadas producen grandes cantidades de agua. Los
cristales cambian de forma y en algunos casos de color, al perder
este contenido de agua, lo que indica que el agua estaba presente
como una parte integrante de la estructura
cristalina. Estos compuestos se denominan hidratos. El numero
sencillo y sé presentan por formulas tales como
Na2CO3 10H2O y pueden
generalmente ser descompuestos por calentamiento para formar sal
no hidratada o anhidra.

Procedimiento:

Pesar con precisión el crisol y la tapa
perfectamente limpios y secos.
Póngase de 3 a 5 gramos de cristales de
hidrato en el crisol.
Colocar el crisol sobre el radiador
(ayudándose con el triangulo y caliente suavemente
durante 5 minutos y luego aumentar la temperatura durante 8
minutos).
Dejar enfriar el crisol tapado (aproximadamente 8 a10
minutos)
Pesar el crisol con la sal anhidra (la diferencia es
el contenido original de agua)
Volver a calentar el crisol durante 5 minutos y
volver a pesar una vez frío, si la diferencia de peso es
mayor 0.2 gramos, volver a calentar otros 5 minutos hasta
conseguir una diferencia menor a este limite.
La diferencia entre la primera y ultima pesada
será el agua total eliminada.

V. OBSERVACIONES
Y CONCLUSIONES:

Con la realización de este trabajo
nos dimos cuenta de cómo son las diferentes
reacciones, y como son sus
características.
El investigar este tipo de reacciones, sustancias y
demás, me ayudan a fomentar mejor mi espíritu
investigativo, y a la vez reducir el analfabetismo científico.
Mediante de estas practicas pudimos reconocer
algunas propiedades físicas y químicas de
algunas sustancias mediante su manipulación en el
laboratorio.

VI.
CUESTIONARIO:

1. De 5 ejemplos de diferentes reacciones sin cambio
en el numero de oxidación y 3 ejemplos diferentes de
reacciones redox.

Reacciones no redox:

Sulfato de escandio más cloruro de estroncio
dando agua más el fosfato correspondiente.
Ácido fosfórico más
hidróxido de estroncio dando agua más el
fosfato correspondiente.
Reacción de disociación acuosa
(completa) del carbonato amónico.
Formación del nitrato de dioxouranio (VI) a
partir del óxido de uranio (VI) y ácido
nítrico.
El tricloruro de nitrógeno más
hidróxido sódico para dar hipoclorito
sódico y amoniaco.

Reacciones redox:

El sulfuro ferroso reacciona con oxígeno en
medio de hidróxido sódico diluido dando
óxido férrico, sulfuro sódico y
dióxido de azufre
El zinc metálico reacciona con ácido
nítrico diluido dando nitrato de zinc y nitrato de
tetrahidrógeno nitrógeno
El sulfuro cúprico reacciona en medio acuoso
con ácido nítrico diluido dando sulfato de
cobre (II)
y monóxido de nitrógeno

2. Considerando la eficiencia calculada en el
experimento 1A determinar que peso de Carbonato de Bario se
obtiene de la reacción de 40 ml de solución 0.5M de
Na2CO3 con 30 ml de solución 0.6M de
BaCl3

Dato: % Rendimiento= 88.83%

BaCl2 + Na2CO3
a BaCO3 +
NaCl

=0.2 =0.18

R. en exceso R. Limitante

BaCl2 + Na2CO3
a BaCO3 +
NaCl

0.18 =

=
35.46g

Como:

% Rendimiento=

88.33%=

=
31.32g

3. Calcular que volumen de
solución 0.5M de BaCl2 se debe de emplear para
que se obtenga 15 gramos de BaCO3

BaCl2 + Ba2CO3
a BaCO3 +
2BaCl

== 15 /
197=0.007614213

0.5M= n/V=0.07614213/V a
V=0.1523l

4. Considerando la descomposición del
KClO3 y la eficiencia calculada en el experimento 2A,
determinar el peso de este compuesto que se debe emplear para
obtener 400 ml de O2 medidos en condiciones normales,
1 mol gramo de O2 ocupa 22.4 litros.

% Rendimiento ()=80.32%