Cantidad de sustancia (página 2)

Partes: 1, 2

Ecuaciones químicas
1 rxn química se representa por medio de una “ecuación química”
se utilizan las fórmulas químicas de las sustancias puras, símbolos como la adición (+) para expresar la participación de varias sustancias y la ocurrencia de reacción con una flecha (?)

(Gp:) CaCO3 (s) ? CaO (s) + CO2 (g)?
(Gp:) calor

Carbonato de calcio, sólido, en presencia de calor, se descompone en óxido de calcio, también sólido, y dióxido de carbono gaseoso
1 Ca
1 C
3 O
1 Ca
1 C
3 O
En 1 compuesto
En 2 compuestos
1 ecuación química contiene algo más que la descripción de los compuestos participantes, habla también de la proporción de c/elemento presente en ellos y muestra la conservación de la materia, a través de la igualdad en el # de átomos a ambos lados de la flecha
“1 mol de carbonato de calcio se descompone con el calor para producir 1 mol de óxido de calcio y 1 mol de dióxido de carbono”
MCaCO3= MCa + MC + 3MO = 40 + 12 + 3(16) = 100 g/mol
MCaO= MCa + MO = 40 + (16) = 56 g/mol
MCO2= MC + 2MO = 12 + 2(16) = 44 g/mol
“100g de carbonato de calcio se descomponen para producir 56g de óxido de calcio y 44g de dióxido de carbono”

Manifestaciones de qué ocurre en una rxn química
Cambio de color
Metales que se dejan expuestos a la interperie, sufren un cambio de coloración al formarse en sus superficie un óxido, producto de la rxn entre el metal y el oxígeno del aire
Cambio de energía
RXN exotérmica: Metales alcalinos con agua. Desprende energía en forma de calor
RXN endotérmica: quemar un pedazo de madera. Absorbe energía en forma de calor

Desprendimiento de un gas
Olor de 1 huevo descompuesto debido al desprendimiento de sustancias que contienen S.
Alka Seltzer en un vaso con agua.
Formación de un precipitado
Cuando se mezclan 2 soluciones y se observa la formación de 1 sólido, es una evidencia que ha ocurrido una reacción química. El sólido formado se le llama “precipitado”

TAREA
una moneda de 12g contiene 10g de Ag y 2g de Cu. Los pesos atómicos son respectivamente 107.9 y 63.5g/mol. ¿cuántos átomos de Ag y de Cu han en la moneda?
¿Cuál es la masa de 1 pedazo de aluminio que tiene tantos átomos como los que existen en 2g de O2? Los datos de las masas molares son 27 g/mol para el Al y 32g/mol para el oxígeno molecular
en cada uno de los siguientes pares, qué sustancia contiene el mayor número de átomos:
1 mol de Cl o 1 mol de Cl2
1 átomo de F o 1 molécula de flúor
53.4 g de Fe o 53.4 g de Cu
¿Qué muestra tiene mayor masa?
1 mol de Fe o 1 mol de Mg
6.02×1022 átomos de Fe o 1 mol de Na
1 molecula de O2 o 1 átomo de O
el elemento mas abundante en el mar (sin contar H y O) es el cloro. Existen 19g de este elemento en cada litro de agua de mar. Si el volumen de los océanos es 1.4×1021 litros,
calcula la masa de cloro en el mar
indica a cuántos moles de átomos corresponde.

CLASE 2

Balanceo de ecuaciones
Una ecuación química proporciona información cuantitativa cuando está balanceada
(Gp:) Reactivos
# de átomos
(Gp:) Productos
# de átomos
(Gp:) =

Na (s) + Cl2 (g) ? NaCl (s)
2 Na (s) + Cl2 (g) ? 2 NaCl (s)
REGLAS (transformación de dióxido de carbono y agua para obtener glucosa más oxígeno)
Escribir correctamente las fórmulas tanto de reactivos como de productos incluyendo el estado de agregación en el que se encuentran
CO2 (g) + H2O (l) ? C6H12O6 (ac) + O2 (g)

Contar los átomos de cada elemento presentes en cada lado de la flecha de rxn.
CO2 (g) + H2O (l) ? C6H12O6 (ac) + O2 (g)
1 C
2 H
3 O
6 C
12 H
8 O
3. Tratar de balancear el átomo o ion más abundante, pero que se encuentre sólo en un reactivo y un producto, encontrando además el mínimo común múltiplo entre los coeficientes obtenidos. (H)
CO2 (g) + 6 H2O (l) ? C6H12O6 (ac) + O2 (g)
Repetir el paso anterior con cada uno de los siguientes átomos. Para balancear el C.

Finalmente, el oxígeno se balancea.
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) ? C6H12O6 (ac) + O2 (g)
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) ? C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g)
Revisar que todos los átomos estén balanceados
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) ? C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g)
6 C
12 H
18 O
6 C
12 H
18 O

Tipos de reacciones
RXNs de Síntesis
Cuando 2 o más sustancias se combinan para formar un solo compuesto.
Ejemplo: oxidación del hierro.
4Fe (s) + 3O2 (g) ? 2Fe2O3 (s)
RXNs de Descomposición
Se da cuando 1 sustancia produce 2 o más sustancias más simples.
Ejemplo: descomposición de una sustancia en sus elementos, como la electrolisis

Los ácidos formados por la unión de 1 óxido
de no-metal y agua, se separan al calentarlos
en sus compuestos de origen.
2 H2O (l) ? 2H2 (g) + O2 (g)
http://www.youtube.com/watch?v=OTEX38bQ-2w
H2SO4 (ac) ? H2O (l) + SO2 (g)

El hidróxido de calcio se descompone por calentamiento en cal viva y agua
Ca(OH)2 (s) ? CaO (s) + H2O (l)
Calentamiento del clorato de potasio
2 KClO3 (s) ? 2 KCl (s) + 3 O2 (g)
RXNs de Desplazamiento Simple
Cuando un elemento toma el lugar de otro en un compuesto.
Mezclar un ácido fuerte con el zinc se sustituyen por Zn los Hs del ácido.

Sustituir un halógeno por otro:

Un metal por otro que se encuentra combinado en una sal
Zn (s) + 2 HCl (ac) ? ZnCl2 + H2 (g)
F2 (g) + 2 NaCl (ac) ? Cl2 (g) + 2NaF (ac)
Pb (s) + CuSO4 (ac) ? PbSO4 + Cu (s)

NaCl (ac) + AgNO3 (ac) ? NaNO3 (ac) + AgCl (s)?
RXNs de Doble Desplazamiento
Se llevan a cabo por lo general entre 2 compuestos iónicos disueltos en agua, donde cada 1 de los cationes intercambia posición con el otro. Comúnmente este tipo de reacciones se hacen evidentes por la formación de una sal insoluble o precipitado.
RXNs de Combustión
Son las rxn´s de combinación con el oxígeno que liberan energía térmica y luminosa.
Algunos metales, como el Na o Mg

Al quemar una vela y en el motor de los automóviles, al quemarse la gasolina (rxn´s de combustión de hidrocarburos con oxígeno).
2 Mg (s) + O2 (g) ? 2 MgO (s)
2C8H18 (l) + 25 O2 (g) ? 16 CO2 (g) + 18 H2O (g)

RESUMEN
Balancea y Clasifica las siguientes reacciones:
Ni (s) + F2 (g) ? NiF4 (l)
Fe (s) + H2O (g) ? Fe2O3 (s) + H2 (g)
H3BO3 (s) ? B2O3 (s) + H2O (l)
CH3OH (l) + O2 (g) ? CO2 (g) + H2O (g)
B2O3 (s) + HF (ac) ? BF3 (g) + H2O (l)

Reacciones ácido-base
ácidos
Sabor agrio
Reaccionan con algunos metales como el Fe, Mg y Zn produciendo H2
Descomponen los carbonatos y bicarbonatos liberando CO2
bases
Sabor amargo
Al contacto con la piel se sienten jabonosas.
+
Al poner en contacto 1 ácido con 1 base, las propiedades de cada uno se pierden, diciéndose que se NEUTRALIZAN

La definición más utilizada la propuso Bronsted en 1923, que se aplica principalmente a las disoluciones acuosas.

ÁCIDO: es un donador de protones o iones hidrogeno
BASE: acepta protones.
HCl (ac) + H2O ? H3O+(ac) + Cl- (ac)
HCl cede un protón al agua dando lugar al ion hidronio, H3O+ y lo mismo sucede con el HNO3. el agua está aceptando 1 protón y sería una base.
NH3 (ac) + H2O ? NH4+(ac) + OH- (ac)
La molécula de amoniaco se comportó como 1 base aceptando 1 protón del agua. El agua aquí es 1 ácido.
Na2CO3 (ac) + H2O ? 2Na+(ac) + HCO3- (ac) + OH- (ac)
Un ácido de Bronsted reacciona con el agua, le transfiere a ésta 1 protón, formando H3O+
Una base de Bronsted reacciona con el agua,el agua cede un protón a la base originandose un ion OH-.

Es una reacción de transferencia de protones.
“El agua es 1 sustancia anfotérica, que puede presentar comportamiento como ácido o como base, según la naturaleza de la especie química con la que reaccione”
Ácido + agua = H3O+ Base + agua = OH-
La rxn de 1 ácido con 1 base produce agua

OH- (ac) + H3O+ ? 2H2O
Rxn´s de neutralización
HCl (ac) + NaOH (ac) ? NaCl (ac) + H2O
NH3 (ac) + HNO3 ? NH4NO3 (ac)
En las rxns ácido-base se puede reconocer algunos tipos de reacciones presentadas anteriormente
La 1ra rxn puede clasificarse como de doble desplazamiento mientras que la 2da. Como de síntesis.

Identifica los ácidos, las bases y las sales en los reactivos y productos. Clasifica también las reacciones.

HClO4 + KOH ? KClO4 + H2O
H2SO4 + Na2CO3 ? Na2SO4 + H2CO3
NH3 + HF ? NH4F
2HCl + Mg(OH)2 ? MgCl2 + 2H2O
Na2O + H2O ? 2NaOH
CO2 + H2O ? HCO3- + H+
NaOH + CO2 ? NaHCO3
NH4Cl (s) ? NH3 (g) + HCl (g)

Reacciones de óxido-reducción
Son aquellas en las que cambia el # de oxidación de por lo menos 2 átomos de los que participan en la rxn.

Reactivos = 1Cu y 1Cl Productos= 1Cu y 2Cl

Cu pasó de +1 a +2
Fe pasó de +3 a +2

El Cu se oxida y el Fe se reduce.
CuCl + FeCl3 ? CuCl2 + FeCl2
1 elemento se oxida cuando aumenta su # de oxidación y se reduce cuando disminuye
Zn + CuCl2 ? ZnCl2 + Cu

el elemento que se oxida y cuyo # de oxidación aumenta, pierde electrones, y el que se reduce disminuye el #oxidación, gana electrones.
2Li + ½ O2 ? Li2O
2Al + 3/2 O2 ? Al2O3
El Metal al combinarse con el oxígeno aumenta su # de oxidación, se oxida, mientras que el oxígeno al pasar de su forma elemental a la de ion óxido, su # de oxidación va de o a -2 y se reduce.
“El metal perdió electrones y el oxígeno los ganó”

Asignación de números de oxidación
Regla 1. el # de oxidación de 1 elemento puro es cero. Hg, Na, O2, Fe, etc.

Regla 2. el # de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga. Cu+2 es +2, S2- es -2.

Regla 3. Algunos elementos tienen el mismo # de oxidación en casi todos sus compuestos y pueden servir como referencia para determinar los #s de oxidación de otros elementos en los compuestos.
a) el hidrógeno es +1 a menos que esté combinado con 1 metal en un
hidruro, y sería -1
b) el Flúor es -1
c) el oxígeno es de -2 en casi todos los compuestos. En los peróxidos existe un enlace O-O, es -1
d) En los compuestos binarios, los átomos del grupo 16 (O, S, Se, Te)
tienen un # de oxidación de -2, excepto cuando están combinados con
oxígeno o con halógenos.
e) Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb y Cs) tienen siempre ´# de
oxidación +1 y los alcalino-terreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) tienen +2

Regla 4. La suma de los #s de oxidación de los elementos en 1 compuesto neutro
es cero; la suma de los #s de oxidación para los elementos de 1 ion
poliatómico es igual a la carga del ion.

ACTIVIDAD

Asignación de números de oxidación.

SO2 b) SO32- c) KMnO4 d) K2Cr2O7

Balanceo de rxns por el método del ion electrón
Paso 1. Escribir la ecuación no balanceada para la reacción en forma iónica.
Fe2+ + H2O2 ? Fe3+ + H2O

Paso 2. Separar la reacción en 2 medias reacciones:
oxidación: Fe2+ ? Fe3+
reducción: H2O2 ? H2O
esta última es 1 rxn de reducción ya que el oxígeno en el peróxido de hidrógeno tiene un # de oxidación de -1 y en el agua de -2

Paso 3. Balancea los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno, si es necesario. En este caso los átomos de Fe están balanceados, luego no se requiere ningún balanceo.
Balancear en medio ácido la rxn que nos muestre la oxidación de Fe+2 a Fe+3 y la reducción del oxígeno del agua oxigenada,H2O2 al agua H2O

Paso 4. Para rxns en 1 medio ácido, añade H2O para balancear los átomos de oxígeno y H+´para balancear los átomos de hidrógeno. En este caso, la rxn de reducción requiere el balanceo de 1 oxígeno, por lo cual añadimos un agua a la derecha:
H2O2 ? 2 H2O
Ahora equilibramos los hidrógenos, colocando 2H+ a la izquierda
Reducción: 2H+ + H2O2 ? 2H2O

Paso 5. Añade electrones a cada lado de las 2 rxns para balancear las cargas. La rxn de oxidación requiere de 1 e- a la derecha, de tal forma que la suma de cargas siempre sea +2
oxidación: Fe2+ ? Fe3+ + e-
La rxn de reducción requiere 2 e- a su izquierda, de tal forma que sea neutra su carga en ambos lados:
reducción: 2e- + 2H+ + H2O2 ? 2H2O

Paso 6. Iguala el # de e- que se transfieren en la rxn de oxidación y en la de reducción, multiplicando una o las 2 medias rxns por los coeficientes apropiados. En este caso basta multiplicar la rxn de oxidación por 2, para que los 2e- que entran en la rxn de reducción salgan en la de oxidación.
oxidación: 2Fe2+ ? 2Fe3+ + 2e-
reducción: 2e- + 2H+ + H2O2 ? 2H2O

Paso 7. Ambas rxns pueden ahora sumarse, cancelándose los e-s en ambas. Balancea lo que pueda restar por por inspección.
2Fe2+ + 2H+ + H2O2 ? 2Fe3+ + 2H2O
La rxn debe haber quedado balanceada en cada uno de sus átomos, al igual que en su carga.
Cuando el balanceo se desee llevar a cabo en medio básico, el paso 4 debe plantearse de otra manera.
Paso 1. ecuación sin balancear
MnO4- + I- ? MnO2 + I2

Paso 2. Las medias reacciones son:
oxidación: I- ? I2
reducción: MnO4- ? MnO2
El yoduro -1 se convierte en yodo elemental, con # de oxidación cero y el Mn del permanganato pasa de +7 a +4 en el óxido.

Paso 3. Balancea los átomos de yodo
oxidación: 2I- ? I2
Balancear en medio básico la oxidación del ion yoduro (I-) por el ion permanganato (MnO4-), para dar yodo molecular (I2) y óxido de manganeso (IV) MnO2

Paso 4. balancear los oxígenos en la rxn de reducción, añadimos 2H2O a la derecha y añadimos 4H+ a la izquierda:
Reducción: 4H+ + MnO4 – ? MnO2 + 2H2O
Como la rxn tiene lugar en medio básico y hemos añadido 4H+ añadimos ahora 4OH- a ambos lados de la ecuación:
Reducción: 4H+ + 4OH- + MnO4- ? MnO2 + 2H2O + 4OH-
Combinando ahora los H+ con los OH- para formar agua y llevando a cabo la cancelación de aguas en ambos lados:
Reducción: 2H2O + MnO4- ? MnO2 + 4OH-

Paso 5. Añadir 2 e- al lado derecho de la rxn de oxidación, para que la carga sea en todo momento -2
oxidación: 2I- ? I2 + 2e-
Y añadir 3 e- a la rxn de reducción, para que su carga sea -4 en todo momento: Reducción: 3e- + 2H2O + MnO4- ? MnO2 + 4OH-

Paso 6. Iguala los e- cedidos por la rxn de oxidación con los requeridos por la de reducción multiplicando la primera por 3 y la segunda por 2 oxidación: 6I- ? 3I2 + 6e-
reducción: 6e- + 4H2O + 2MnO4- ? 2MnO2 + 8OH-
Paso 7. Sumar las 2 rxns para obtener la respuesta final:
6I- + 4H2O + 2MnO4- ? 3I2 + 2MnO2 + 8OH-
Damos una revisión y verificamos que todos los átomos y las cargas esten balanceadas.

TAREA
 
balancea las siguientes reacciones por tanteos e indica a qué tipo de reacción pertenecen.
Fe (s) + O2 (g) ? FeO (s)
Zn (s) + H2SO4 (ac) ? Zn2SO4 (ac) + H2 (g)
N2 (g) + O2 (g) ? NO (g)
C3H8 (g) + O2 (g) ? CO2 (g) + H2O (g)
Mg (s) + CrCl3 (ac) ? MgCl2 (ac) + Cr (s)
KBr (ac) + AgNO3 (ac) ? AgBr (s) + KNO3 (ac)
NaCl (s) ? Na (l) + Cl2 (g)
Cu (s) + Pb(NO3)2 (ac) ? Cu(NO3) (ac) + Pb (s)

En un periodo de 1 semana observa 5 reacciones químicas diferentes que se lleven a cabo a tu alrededor, anota cómo te diste cuenta de que en realidad ocurrían dichas reacciones.

3. Traduce las siguientes frases a ecuaciones químicas balanceadas
a) cuatro moles de amoniaco gaseoso y siete moles de oxígeno molecular se unen para
formar seis moles de agua líquida y cuatro moles de óxido de nitrógeno (IV).
b) Un mol de sulfuro de hierro (II) sólido reacciona con dos moles de ácido clorhídrico
acuoso para formar un mol de cloruro de hierro (II) acuoso y un mol de ácido sulfhídrico,
que se desprende como gas
c) Dos moles de metanol líquido reaccionan con tres moles de oxígeno gas para formar dos
moles de dióxido de carbono y cuatro moles de agua
4. describe las siguientes ecuaciones en palabras
Cu (s) + Cl2 (g) ? CuCl2 (s)
KBr (ac) + AgNO3 (ac) ? AgBr (s) + KNO3 (ac)

asigna números de oxidación a cada elemento en los siguientes
compuestos:
Na2CO3
PCl5
POCl3
(NH4)NO3
balancea las siguientes ecuaciones redox por el método del ion
electrón:
Fe+2 + Cr2O7-2 ? Fe+3 + Cr+3 en medio ácido.
Cu + HNO3 ? Cu+2 + NO + H2O en disolución ácida.
S2O3-2 + I2 ? S4O6-2 + I- en disolución ácida
Mn+2 + H2O2 ? MnO2 + H2O en disolución básica
Bi(OH)3 + SnO2-2 ? SnO3-2 + Bi (en disolución básica)
completa cada una de las siguientes reacciones para que describan
una neutralización:
a) HNO3 + ?
b) KOH + ?
c) NH3 + ?
d) Na2CO3 + ?
e) H2SO4 + ?

CLASE 3

Fórmula mínima y fórmula molecular
1 fórmula química expresa las proporciones relativas de los átomos que constituyen el compuesto.
1 Fórmula molecular expresa el # de átomos de c/elemento que forman 1 molécula del compuesto. Se emplea solamente en el caso de que esté realmente constituido x moléculas.
1 fórmula mínima es la reducción de 1 fórmula molecular a su mínima expresión entera.
Muchos Compuestos
Fórmula mínima = Fórmula molecular
Agua H2O Amoniaco NH3
Dióxido de carbono CO2 Metano CH4
Metanol CH4O.
En compuestos de carbono la fórmula molecular se escribe de manera distinta para señalar el grupo funcional
Metanol CH4O ó CH3OH
es importante cuando se tienen compuestos con la misma fórmula molecular pero distinto grupo funcional

Composición Elemental
La composición en masa o composición elemental es el porcentaje en masa de cada elemento en 1 compuesto o en 1 especie química.
La fórmula molecular de la hidracina es N2H4. Determina su composición elemental.
Suponemos 1 mol de compuesto y determinamos la masa molar del compuesto.

2(MN) + 4(MH) = 2(14.007) + 4 (1.008) = 32.046 g en 1 mol de compuesto

Calculamos la masa de c/1 de los elementos en el compuesto

mN= [2 moles de átomos de N] 14.007 g de N = 28.014 g de N
1 mol de átomos de N

mH= [4 moles de átomos de H] 1.008 g de H = 4.032 g de H
1 mol de átomos de H

(Gp:) La masa molar del compuesto es el 100% y con esto podemos calcular el % en masa de N y de H

%N = 28.014g 100% de masa = 87.42%
32.046g

%H = 4.032g 100% de masa = 12.58%
32.046g

Si calculamos el % en masa de la hidracina pero ahora utilizamos la fórmula mínima (NH2), obtenemos lo siguiente:
(Gp:) (MN) + 2(MH) = (14.007) + 2 (1.008) = 16.023 g en 1 mol de fórmulas mínimas.

mN= [1 mol de átomos de N] 14.007 g de N = 14.007 g de N
1 mol de átomos de N

mH= [2 moles de átomos de H] 1.008 g de H = 2.016 g de H
1 mol de átomos de H

La masa total del compuesto ahora es 16.023 g y es el 100%

%N = 14.007g 100% de masa = 87.42%
16.023g

%H = 2.016g 100% de masa = 12.58%
16.023g
FÓRMULA MÍNIMA = FÓRMULA MOLECULAR
COMPOSICIÓN ELEMENTAL
(Gp:) Razón básica: cociente entre 2 cantidades que están relacionadas de alguna manera.

2 moles de átomos de H
1 mol de moléculas de agua

(Gp:) Razón unitaria: cociente entre 2 cantidades que son equivalentes.

6.02 x 1023 partículas
1 mol de partículas

Composición Elemental y fórmula mínima
Se puede obtener la fórmula mínima a partir de la composición elemental.
El análisis elemental de 1 compuesto muestra que tiene 3.08% en masa de hidrógeno (H), 31.61% en masa de fósforo (P) y 65.31% en masa de oxígeno (O) = 100%

Para calcular la masa de c/elemento presente tenemos que tomar una muestra del compuesto y conocer su masa. Supongamos que tenemos 100g de compuesto.
Hidrógeno 3.08g
Fósforo 31.61g
Oxígeno 65.31g
100g
Calcular la cantidad de sustancia
nH= [3.08g de H] 1 mol de átomos de H = 3.055moles de átomos de H
1.008g de H
nP= [31.61g de P] 1 mol de átomos de P = 1.021moles de átomos de P
30.974g de P
nO= [3.08g de O] 1 mol de átomos de O = 4.082moles de átomos de O
15.999g de O

(Gp:) Podríamos escribir la fórmula del compuesto como H3.055P1.021O4.082 dándonos la relación de los elementos presentes en el compuesto.

Para obtener los subíndices como números enteros hay que dividir a todos entre el # más pequeño.
H: 3.055 átomos de H = 2.99 átomos de H por cada átomo de P
1.021 átomos de P

P: 1.021 átomos de P = 1.00
1.021 átomos de P

O: 4.082 átomos de O = 3.99 átomos de O por cada átomo de P
1.021 átomos de P

H3PO4

ACTIVIDAD
a)1 muestra de 1 compuesto tiene 47.98% de Zn y 52.02% de Cl. Determina la fórmula mínima
b) 1 muestra de 2.5g de 1 compuesto tiene 3.08% de H, 31.61% de P y 65.31% de O. Calcula la fórmula mínima.
c)El análisis elemental de 1 compuesto indica que se tiene 40.92% de C, 4.58% de H y 54.50% de O. Determina la fórmula mínima.

Composición Elemental y fórmula molecular
La fórmula que se obtiene a partir del análisis elemental es siempre la fórmula mínima.
Para la fórmula molecular necesitamos conocer la masa molar del compuesto y la fórmula mínima que podemos calcular de la composición elemental.
La masa molar de 1 compuesto tiene que ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula mínima.
La fórmula mínima de un compuesto es C3H4O3 y su masa molar es 176.12 g/mol. Determina su fórmula molecular.

Determinar la masa molar de la fórmula mínima
3(12.011) + 4(1.008) + 3(15.999) = 88.062g/mol

Dividimos la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula mínima.
176.12/88.062 = 1.999
La fórmula molecular es el doble de la fórmula mínima

C6H8O6

ACTIVIDAD
1 muestra de 5.7g de 1 compuesto tiene 85.62% de C y 14.38% de H. Su masa molar es igual a 98.182g/mol. Determina la fórmula mínima y la fórmula molecular del compuesto.
Otros cálculos con la composición elemental
A veces resulta importante conocer la masa de determinado elemento que se puede obtener de 1 compuesto, sobretodo en la industria minera.
La calcopirita contiene principalmente Cu pero además contiene Fe y S. Su fórmula química es CuFeS2. si de 1 mina se extraen 4.5×103 Kg del mineral ¿cómo saber cuánto Cu y cuánto Fe se puede extraer?
Con la fórmula del compuesto sabemos la proporción de Cu y Fe que tenemos y podemos calcular el % en masa de estos elementos, por lo que 1ro calculamos la masa molar del compuesto:
(63.546) + (55.857) + 2(32.06) = 183.513g/mol
2. De esa masa total, 63.546g son de Cu y 55.847g son de Fe. Estas cantidades representan los siguientes porcentajes:

%Cu = 63.546g 100% de masa = 34.63% %Fe = 55.847g 100% de masa = 30.43%
183.513g 183.513g

3. Con estos datos y el valor de la masa de la muestra, tenemos lo que se obtendrá de Cu y Fe

Cu: 34.63% 4.5 x 103Kg = 1.558 x 103 Kg
100%
Fe: 30.43% 4.5 x 103 Kg = 1.369 x 103 Kg
100%
ACTIVIDAD
La hematita es un mineral de Fe. Su fórmula química es Fe2O3. En una mina se extraen 7.8 x 104 kg de mineral mensualmente. Calcula la cantidad de Fe que se obtiene de la mina en 1 año.
Calcula la cantidad de pirolusita (MnO2) que se tiene que extraer de una mina, si se quieren obtener 2.3 x 103kg de manganeso.

TAREA
Fórmula mínima y fórmula molecular

Determina la fórmula mínima del merthiolate, cuya composición elemental es: 26.70% de C, 2.24% de H, 7.90% de O, 5.68% deNa, 7.92% de S y 49.45% de Hg. Si la masa molar del merthiolate es igual a 404.82g/mol, determina la fórmula molecular.
La cafeína es un estimulante del sistema nervioso central. Una muestra de 7.8g de cafeína contiene 49.5% de C, 5.2% de H, 28.87% de N y 16.5% de O. Determina su fórmula mínima y su fórmula molecular. La masa molar de la cafeína es 194g/mol.
una muestra de 247g de uno de los componentes del esmog tiene 48.9g de C, 6.2g de H, 28.6g de N y el resto es oxígeno. Determina la composición elemental y la fórmula mínima del compuesto.
Determina las fórmulas mínimas de los compuestos que tienen la composición elemental siguiente:
1.65% de H, 19.68% de C y 78.66% de O
55.26% de K, 14.59% de P, 30.15% de O
33.88% de Cu, 14.94% de N, 51.18% de O
43.3% de Na, 11.35% de C, 45.3% de O
40.3% de C, 6.04% de H, 53.69% de O
 

 
 
Composición elemental
 
determina la composición elemental de los siguientes compuestos:
C6H6
K2SO4
CS2
Mg3N2
(NH2)2CO
El latón amarillo que se utiliza en la fabricación de herramientas es una aleación formada por 67% de cobre y 33% de cinc. Calcula la cantidad en gramos de cobre que contiene una herramienta de 100g hecha de latón amarillo.
El acero inoxidable es una aleación formada por 80.6% de Fe, 0.4% de C, 18% de Cr y 1% de Ni. Calcula la cantidad en gramos de cada uno de estos elementos que hay en un utensilio de acero inoxidable con masa de 50g.
La plata que se utiliza para la fabricación de anillos es una aleación formada por 92.5% de Ag y 7.5% de Cu. Calcula la cantidad de plata que contiene un anillo que tiene una masa de 10.5g.

CLASE 4

Cálculos estequiométricos
Es importante saber cuánto se produce en 1 rxn química o qué cantidad de reactivos se necesitan para obtener la cantidad deseada de productos.
En la industria es necesario conocer cuánto se necesita y cuánto se produce de determinados compuestos.
Interpretar a la rxn química de manera cuantitativa con cantidades.
La estequiometría es el estudio cuantitativo de los reactivos y los productos en 1 rxn química.
La cantidad de reactivos y productos que participan en 1 rxn química se pueden expresar en unidades de masa, volumen o cantidad de sustancia.
Es mas conveniente utilizar la cantidad de sustancia.

Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear la ecuación, nos permiten conocer la cantidad de productos a partir de cierta cantidad de reactivos, o viceversa.
Para poder trabajar con la ecuación química, definimos las razones estequiométricas.
1 razón estequiométrica es un parámetro constante y universal para cada par de participantes en la rxn y se obtiene con el cociente entre 2 coeficientes estequiométricos
Para obtenerlos hay que tener las ecuaciones químicas balanceadas.

2CO (g) + O2 (g) ? 2CO2 (g)
La razón estequiométrica entre el monóxido de carbono (CO) y el oxígeno (O2) es

2 moles de CO
1mol de O2
Esta razón indica las moles de monóxido de carbono que se requieren para reaccionar con 1 mol de oxígeno.

Para la misma rxn se pueden construir las razones estequiométricas siguientes. Esto indica que se obtienen 2 moles de CO2 por 2 moles de CO, o por 1 mol de O2.

2 moles de CO 1 mol de O2
2 moles de CO2 2 moles de CO2
Lo mas importante para cualquier cálculo estequiométrico es escribir la ecuación química correctamente balanceada
Para realizar cálculos estequiométricos se pueden seguir los siguientes pasos:

Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos y balancea la rxn química:
2 H2 (g) + O2 (g) ? 2 H2O (l)

Cuando sea necesario calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las sustancias cuyos datos estén dados en el problema. Supongamos que tenemos 4.5g de H2. calculamos la cantidad de sustancia de H2 con el empleo de su masa molar:
nH2 = 4.5g de H2 1 mol de H2 = 2.232 moles de H2
2.016g de H2

Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de las sustancias que deseas conocer. Para conocer cuánto oxígeno necesitamos y cuánta agua se produce en la rxn:
nO2 = 2.232 moles de H2 1 mol de O2 = 1.116 moles de O2
2 moles de H2

nH2O = 2.232 moles de H2 2 moles de H2O = 2.232 moles de H2O
2 moles de H2

Con la cantidad de sustancia y las masas molares de las sustancias puedes calcular la masa de las mismas. La masa molar del O2 es 31.998 g/mol y la del H2O es 18.015 g/mol, con lo cual tenemos lo siguiente:

mO2 = 1.116 moles de O2 31.998 g de O2 = 35.709g de O2
1 mol de O2

mH2O = 2.232 moles de H2O 18.015g de H2O = 40.209g de H2O
1 mol de H2O

Ahora sabemos que 4.5g de H2 necesitan 35.709g de O2 para reaccionar y producir 40.209g de H2O

(Gp:) Moles de
productos
(Gp:) Moles de
reactivos
(Gp:) Masa de
reactivos
(Gp:) Masa de
productos

(Gp:) Moles de
productos
(Gp:) Moles de
reactivos
(Gp:) Masa de
reactivos

(Gp:) Moles de
productos
(Gp:) Moles de
reactivos

TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

EJEMPLO:
CaCO3(s) ? CaO (s) + CO2(g)

CaO (s) + SO2 (g) ? CaSO3 (s)
Se producen 160,000 toneladas de desperdicio sólido (CaSO3).¿cuánto SO2 se elimina y cuánto CaCO3 se necesita en este caso?
(Gp:) 160,000 x 1000 = 1.6 x108 Kg

En gramos,
mCaSO3= 1.6 x108 Kg de CaSO3 1000g = 1.6 x1011 g de CaSO3
1kg
Para trabajar con la ecuación química, transformamos estos gramos en cantidad de sustancia de CaSO3, haciendo uso de su masa molar.
nCaSO3 = 1.6 x 1011g de CaSO3 1 mol de CaSO3 = 1.33x109moles de CaSO3
120.137g de CaSO3

Con esta cantidad de sustancia CaSO3, se obtiene la cantidad de sustancia de SO2 y CaO
nSO2= 1.33×109 moles de CaSO3 1 mol de SO2 = 1.33×109 moles de SO2
1 mol de CaSO3

nCaO= 1.33×109 moles de CaSO3 1 mol de CaO = 1.33×109 moles de CaO 1 mol de CaSO3

Como los coeficientes estequiométricos son iguales, la cantidad de sustancia de todos ellos es la misma. El CaO proviene de la 1ra rxn.

También aquí los coeficientes estequiométricos son iguales, lo que significa que la cantidad de CaO proviene de la misma cantidad de sustancia de carbonato de calcio (CaCO3). Los resultados hasta ahora son:
Se producen 1.33×109 moles de CaSO3
Con esto se eliminan 1.33×109 moles de SO2
Para ello se necesitan 1.33×109 moles de CaO que provienen de 1.33×109 moles de CaCO3

Estas cantidades de sustancia se pueden transformar en masas, con lo que tendremos:
CaCo3(s) ? CaO (s) + CO2(g)
Se producen 1.6×1011 g de CaSO3
Con esto se eliminan 8.52×1010 g de SO2
Para ello se necesitan 7.45x1010g de CaO que provienen de 1.33x1011g de CaCO3

Mas ejemplos en el libro

TAREA
Cálculos estequiométricos
 
La ilmenita es un mineral de titanio. Su fórmula química es FeTiO3 . Calcula la cantidad de titanio que se puede obtener de una mina, donde diariamente se extraen 6360Kg de ilmenita.
¿De que mineral se puede extraer más hierro a partir de una masa fija de mineral, de la ilmenita (FeTiO3), de la cromita (Fe2Cr2O4) o de la magnetita (Fe3O4)? Justifica tu respuesta.
¿Cuánto mineral se necesita extraer de una mina, si se quieren obtener 2.5x106kg de plomo a partir de la galena (PbS)?
La reacción involucrada en el polvo para hornear (una mezcla de cremor tártaro y bicarbonato de sodio) es la siguiente:
KHC4H4O6 + NaHCO3 ? KNaC4H4O6 + H2O + CO2
Cremor bicarbonato
Tártaro de sodio
Una receta indica que se añadan 2 cucharaditas (8g) de cremor tártaro. ¿Cuánto bicarbonato de sodio debe añadirse para que ambos materiales reaccionen completamente?

el vidrio de cal y soda se emplea para hacer recipientes. El vidrio se prepara fundiendo carbonato de sodio (Na2CO3), piedra caliza (CaCO3) y arena (SiO2). La composición del vidrio resultante es variable, pero una reacción generalmente aceptada es la siguiente:
Na2CO3 + CaCO3 + 6 SiO2 ? Na2O.CaO.6SiO2 + 2CO2
A partir de esta ecuación.¿Cuántos kilogramos de arena se requerirán para producir el suficiente vidrio para obtener 5000 botellas, cada una ocn suna masa de 400g?

Un empresario está interesado en comprar una mina para extraer cobre. En su búsqueda encuentra dos opciones. La primera es una mina de calcopirita (CuFeS2) cuyo precio es 3.5×106 pesos. La segunda es una mina de malaquita (Cu2CO3(OH)2) que tiene un costo de 4.7×106 pesos. Si tú fueras el empresario, ¿Cuál de las dos minas comprarías? Considera que la cantidad diaria de mineral que se puede extraer de ambas minas es equivalente

CLASE 5

Reactivo Limitante
En la realidad, los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricas.
Usualmente 1 o varios de los reactivos están en mayor cantidad de la que se requiere, por lo que al finalizar la rxn quedará un remanente de esos reactivos.
Los reactivos limitantes son los que se terminan durante la rxn química.
Cuando los reactivos limitantes se acaban, la rxn química no prosigue.
Los reactivos en exceso son los que están en mayor cantidad que la que se requiere para reaccionar con los reactivos limitantes.
De los reactivos en exceso, siempre quedará una cierta cantidad al terminar la reacción.
En los cálculos estequiométricos que involucran la presencia de reactivos limitantes, lo 1ro que hay que hacer es decidir cuales son estos reactivos. Una vez determinados, el resto del problema se resuelve como lo hemos hecho hasta ahora, todo con base en la cantidad inicial de reactivos limitantes

Para determinar el reactivo limitante
(Gp:) Calcula la cantidad de sustancia de cada reactivo
S(s) + 3F2 (g) ? SF6
la ecuación indica que 1 mol de S reacciona con 3 moles de F para producir 1 mol de SF6. si colocamos por ejemplo 30moles de S y 35 moles de F2, tenemos que determinar cual es el reactivo limitante.
Trabaja con las cantidades de sustancia de cada reactivo por separado y calculamos la cantidad de productos que se obtienen a partir de cada 1 de las cantidades iniciales de sustancia de los reactivos. Con S tenemos 30moles que producen
nSF6 = 30 moles de S 1 mol de SF6 = 30 moles de SF6
1 mol de S
Para el F2 tenemos 35 moles, lo que nos da
nSF6 = 35 moles de F2 1 mol de SF6 = 11.66 moles de SF6
3 moles de F2
El reactivo cuya cantidad inicial produzca menos cantidad de producto será el reactivo limitanto los demas serán reactivos en exceso.
reactivo limitante es el F2

Para hacer cálculos estequiométricos cuando hay reactivo limitante, puedes seguir los siguientes pasos:
Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos, y balancea la ecuación química.
Cuando sea necesario, calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las sustancias cuyos datos estén dados en el problema.
Identifica el reactivo limieante. Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante
Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de sustancia de las sustancias que deseas conocer.
Con la cantidad de sustancia y las masas molares puedes calcular la masa de las sustancias
Siempre analiza tu resultado y pregúntate si es razonable o no.

Se tiene la siguiente reacción
MnO2 + 4HCl ? MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Al inicio se ponen a reaccionar 4.5g de MnO2 con 4g de HCl. ¿cuánto MnCl2, Cl2 y H2O se obtiene? Calcula la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.
Calculamos la cantidad de sustancia inicial de los reactivos.

Ahora trabajamos con c/reactivo por separado utilizando la cantidad de sustancia inicial para ver cuanto se puede obtener de producto.
nMnO2 =4.5g de MnO2 1 mol de MnO2 = 0.0518moles de MnO2
86.936g de MnO2

nHCl = 4g de HCl 1 mol de HCl = 0.1097 moles de HCl
36.461g de HCl
(Gp:) nMnCl2 = 0.0518 moles de MnO2 1 mol de MnCl2 = 0.0518moles de MnCl2
1 mol de MnO2

nMnCl2 = 0.1097 moles de HCl 1 mol de MnCl2 = 0.0274moles de MnCl2
4 moles de HCl

HCl es el reactivo limitante

Los cálculos siguientes los haremos con base en la cantidad inicial de reactivo limitante (HCl). Transformar la cantidad de sustancia en gramos

3.4481g de MnCl2 a partir de 4.5g de MnO2 y 4g de HCl se obtienen.

Con estos datos calculamos la cantidad de Cl2 y de H2O que se obtiene de la misma reacción.

Transformando en gramos
nMnCl2 = 0.0274 moles de MnCl2 125.844g de MnCl2 = 3.4481g de MnCl2
1 mol de MnCl2
nCl2 = 0.1097 moles de HCl 1 mol de Cl2 = 0.0274 moles de Cl2
4 moles de HCl
nH2O = 0.1097 moles de HCl 2 moles de H2O = 0.0548 moles de H2O
4 moles de HCl
mCl2 = 0.0274 moles de Cl2 70.906g de Cl2 = 1.9428g de Cl2
1 mol de Cl2
nH2O = 0.10548 moles de H2O 18.015g de H2O = 0.9872g de H2O
1 mol de H2O

5. Calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Inicialmente teníamos 0.0518 moles de MnO2 y solo reaccionaron 0.0274 moles de MnO2

0.0518 – 0.0274 = 0.0244
mMnO2 = 0.0244 moles de MnO2 86.932 g de MnO2 = 2.1212g de MnO2
1 mol de MnO2

Rendimiento de 1 RXN
La cantidad de sustancia inicial de reactivo limitante nos permite predecir la porción de productos que podemos obtener
El rendimiento teórico de la rxn representa la máxima cantidad de producto que podemos obtener
En la práctica muchas veces hay pérdidas en el camino y se obtiene un rendimiento experimental, el cual es la fracción de la cantidad esperada que se obtiene realmente de la rxn.
Rendimiento experimental 100% = % de rendimiento
rendimiento teórico
El porcentaje de rendimiento describe la proporción del rendimiento experimental con respecto al rendimiento teórico.

En el ejemplo anterior calculamos la cantidad de MnCl2 que se obtiene a partir de 0.11moles de HCl, de acuerdo a la siguiente rxn
MnO2 + 4HCl ? MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Obtuvimos que se producen 3.4607g de MnCl2, a partir de 4.5g de MnO2 y 4g de HCl. Durante un proceso se obtienen 3.06g de MnCl2. Calcula el porcentaje de rendimiento de la rxn.
El rendimiento teórico es 3.4607g y el experimental 3.06g
3.06g 100% = 88.42%
3.4607g
Calcula la cantidad de MnCl2 que se obtiene si el porcentaje de rendimiento durante un proceso es 90%
Rendimiento experimental 100% = 90%
3.4607g
Rendimiento experimental = 90% 3.4607g = 3.1146g
100%
http://www.youtube.com/watch?v=8o03HH1u9ZM

TAREA
Reactivo limitante
 
Explica porqué para determinar el reactivo limitante se tienen que comparar cantidades de sustancia y no se pueden utilizar directamente unidades de masa.
de acuerdo con la siguiente reacción:
Zn (s) + H2SO4 (ac) ? Zn2SO4 (ac) + H2 (g)
¿que sucede si se hacen reaccionar 7g de Zn con 40g de H2SO4? ¿Ambas sustancias reaccionan totalmente? De no ser así, ¿Cuál de las dos sustancias reacciona totalmente? ¿Cuántos gramos de la otra permanecen sin reaccionar?
 
 
Rendimiento
 
si al hacer reaccionar HCl con 6.54g de Zn puro se obtienen 0.080moles de H2. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
2HCl + Zn ? ZnCl2 + H2
Suponga que 2g de C3H8 y 7g de O2 reaccionan para formar CO2 y H2O. ¿Cuántos gramos de CO2 se formarán?

CLASE 6

Unidades de Concentración
1 dilución es una mezcla homogénea en donde 1 sustancia llamada soluto está dispersa uniformemente en otra que se conoce como disolvente. El soluto está compuesto por partículas del tamaño de los átomos a las moléculas
Porcentaje en masa ó peso
(Gp:) % en masa = masa de soluto x 100
masa de la disolución
(Gp:) Es el cociente de la masa de soluto dividida por la masa de la disolución, multiplicada por 100

La masa de la disolución es la sumas de la masa de soluto más la masa de disolvente
Masa de disolución = masa de soluto + masa de disolvente

Porcentaje en Volúmen
% en volumen = Volumen de soluto x 100
volumen de la disolución
Es el cociente del volumen del soluto dividido por el de la disolución y multiplicado por 100
El volumen de soluto en 100ml de disolución
A veces es más fácil medir volúmenes que masas.
Concentración MOLAR
Molaridad (M) = cantidad de sustancia de soluto
1 litro de disolución
(M) Indica la cantidad de sustancia de soluto que se encuentra presente en 1 litro de disolución. (mol/L)
C=n/V
C=concentración molar
N= moles
V= volumen
1 disolución 0.45M contiene 0.45 moles en 1 L de disolución

Concentración MOLAL
Molalidad (m) = moles de soluto
1 kg de disolvente
(m) Indica la cantidad de sustancia de soluto que se encuentra presente en 1 kilogramo de disolvente. (mol/kg)= moles por kilo
C=n/mdis
C=concentración molal
n= moles
mdis= masa de disolvente
1 disolución 0.45m contiene 0.45 moles en 1kg de disolvente
Diluciones
Diluir es agregar más disolvente a una disolución. Esto siempre implica reducir la concentración de la disolución.

Estequiometría de RXNs en dilución
YA ESTUDIAMOS TRES TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
MASA Y MOLES
Con las diluciones tenemos un nuevo estilo de cálculo estequiométrico, el que parte de unidades de concentración.
Al conocer la concentración de 1 disolución se puede calcular la cantidad de sustancia que contiene (# de moles de soluto)
El soluto es el que reacciona, por lo que es necesario tener la cantidad de sustancia del soluto para realizar los cálculos estequiométricos.
Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos y balancea
Calcula la cantidad de sustancia inicial a partir de la concentración de las diluciones si es necesario.
Identifica al reactivo limitante y hacer cálculos en base a este.
Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de las sustancias que deseas conocer
Con la cantidad de sustancia y las masas molares de las sustancias puedes calcular la masa de las mismas
Siempre analiza tu resultado.

TAREA
Unidades de Concentración.

Calcula el porciento en masa del soluto en cada una de las siguientes disoluciones: a) 3.5g de KBr en 152g de agua; b) 6.25g de HCl en 73g de disolución; c) 30g de benceno en 100g de tolueno; d) 7.1g de NaCl y 6.8g de KCl en 750g de agua.
Calcula la cantidad de cloruro de cobre (CuCl2) que tienes que agregarle a 250g de agua para obtener una disolución cuya concentración sea 1.5% en masa.
Calcula el porcentaje en volumen de una disolución preparada disolviendo 200mL de bromo (Br2) en tetracloruro de carbono hasta tener 450ml de disolución.
Calcula la cantidad de agua que tienes que agregarle a 26mL de etanol para obtener una disolución cuya concentración sea 1.5% en volumen.
La tintura de yodo que se utiliza como desinfectante es una mezcla de 0.1g de I2 y 10mL de etanol. Calcula la concentración de esta disolución en porciento en masa, molaridad y molalidad. La densidad del etanol es 0.798g/ml.
Calcula la molaridad de las siguientes disoluciones: a) 15.3g de urea [(NH2)2CO] en 530mL de agua; b) 3.5g de propanol (C3H8O) en 735g de agua; c) 2 moles de cloruro de magnesio (MgCl2) en 3200g de agua; d) 0.01moles de sucrosa (C12H22O11) en 250mL de agua.

Calcula la molalidad de: a) una disolución acuosa de KCl cuya concentración es 55.3% en masa; b) una disolución acuosa 2.5M de NaCl cuya densidad es 1.08g/mL; c) una disolución de tolueno (C7H8) en benceno(C6H6), cuya concentración es 3% en masa; d) una disolución acuosa 1.2M de azúcar cuya densidad es 1.12g/mL.
El ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad igual a 1.83g/mL y contiene 98% en masa de H2SO4. Calcula el porciento en masa, el porciento en volumen, la molaridad y la molalidad de 10mL de ácido sulfúrico concentrado.
A partir de una disolución 1.5M de HCl, explica cómo se pueden preparar 250mililitros de una disolución 0.4M.
Se tiene una muestra de 12.5L de una disolución cuya concentración es 5.5M. La muestra se divide en 5 porciones, una de 3L, la segunda de 2.750L, la tercera de 250mL, la cuarta de 6L y la quinta de 500mL. Calcula el número de moles de soluto que hay en cada porción.
Se tienen 2.5L de una disolución cuya concentración es 0.25M. La disolución se divide en 3 porciones que contienen 0.4, 0.2 y 0.025 moles respectivamente. Calcula la cantidad de mililitros de cada porción.

Estequiometría de reacciones en disolución

Se mezclan 1.5mL de una disolución 3M de NaOH, con 2.5mL de una disolución 2M de HCl. La reacción que se lleva a cabo es la siguiente:
NaOH + HCl ? NaCl + H2O
Determina cuántos gramos de cloruro de sodio (NaCl) se producen y en caso necesario, indica la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.

Una estudiante añadió una disolución de Na2SO4 a 100mL de una disolución de BaCl2 hasta que la precipitación de BaSO4 fue completa. Ella filtró, secó y pesó el precipitado, obteniendo una masa de 6.815g. ¿Cuál era la concentración de BaCl2 en la disolución original?

Se requirieron 23.6mL de H2SO4 2M para titular 25mL de una disolución de KOH. ¿Cuál era la concentración del álcali?