196
GUÍA 4 - CIENCIAS
B. Ley de las Proporciones Definidas
INTRODUCCIÓN Es la rama de la química que se va encargar de estudiar las relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en una reacción química; basándose en las leyes estequiometrias: Ponderales y volumétricas.
Llamado también Ley de Proust, que dice:
“Si dos elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en proporciones definidas e invariables”.
Por ejemplo para formar un mol (18g) de agua se necesita de un mol de hidrógeno gaseoso (2g) y medio mol de oxígeno gaseoso (16 g), cualquier exceso de hidrógeno u oxígeno queda sin reaccionar.
H2(g) + ½ O2(g) 2g 16g
Pero si se desea formar dos moles de agua (36g) entonces proporcionalmente se aumenta el doble de la cantidad de oxígeno e hidrógeno es decir se requiere dos moles de hidrógeno gaseoso (4g) y un mol de oxígeno gaseoso (32g). H2(g) + ½ O2(g) 4g 32g
Un ejemplo es la reacción que se produce entre:
SO3 (g) + H2O (l)
H2O(g) 18g
H2SO4 (ac)
A través de esta rama de la química se pueden predecir las cantidades de cada una de las sustancias que reaccionen para formar producto uno o más productos y el camino que va a seguir dicha reacción química.
H2O(g) 36g
Si supongamos se hace reaccionar dos moles de hidrógeno (4g) con medio mol de oxígeno (16g), sólo se formará un mol de agua (18g) y queda un exceso de un mol de hidrógeno (2g) sin reaccionar. H2(g) + ½ O2(g) 4g 16g
H2O(g) 18g
2g exceso de H2 no reaccionan C. Ley de las Proporciones Múltiples
El enunciado de esta Ley es:
“Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, si el peso de uno de ellos se mantiene constante, el peso del otro varía en relación a números números enteros y sencillos” sencillos”
Ejemplo:
1. LEYES PONDERALES
Cuando se combina el carbono con el oxígeno se forman dos compuestos CO y CO2, el peso del carbono es constante (12 g) pero el peso del oxígeno varía como 16g en el CO y 32 en el CO2 o sea en relación de 1:2
Es la medida de la rapidez con la que se consumen los reactantes, así como también la medida con la que se forman los productos.
A. Ley de la Conservación Conservación de la Materia
El enunciado de esta Ley es: “La materia o energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. tran sforma”.
Implica que si hay una reacción química en los reaccionantes y productos deben haber igual cantidad de átomos pero formando diferentes compuestos. La forma como se cumple esta Ley es balanceando las reacciones, es decir haciendo que la cantidad de átomos sea igual en reaccionantes y en productos.
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C(g) + ½ O2(g) 12g 16g
CO(g) 28g
C(g) + ½ O2(g) 12g 32g
CO2(g) 44g
Masa de oxígeno que se combina con 12 g de C en: a) CO:
masa C masa O
12 g 16 g
b) CO2:
masa C masa O
12 g 32 g
Resolución de masa de Oxígeno que se combinan con 12 g carbono: masa O en CO masa O en CO 2
16 g 32 g
1 2
GUÍA 4 - CIENCIAS 2. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS
3. RESUMEN DE LAS RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS
Las relaciones estequiométricas sólo son posibles en una ecuación química balanceada y estas pueden ser: entre reaccionantes, entre productos, entre un reaccionante y un producto, o cualquier otra relación.
2HCl(ac) + Na2SO4(ac) 2(36,45 g) 142g
De la ecuación se puede decir que 98 g de ácido sulfúrico, requiere 116,9 g de cloruro de sodio, para producir 72,9 g de ácido clorhídrico y 142 de sulfato de sodio. De moles: Por ejemplo en la ecuación: 2 H2(g) + O2(g) 2mol 1 mol
2H2O(g) 2mol
De volumen: De la misma manera que las relaciones de masa y mol, en una reacción química en donde se presenta como reaccionante o producto un compuesto o elemento al estado gaseoso, con estos puede relacionarse en términos de volumen, siempre y cuando las condiciones de temperatura y presión en los reaccionantes y productos es la misma. Por ejemplo en la siguiente reacción. SO3(g) 1 vol 1L
3
1 cm
1,5 cm
H2S(g) + 2NH3(g)
3
Puede relacionarse oxígeno con anhídrido sulfúrico en términos de volumen, así 1,5 volúmenes de oxígeno gaseoso produce 1 volumen de anhídrido sulfúrico. En lugar del término volumen puede utilizarse cualquier unidad de 3 3 volumen como: litros, cm , m , etc. En muchos casos los reaccionantes se producen en condiciones normales por lo tanto podemos emplear la relación de volumen molar (22,414 litros).
(NH4)2S(g)
34g 2 mol 23 2(6x10 ) 2 vol 2(22,4 L)
68 g 1 mol 23 6x10 1 vol 22,4 L
4. PASOS A SEGUIR PARA RESOLVER UN PROBLEMA DE ESTEQUIOMETRÍA Plantear la ecuación química, si el problema no lo tiene. Balancear la ecuación química. Determinar las masas o moles de reaccionantes o productos que están involucrados en la reacción estequiométrica a calcular (tenga en cuenta coeficientes correspondientes). Considerar la pureza de los reactantes (si no hay no considerar este paso). Relacionar estequiométricamente las cantidades de reactantes o productos dados por el problema para calcular los deseados. Para un problema reactivo limitante, determinar el reactivo limitante y con este hacer cálculos correspondientes. Considerar los rendimientos de la reacción: Para ello al resultado final sacar según sea el porcentaje correspondiente.
Paso 2:
De moléculas: Relacionando con el número de Avogadro.
1,5 vol 1,5 L
Por ejemplo en la reacción siguiente:
Paso 1:
De la ecuación se puede decir que 2 mol de hidrógeno con 1 mol de oxígeno y produce 2 mol de agua, puede decirse también que 2 mol de hidrógeno produce 2 mol de agua ó 1 mol de oxígeno produce 2 mol de agua.
S(s) + 3/2 O2(g)
Masa: 34 g Mol: 1 mol 23 Moléculas: 6x10 Volumen: 1 vol 24,4 L
Las relaciones estequiométricas pueden ser: De Masa: Por ejemplo en la siguiente ecuación: H2SO4(ac) + 2 NaCl(g) 98g 2(58,45 g)
197
Paso 3: Paso 4: Paso 5:
Paso 6:
* Problema 01: Si 20g de Galena (sulfuro de plomo) se combustiona con suficiente oxígeno, ¿cuántos gramos de óxido de plomo se producen? PbS(s) + O2(g) SO2(g) + PbO(s) Solución: Paso 1: La ecuación química ya está planteada Paso 2: Balanceo de la ecuación: 2PbS (g) + 3O2 (g) 2SO2 (g) + 2PbO (s) Paso 3: Relaciones de masa de sulfuro de plomo y óxido de plomo: 2PbS (g) + 3O2 (g) 2SO2 (g) + 2PbO (s) 2(239.27 g) 2(223.2 g) Paso 4: Relación estequiométrica con la cantidad dada: xgPbO
20gPbS
2(223,2g)PbO 2(239,27g)PbS
18, 66gPbO
* Problema 02: La úrea se obtiene industrialmente haciendo reaccionar amoniaco y anhídrido carbónico. 2NH3(g) + CO2(g)
CO(NH2)2(s) + H2O(l)
Si 24,5 moles de armoniaco reaccionan con suficiente anhídrido carbónico. ¿Cuántos moles de úrea se han formado? Solución: xmolCO( NH
Por ejemplo en los cultivos de arroz se utiliza amoniaco líquido con anhídrido carbónico y genera urea. Esta reacción se produce por la alta presión que presenta el amoniaco liquido, así las plantación de arroz absorberán más rápido la urea, que es la principal fuente de nitrógeno para su desarrollo.
NH3 (l) + CO2 (g)
CO(NH)2(ac)
)
2 2
= 24,5mol NH
1molCO( NH ) 2 2 = 12, 25 mol de CO( NH ) 3 2 2 2molNH 3
* Problema 03: Una disolución acuosa que contiene 60g de hidróxido de sodio, se neutralizan con suficiente cantidad de ácido fosfórico. A. ¿Cuántos moles de ácido son necesarios? B. ¿Cuántos moles de agua se han formado?
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Solución:
Solución: Primero calculamos los gramos de nitrato de calcio con 37,8g de ácido nítrico.
1. Ecuación química: NaOH(ac) + H3PO4(ac)
Na3PO4(ac) + H2O(ac)
2. Balance: 3NaOH(ac) + H3PO4(ac) 3(40 g) 98 g 3 mol 1 mol
Na3PO4(ac) + 3H2O(ac) 163,97 g 3(18 g) 1 mol 3 mol
Moles de ácido fosfórico: Primero la conversión de 60 g de NaOH a mol, luego la relación estequiométrica de mol de NaOH a mol de H3PO4
1mol NaOH x mol H PO = 60 g NaOH 4 3 40 g NaOH
164 g Ca( NO
1mo lH PO 3 4 = 0,5 mol H PO 3 mol NaOH 3 4
Mol de fosfato de sodio: 1mol NaOH x mol H O = 60 g NaOH 2 40 g NaOH
3 mol H O 2 = 1, 5 mol H O 2 3 mol NaOH
5. PUREZA DE UN REACTIVO
Es el grado de pureza de un reactivo. Se expresa en términos porcentuales. Por lo general una sustancia no tiene 100% de pureza. Para trabajos de análisis más precisos, se debe tomar en cuenta las impurezas para los cálculos correspondientes. Los datos del grado de pureza y las impurezas de un reactivo se muestran en su etiqueta del envase.
* Problema 01: Si en 500 kg de una muestra de mineral de caliza, se encontró solamente 450 g de carbonato de calcio. ¿Cuál es la pureza de carbonato de calcio en dicho mineral? 450 kg CaCO
x% Pureza CaCO
3
=
puro 3 100 = 90% de pureza 500 kg CaCO impuro 3
* Problema 02: ¿Cuál es la pureza expresado como CaSO4.2H3O (yeso crudo) si en 20 kg de yeso natural se separó 19,5 kg de yeso crudo? Solución: 19, 5 kg CaSO x% CaSO .2H O = 4 2
2H O 4 2 100 = 97,5% de pureza 20 kg yeso natural
5. Reactivo Limitante
Es aquel reactivo que se consume primero en una reacción química, cuando los reactivos no están presentes en cantidades estequiométricas exactas, es decir en proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo limitante limita la reacción, de este depende la máxima cantidad de producto formado, cuando se termina este reactivo, no se puede formar más producto, entonces termina la reacción, los otros reactivos, presentan en cantidades mayores que aquellas requeridas para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante presente, se llama reactivos excedentes. Por ejemplo si en una fiesta asisten 50 varones y 70 mujeres, sólo se podrán formar 50 parejas por lo tanto el que limita la formación de parejas es el varón, mientras que 20 mujeres quedan sin pareja y sobran (excedente).
* Problema 01: ¿Cuántos gramos de nitrato de calcio se obtienen por la reacción de 37,8 g de ácido nítrico con 14,8g de hidróxido de calcio? 2HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2H2O
x g Ca( NO
)
3 2
= 37,8 g HNO
) 3 2 2( 63 g HNO ) 3
3
= 42, 2 g Ca( NO
) 3 2
Luego calculamos con 14,8g de hidróxido de calcio: 164 g Ca( NO ) 3 2 = 32,8 g Ca( NO ) 3 2 74 g Ca( OH ) 2
xg Ca( NO ) = 14,8 g Ca( OH ) 3 2 2
De las dos respuestas se escoge el menor, es decir 32,8g Ca(NO3)2 por lo tanto el reactivo limitante es el hidróxido de calcio porque está presente en menor cantidad y se consume primero, estando en exceso el ácido nítrico. * Problema 02: Si reacciona 20 g de hidróxido de sodio con 21 g de ácido clorhídrico ¿cuánto de cloruro de sodio se forma? NaOH + HCl NaCl + H2O Solución: Primero calculamos la cantidad de NaCl se forma a partir de 20 g de NaOH: x g NaCl = 20 g NaOH
58 g NaCl = 29 g NaCl 40 g NaOH
Segundo calculamos la cantidad de NaCl que forma conn 21g de HCl x g NaCl = 20 g HCl
58 g NaCl 36,5 g HCl
= 31,78 g NaCl
De estos resultados escogemos el menor por lo tanto la respuesta es 29 g de NaCl, entonces el reactivo limitante es el NaOH * Problema 03: Si reaccionan 10 kg de cloruro de sodio de 93,52% de pureza con 15 kg de ácido sulfúrico de 96,5% de pureza. a) ¿Qué masa de sulfato de sodio se ha producido? b) ¿Cuántos moles de ácido clorhídrico se formaron? Solución: Primero hallamos cuanto reactivo puro hay en cada caso. x g NaCl( puro )=10 kg NaCl( impuro )
93,5 = 9,35 kg de NaCl puro 100
96,5 x g H SO ( puro ) = 15 kg H SO ( impuro ) = 14, 47 kg de H SO puro 4 4 4 2 2 2 100
Después, hallamos la masa de sulfato (a) de sodio, para ello planteamos la ecuación: 2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl Como se tiene masa de ambos reactivos se debe determinar el reactivo limitante entonces calculamos con ambos reactantes: 142 g Na SO 2 4 = 11,36 kg Na SO x g Na SO = 9,35 kg NaCl 4 4 2 2 2( 58,45 g NaCl )
x g Na SO = 14, 475 kg H SO 4 4 2 2
142 g Na SO 2 4 98 g H SO 2 4
= 20,97 kg Na SO 4 2
Entonces el reactivo limitante es el cloruro de sodio por lo tanto se produce 11,36 kg de sulfato de sodio.
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GUÍA 4 - CIENCIAS Para hallar los moles de ácido clorhídrico calculamos directamente con 9,35 kg = 9 350g de cloruro de sodio ya que este es el reactivo limitante. 2( 36, 45 g ) HCl x moles HCl = 9350 g H SO 4 2( 58,45 g )NaCl 2
1 mol HCl = 159,96 mol HCl 36,45 g HCl
6. Rendimiento de una Reacción:
Es la eficiencia de una reacción química. Este término se emplea cuando se hace un cálculo estequiométrico para la obtención de un compuesto a escala industrial. Se expresa en términos porcentuales. Para ello se debe conocer el rendimiento teórico y el rendimiento práctico. El rendimiento teórico de una reacción de rendimiento calculado considerando que la reacción termina. En la práctica no siempre se logra obtener la cantidad de producto teóricamente posible por las siguientes razones: Muchas reacciones no terminan, es decir que los reactivos no se convierten completamente en productos. Muchos reactivos dan lugar a dos o más reacciones simultáneas, formando productos no deseados además de productos deseados. Se les llama reacciones secundarias La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es demasiado difícil y no todo el producto formado se logra aislarse con éxito. El rendimiento porcentual se emplea para calcular cuando de producto deseado se obtiene en una reacción.
199
Ejemplo 01 El agotamiento de ozono (O3) en la atmósfera ha sido materia de gran preocupación. Se cree que el ozono reacciona con el oxido nítrico (NO), provenientes de las emisiones de los aviones a propulsión, a elevada temperatura, mediante la ecuación: O3 + NO O2 + NO2 Si se combinan 5,4g de O3 con 3g de NO. ¿Cuántos gramos de NO2 se pueden producir? (P.A.: O = 16; N = 14) Solución: El reactivo limitante se calcula con el resultado más pequeño de la relación entre el dato del problema y dato de la ecuación.
EJERCICIOS 1
* Problema 01: El mesitileno (C9H12), se emplea para sintetizar algunos compuestos orgánicos. Si se obtiene 13,4g de mesitileno a partir de 143g de acetona (C3H6O) en presencia de ácido sulfúrico. ¿Cuál es el rendimiento porcentual del mesitileno en esta reacción:
Solución: Primero calculamos el rendimiento teórico, con 286g de acetona: 120 g C H 9 12 x gC H = 143 g C H O = 98, 62 g C H 9 12 3 6 3( 58 g ) C H O 9 12 3 6
Luego calculamos el rendimiento porcentual: porcentual
=
01. El siguiente enunciado: “Siempre que dos o más sustancias se combinan para formar nuevos compuestos lo hace en proporciones fijas”
Corresponde a: a) Richters d) Prouts
H2SO4 3C3H6O C9H12 + 3H2O
η
NIVEL 1
13,4 x100 = 13,59% 98,62
* Problema 02: Cuántos gramos de cromo hay en 300 g de mineral de cromo que contiene 67% de cromita, FeCr2O4, qué masa de cromo puro se obtiene, si se recupera el 87,5% del cromo a partir de 250 g de cromita en 300 g de mineral: 67% x g FeCr O = 300 g mineral = 201 g FeCr O 2 4 2 4 100%
Luego se determina la cantidad de cromo puro en la cromita: 103, 98 g Cr x g Cr = 201 g FeCr O 100 = 93, 37 g Cr 2 4 223,83 g FeCr O 2 4
b) Dalton e) Lavoisier
c) Avogadro
02. Hallar la cantidad de masa de agua que se obtiene a partir de 12,8 gramos de oxígeno según la siguiente ecuación: H2 + O2 H2O a) 10,0 g b) 72,0 g c) 14,4 g d) 76,0 g e) 78,0 g 03. Cuántos gramos de hidrógeno serán necesarios para obtener 340 gramos de amoniaco. N2 + H2 NH3 a) 40 g b) 50 g c) 60 g d) 70 g e) 80 g 04. En la obtención de 3650 gramos de HCl. ¿Qué volumen de cloro en C.N. fueron necesarios? (CI=35,5; 0 = 16) Cl2 + H2 HCl a) 2240 L b) 4480 L c) 1120 L d) 4980 L e) 1280 L
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05. Cuántos gramos de CaCO3 se debe de descomponer. Para obtener 0,56 gramos de CaO. CaCO3 CaO + CO2 a) 5,0 g b) 3,0 g c) 1,5 g d) 1,0 g e) 2,5 g
13 Cuántos Litros de acetileno en C.N se necesitaron para obtener 4moles de dióxido de carbono. C2H2 + O2 CO2 + H2O a) 22,40 L b) 44,80 L c) 56,00 L d) 1120 L e) 12,20 L
06. Qué cantidad de masa de hidrógeno fueron necesario para obtener 8 moles de agua según la siguiente ecuación: H2 + O2 H2O a) 14 g b) 15 g c) 16 g d) 17 g e) 18 g
14. En el siguiente proceso determine cuántos litros de CO2 a C.N. se obtiene; si tratamos 20 gramos de carbonato de calcio. CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O
07. En la combustión de 264 gramos de propano. Cuántos gramos de dióxido de carbono se obtiene. C3H8 + O2 CO2 + H2O a) 792 g b) 396 g e) 800 g d) 200 g e) 180 g 08. Cuántos gramos de agua se obtiene en la combustión de 0,2 moles de pentano. C5H12 + O2 CO2 + H2O a) 21,6 g b) 58,3 g c) 8,00 g d) 4,00 g e) 2,00 g 09. Cuántos gramos de CO2 se pueden obtener en la descomposición de 200gramos de CaCO3. CaCO3 CaO + CO2 a) 4,4 g b) 8,8 g e) 44 g d) 88 g e) 72 g 10. Cuántos Litros de oxigeno a C.N. se requieren para oxidar completamente 40 litros de propano a C.N. C3H8 + O2 CO2 + H2O a) 250L b) 200L c) 225L d) 150L e) 3,00L 11. Cuántos gramos de oxigeno se requieren para la combustión completa de 0,2 moles de butano. C4H10 + O2 CO2 + H2O a) 41,6 g b) 40,6 g c) 83,2 g d) 4,00 g e) 460 g 12. En la oxidación de 1,3 gramos de acetileno. Cuántos gramos de dióxido de carbono se obtienen. C2H2 + O2 CO2 + H2O a) 17,6 g b) 30,0 g c) 35,2 g d) 5,00 g e) 4,40 g
a) b) c) d) e)
3,30 L 1,68 L 3,36 L 4,48 L 300 L
15. Cuántos gramos de H2SO4 se requieren para disolver 28 gramos de Fe y formar FeSO4 (Fe=56; S=32) Fe + H2SO4 FeSO4 + H2 a) b) c) d) e)
1,50 g 2,60 g 49,0 g 4,00 g 17,5 g
16. Cuando se neutralizan 80 gramos de NaOH con la suficiente cantidad de HCl. ¿Cuántos gramos de sal se forman? HCl + NaOH NaCl + H2O a) 1,0 g b) 5,0 g c) 365 g d) 3,11g e) 117 g 17. El componente fundamental de las cerillas de fósforo contiene clorato potásico, la que químicamente sufre el proceso: KClO3 KCl + O2 ¿Cuántos litros de oxígeno en C.N. se obtienen por descomposición de 150g de clorato potásico? a) 11,2 L b) 28 L c) 12,4 L d) 15,06 e) 18,02 18. ¿Cuántos gramos de Calcio se requieren para preparar 50 gramos de hidrógeno según: Ca + H2O Ca(OH)2 + H2 a) 400 g b) 500 g c) 600 g d) 900 g e) 1000 g 19. El NaOH se prepara por la acción de Ca(OH)2 sobre el Na2CO3. ¿Cuántos gramos de NaOH se pueden obtener si se utilizó 1060 g de Na2CO3? Na2CO3 + Ca(OH)2 NaOH + CaCO3 a) b) c) d) e)
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400 g 800 g 600 g 1200 g 1000 g
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20. ¿Cuántos litros de NH3 se producirán a partir de 60 litros de nitrógeno, según: N2 + H2 NH3 a) 120 L b) 140 L c) 60 L d) 80 L e) 170 L 21. ¿Cuántas mol-g del gas NO se producirán a partir de 177 g de estaño según: P.A.(Sn=118g) H2O + Sn + HNO3 H2SnO3 + NO a) 4 b) 1 c) 2 d) 3 e) 1,5 22. ¿Cuántos gramos de oxígeno se pueden obtener mediante el calentamiento de 4 mol-g de clorato de potasio, según: KClO3 KCl + O2 a) 96 g b) 192 g c) 384 g d) 48 g e) 46 g 23. ¿Cuántas moles de MnO2 son necesarios para producir 44,8 L de Cl2 a C.N.? MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O a) b) c) d) e)
2 mol-g 3 mol-g 1 mol-g 4 mol-g 5 mol-g
24. En la siguiente reacción: HCl + O2 H2O + Cl2 ¿Cuántas moles de HCl se necesitaron para formar 0,35 mol-g de Cl2?
a) b) c) d) e)
0,35 0,7 1,05 1,0 1,4
25. Una barra de Zn que tiene una masa de 100 gramos es atacada por ácido sulfúrico. ¿Cuántos litros de hidrógeno se liberaron a C.N.? P.A (Zn=65) Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 a) 24,8 L b) 34,46 L c) 44,8 L d) 31,58 L e) 45,32 L →
26. ¿Cuántos gramos de calcio se requieren para preparar 50 gramos de H2 de acuerdo a la siguiente reacción? Ca(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac) + H2 a) 1000 b) 800 c) 600 d) 400 e) 200 →
27. Calcular la cantidad de CaCO3 necesario para obtener 66 g de anhídrido carbónico por tratamiento de esa sustancia con ácido clorhídrico según: CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O
201
a) 80 g b) 90 c) 150 d) 100 e) 120 28. ¿Qué cantidad de sílice (SiO2), se consume cuando se producen un total de 28 g de CO? Si O2 + Cl2 + C SiCl4 + CO a) 2 mol – g b) 1/4 c) 1/3 d) 1 e) 1/2 29. El amoniaco reacciona con el oxígeno según la siguiente reacción: NH3 + O2 NO + H2O ¿Qué masa de NO se obtendrá al hacer reacciones 672 l de NH3 gaseoso en condiciones normales con suficiente cantidad de oxígeno? a) 100 g b) 800 g c) 200 g d) 400 g e) 900 g 30. Cuantos kg de HNO3 al 90% de purezas reacciona con 595 g de estaño según (Sn = 119). Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O a) 1, 4 b) 2, 3 c) 1, 8 d) 2,6 e) 3 31. Determinar la cantidad de Cu(NO3)2 que podemos obtener, al tratar 25 g de cobre con un exceso de ácido nítrico, si en la reacción obtenemos también NO2 más agua. a) 74 g b) 83 g c) 91 g d) 50 g e) 25 g NIVEL 2 01. Que volumen de Cl2 a 27°C y 800 Torr se producirá a partir de 365 g de HCl según: MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O a) 72, 2 l b) 63, 7 c) 22, 4 d) 37, 2 e) 58, 5 02. ¿Cuál es el numero de moles del producto formado si reaccionan 0,95 moles de A con 0,25 moles de B2? en la siguiente reacción A + B2 A2B a) 0,250 b) 0,500 c) 0,125 d) 0,475 e) 0,0625
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202
03. En la siguiente reacción química, determine los gramos que se formara del producto A3B, cuando reaccionen 5g de A 2 con 6g de AB3. (P.A. : A = 4; B = 8) A2 + AB3 A3B a) A.12, 8g b) B. 5,00g c) C. 6,00g d) D. 9,37g e) E. 14,2g 04. El agotamiento de ozono (O3) en la estratosfera ha sido material de gran preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el O3 puede reaccionar con el oxido nítrico (NO), provenientes de las emisiones de los aviones de propulsión a elevadas alturas; la reacción es la siguiente: O3 + NO O2 + NO2 Si se tiene 3 moles de ozono y 2 moles de NO. Determine ¿Cuál es la masa de oxigeno que se produce? a) 32g b) 64g c) 16g d) 92g e) 48g 05. Si se combina 200g de hierro con 280g de oxigeno según la siguientes reacción Fe + O2 FeO Marque la proposición no correcta: a) b) c) d) e)
El Fe es el reactivo limitante Se forman 257.14g de FeO El O2 es el reactivo en exceso. Solo reaccionan 114g de oxigeno. 2 moles de Fe se combinan común mol de O2
06. Se descomponen 505g de Nitrato de Potasio (Salitre) con un rendimiento del 88%. Calcular el peso de oxigeno que se forma. KNO3 a) b) c) d) e)
calor
KNO2 + O2
96,2g 84,5g 78,5g 72,8g 70,4g
07. El acido acético (CH3COOH) se produce industrialmente por la combinación directa de metanol con monóxido de carbono CH3OH + CO CH3COOH ¿Cuántos gramos de metanol tienen que reaccionar con monóxido de carbono en exceso para preparar 600g de acido acético; Si el rendimiento esperado es del 80%? a) 160g b) 200g c) 400g d) 256g e) 320g 08. En 1960 eran prácticamente desconocidas las latas de aluminio para bebidas; sin embargo, a inicios de la década de 1970 se habían usado más de 590000 toneladas de aluminio de estos recipientes. El aluminio forma rápidamente el óxido Al2O3 cuando se expone al aire: Al(s) + O2(g) Al2O3(S)
¿Hallar la cantidad de moles de oxido de aluminio que se obtiene, cuando se exponen 5,4 gramos de aluminio en aire según la ecuación? a) 0,1 moles b) 0,2 moles e) 0,3 moles d) 0,4 moles e) 0,5 moles 09. Dada la ecuación: FeCl2 + HCI + K 2Cr2O7 FeCl3 + KCI + CrCl3 + H2O ¿Cuántos gramos de cloruro crómico se deben formar a partir de 29,4 gramos de dicromato de potasio? a) 31,7 b) 91,1 c) 89,6 d) 48,8 e) 24,4 10. La fermentación de un azúcar produce 368 g de Etanol y 179,2 L de CO2 en C.N. ¿Cuál era la masa de la sustancia reactante? a) 460g b) 720g c) 540g d) 136g e) 800g 11. Cuando se oxida una molécula de propano. ¿Cuántos moles de CO2 se han obtenido? C3H8 + O2 CO2 + H2O -24 a) 2 x10 -24 b) 3 x10 -24 c) 4 x10 -24 d) 5 x10 -24 e) 6 x10 12. Si al quemar cierta masa de acetona (CH 3COCH3) se ha producido 6,72 l de CO2 en C.N. ¿Qué volumen de oxígeno se ha empleado a las mismas condiciones? a) 100 l b) 10 l c) 0,8 l d) 8,9 l e) 4, 14 l 13. Al reaccionar suficiente N2O3 con 10 g de H2O. ¿Qué cantidad de ácido pironitroso se formara si el agua tiene 15% de impurezas? a) 13,9 g b) 26, 4 c) 14, 3 d) 9, 13 e) 10, 9 14. Cuantas moles de forma oxidadas se producen al reaccionar 57,8 g del agente oxidante según la siguiente reacción que se realiza en medio ácido. + 2 +3 Fe + H2O2 Fe + H2O a) 3, 4 b) 1, 7 c) 5, 1 d) 6, 8 e) 4, 2
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15. Se hace reaccionar 20 g de H 2 con 128 g de O2, calcular el porcentaje que representa el exceso con respecto a lo que reacciono de la misma sustancia. a) 25% b) 20 c) 40 d) 75 e) 30 16. El 50% del CO2 producido en la combustión completa del propano es utilizado para producir hielo seco, determine la masa del propano para producir 1320 g de hielo seco. a) 440 g b) 660 c) 880 d) 220 e) 521 17. Si la pureza del KClO3 es de 60% y contamos 1 kg de dicha sal. Mencionar cuántos litros de O2 a C.N. con una pureza del 90% se obtendrá según la reacción. KClO3 + H2SO4 KHSO4 + O2 + Cl2O + H2O a) 121, 8 l b) 0,83 c) 443 d) 221,4 e) 34,6
203
a) 20 l b) 64, 1 c) 36, 9 d) 10 e) 14. 22. Que volumen de oxígeno medido a 27°C y 900 mmHg se obtendrá por calentamiento de 2450 g de clorato de potasio (KClO3). KClO3 KCl + O2 a) 142 l b) 624 c) 32, 4 d) 100 e) N.A. 23. Se hace arder 2 l de propano medido a 23° y 740 mmHg. Calcular el volumen del oxígeno necesario para su combustión completa medida a 33°C y 750 mmHg. a) 5 l b) 60 c) 0,8 d) 11, 4 e) 10, 2 24. La siguiente reacción tiene un rendimiento del 80% si se reacciona 100g de azufre con exceso de ácido sulfúrico cuántos litros de SO2 se obtendrá a 27°C y 624 mmHg?. S + H2SO4 H2SO2 + SO2
18. Si 74 g de eter sulfúrico (C2H5 – O – C2H5) son quemados en atmósfera normal de 20% en volumen de oxígeno. Calcular el volumen de aire consumido. a) 672 l b) 67, 2 c) 6, 72 d) 0,672 e) 0,82 19. Cuántos moles de Cl2 serán necesarios para preparar 2 moles de perclorato de potasio (KClO4) según: Cl2 + KOH KCl + KClO + H2O KCl O KClO3
KCl + KClO3 KClO4 + KCl
a) 8 b) 12 c) 6 d) 3 e) 16
a) 20 l b) 75 c) 80 d) 1, 45 e) 0,04 25. La fermentación es un proceso químico complejo en el que la glucosa se transforma en etanol y dióxido de carbono ¿Calcular el volumen de etanol que se puede obtener si la reacción se inicia con 650,4g de glucosa? La densidad del etanol es 0,789g/ml a) 0,26 b) 0,51 c) 1,16 d) 0,42 e) 0,73
20. Cuantos kilogramos de H2SO4 puro pueden obtenerse a partir de un kilogramo de pirita de hierro (FeS2) del acuerdo con la siguiente reacción: Fe S2 + O2 Fe2 O3 + SO2 SO2 + O2 SO3 + H2O
SO3 H2SO4
1. DEFINICIÓN
a) 5, 24 b) 1, 63 c) 0,082 d) 2, 31 e) 0,84 21. Se hacen reaccionar Zinc con ácido clorhídrico para dar cloruro de Zinc más hidrógeno. ¿Qué volumen de hidrógeno en C.N. se obtiene si se han utilizado 120 g de una muestra de Zinc que tiene 10% de impurezas?.
Es la parte de la química que trata de la relación entre la corriente eléctrica y las reacciones químicas, y de la conversión de energía química en eléctrica y viceversa.
Estudia dos aspectos principalmente: La electrólisis de la materia producida por la electricidad. Las reacciones químicas como generadoras de electricidad.
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204
PARTES DE UNA CELDA ELECTROLITICA
Capacidad
Potencia
C=
P = VI
Q V
(C) P: Watt o vatio
3. ELECTRÓLISIS
Es la descomposición de una sustancia iónica por acción de la corriente eléctrica.
Nota: El fenómeno de la electrolisis es un proceso NO ESPONTÁNEO, por lo que necesita del suministro de la energía eléctrica. Además, debemos tener en cuenta que los procesos electrolíticos están clasificados como reacciones de óxido reducción. Estos procesos se llevan a cabo en condiciones controladas en dispositivos conocidos como celdas electrolíticas.
2. UNIDADES ELECTROQUÍMICAS
Corriente Eléctrica Movimiento de partículas cargadas eléctricamente a lo largo de un material conductor. Unidades: Ampere (Amperio) Intensidad de Corriente Eléctrica Es la cantidad de electricidad que fluye a través de un conductor por unidad de tiempo. I
Q t
Q
e- -
eCÁTODO
It
Cuba (celda)
Diferencia de Potencial o Tensión (ddp) Diferencia existente entre los potenciales eléctricos de dos cuerpos o dos puntos distintos de un mismo circuito eléctrico. Permite el transporte de carga de un punto a otro. Unidad: Volt (Voltio)
Potencial Eléctrico en un Punto Trabajo necesario para transportaren el vacío una carga interior desde el infinito a este punto.
Coulomb (C) Es la unidad de carga eléctrica y se define como la carga eléctrica por segundo que atraviesa una sección de un conductor por el que circula una corriente de un amperio.
Q = I.t
Constante de Faraday (F) Equivale a 96500 Coulombs. Es la cantidad de electricidad que, al pasar a 1F = 96500 C través de una solución eléctrica, deposita 1 Eq-g de un elemento en cada uno de los electrodos. Ampere (A) Es la unidad de intensidad de corriente suministrada por el paso de un Coulomb en un segundo.
I
Q t
Volt (V) Es la unidad de fuerza electromotriz que produce una corriente de 1 amperio al atravesar un conductor cuya resistencia es de 1 Ohm ( ) Resistencia
R=
V I
ÁNODO
- Electrólito + - + + - +
+ + + + + -
Electrodos
Componentes de la Celda Electrolítica: a) Cuba o Celda Electrolítica Es el recipiente que contiene al electrolito y los electrodos donde se lleva a cabo el fenómeno de la electrólisis. Sus formas son diversas y pueden estar construidos de diferentes materiales, siempre que sean resistentes a la corrosión. b) Electrodos Son los terminales de los conductores que vienen del generador o fuente, que se encuentran sumergidos en el electrolito tiene la capacidad de conducir la corriente y atraer a los iones. Están compuestos de diferentes materiales, como: Cu, Pt, Zn, Pb, C (grafito), acero, etc. Son: Cátodo: Es el terminal conectado al polo negativo y se encarga de atraer a los iones positivos o cationes del electrólito. En él se produce la reducción del catión x+ 1 0 C + xe C
+ Conductor
I: Intensidad de corriente (Ampere) Q: Carga eléctrica (Coulomb) t: Tiempo (segundo)
(Fuente)
V = IR
(R)
V = Volt (potencial eléctrico)
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Ánodo: Es el terminal conectado al polo positivo y se encarga de atraer los iones negativos o aniones del electrólito. En él se produce la oxidación del anión. x 0 1 A A + xe Conviene distinguir entre electrodos inatacables y electrodos atacables:
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Electrodos Inatacables o Inertes: Los que sólo sirven para transferir la corriente eléctrica al electrólito o recibirlos de éste. Generalmente fabricados de Pt, vidrio o vidrio.
Electrodos Atacables o Reactivos: Intervienen químicamente en el proceso. Están constituidos por metales que desprenden parte de éste en forma de iones al electrólito o se combina con los iones descargados desde el electrólito.
c) Electrólito Es todo cuerpo químico que en solución o fundido se descompone en sus iones respectivos, permitiendo la conducción de la corriente a su través.
-
La conductividad eléctrica exige que existan partículas cargadas eléctricamente. Los electrólitos se dividen, de acuerdo a su grado de disociación, en:
Electrólitos Fuertes: Poseen un alto grado de disociación. Ejemplo: HCl, Na(OH), HNO3.
Electrólitos Débiles: Poseen un grado de disociación bajo. Ejemplo: NH3 , CH3COOH, CH3CH2OH.
1+
De 2da especie:
Sustancias que se descomponen al paso de la corriente eléctrica en solución o fundidas. Ejemplo: NaCl
d) Fuente Provee la corriente eléctrica continua necesaria para la realización de la electrólisis. Puede ser una batería o un acumulador de corriente. 4. FENÓMENOS QUÍMICOS QUE SE LLEVAN A CABO EN LOS ELECTRODOS Electrólisis del NaCl Fundido: Al fundirse el NaCl, que es un compuesto iónico, y someterse a electrólisis, éste puede descomponerse dando lugar a la formación de cloro gaseoso y sodio metálico.
Reacción química en el ánodo: 1 0 1 Cl (ac) ½ Cl2 (g) + 1e … Oxidación
Esquema de la Electrólisis de NaCl Fundido:
Gas Cloro (Cl2)
Oxidación
1+
1
0
Na (ac) + 1e 0
Na (s) + H2O(l)
Na (s)
NaOH(ac) + ½ H2(g)
Reacción química en el ánodo: 1
De 1era especie:
Reacción química en el cátodo: 1+ 1 0 Na (ac) + 1e Na (s) … Reducción
Na+ Cl-
Cl (ac)
Tipos de Conductores Sustancias que no se descomponen al paso de la corriente eléctrica. Ejemplo: Hg, Fe, Cu, Pb
Na+ ClNa+ Cl-
+ + + + + +
Reacción química en el cátodo:
Fundido
Los electrólitos se sitúan dentro de los conductores de 2da especie:
Cl
-
Electrólisis del NaCl en Solución: Al disolverse el NaCl (compuesto iónico) y someterse a electrólisis, éste puede descomponerse dando lugar a la formación de cloro gaseoso e hidróxido de sodio.
En solución
Na
+
Reducción
2
H2SO4 2H + SO4 2+ 1 Ca(OH) Ca + 2OH 1+ 1 (l) NaCl Na (l) + Cl
ÁNODO
-
Así, los electrólitos pueden ser sustancias iónicas o polares: Ácidos Bases Sales
+
CÁTODO
Na0(s)
205
0
½ Cl2 (g) + 1e
1
Electrólisis del Agua Acidulada: Al agregarse unas gotas de ácido al agua (H2SO4 por ejemplo) esto permite su disociación. Luego, al someterse a electrólisis, ésta puede descomponerse dando lugar a la formación de hidrógeno y oxígeno gaseosos.
Reacción química en el cátodo: 1+ 1 0 H (ac) + 1e ½ H2 (g)
Reacción química en el ánodo: 1 0 1 (OH) (ac) ¼ O2 (g) + ½ H2O(l) +1e
5. LEYES DE FARADAY PRIMERA LEY La cantidad de sustancia que se deposita o libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la cuba electrolítica.
m
Q Término m I t K
m
kQ
Como Q = It : m
Significado Masa Intensidad Tiempo Constante electroquímica
k.I.t
Unidades g A s g/C
Posteriormente, se determinó que la constante electroquímica k era igual al peso equivalente en gramos de la sustancia que se depositaba o liberaba en el electrodo respectivo, este valor se conoce como equivalente gramo de la sustancia. El peso equivalente se define como:
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206
Para Elementos PE
Para Compuestos
PA EO
PE
PM
Luego: Las cantidades de diferentes sustancias depositadas o liberadas por una misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes. 1 Faraday Q m
=
1 eg – g m eq – g Q
m
96500 C Q m
eq
=
m1 = m2
Donde:
Eq1
Eq2
m1 = masa electrodepositada de la primera sustancia. m2 = masa electrodepositada de la segunda sustancia. Eq1 = Equivalente gramo de la primera sustancia Eq2 = Equivalente de la segunda sustancia También puede ser así “Si dos o más celdas electrolíticas están
conectadas en serie, éstas son atravesadas por la misma cantidad de electricidad. Como consecuencia de esto, las masas que se depositan o se liberan en todos los electrodos son proporcionales a los pesos equivalentes.
Queda la expresión de la 1era Ley de Faraday: También:
Expresión matemática:
g It
1 eg – g m eg – g Q 96500
Matemáticamente, para cada electrodo en cada celda:
(#eq - g) = (#eq - g) = (#eq - g) = ... 1 2 3
Entonces:
eq - g It 96500
m
m1 PE 1
Equivalente Electroquímico (H ó eq eq) Cantidad de sustancia que se deposita o libera en un electrodo por el paso de 1 C: 1C 96500 C H
=
1H 1 eg – g eg – g 96500
=
m2 PE 2
=
m3 PE 3
= ...
6. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
Galvanotecnia: Recubrimiento electrolítico de objetos mayoritariamente metálicos de capas protectoras u ornamentales de metales como: Cromado Niquelado Cobreado Plateado Zincado
Galvanoplastía: Obtención de objetos de varias formas mediante deposiciones de metales sobre un modelo.
Metalurgia: Extracción de metales como Al, Mg, Zinc, Na o Ca. Refinación electrolítica de metales puros obtenidos por otras vías, como Cu.
Industria Química: Producción de de cloro e hidróxido de sodio. Producción de hipocloritos, para obtención de permanganato de potasio, etc. Obtención de latón (aleación Cu – Zn) puede realizarse también por este método depositándose conjuntamente al electrolizar disoluciones de sales adecuadas que tengan cobre y zinc.
SEGUNDA LEY:
7. CELDAS GALVÁNICAS (PILAS)
Son dispositivos en los que se produce energía eléctrica gracias a los procesos químicos que se producen en su interior. Resultan de la combinación de dos electrodos, separados por un tabique poroso. O situados en dos recipientes distintos unidos por un puente salino.
El puente salino es un tubo en forma de U que contiene una disolución saturada de un electrólito fuerte, generalmente KCl o K 2SO4
El electrodo de menor potencial, más negativo, actúa como electrodo negativo (ánodo) y en él se produce la semirreacción de oxidación
“Si por dos o más celdas conectadas en serie pasa la misma cantidad de electricidad, la cantidad de sustancia producida en sus electrodos es proporcional a sus pesos equivalentes” .
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Por el contrario, el electrodo de mayor potencial actúa como positivo (cátodo) y en él se produce la semirreacción de reducción.
El electrólito es un conductor iónico, uno de los electrodos produce electrones y el otro los recibe.
Nota: Las Celdas Galvánicas son sistemas de procesos espontáneos.
Al conectar los electrodos al aparato que hay que alimentar, se produce una corriente eléctrica.
8. TIPOS DE PILAS Pilas Primarias o Voltaicas: Son las pilas en las que las sustancias químicas que las constituyen no pueden volver a su forma original una vez que la energía ha sido revertida (es decir que las pilas se ha descargado).
Mn2O3+2NH3 + H2O
Reacción Global:
La fuerza electromotriz de la pila es la suma de los potenciales de ambas semirreacciones.
A.
Cátodo (Reducción): + 2NH4 + 2MnO2 + 2e
207
+
2+
Zn +2NH4 +2MnO2
Zn + Mn2O3+2NH3 + H2O
E0 = 1,50 V B.
Pilas Secundarias o Acumuladores: Aquellas pilas que pueden ser recargadas. El acumulador o pila secundaria que puede recargarse revirtiendo la reacción química, fue inventado en 1859 por el Físico Francés Gastón Planté. Era una batería de plomo y ácido y es la que más se utiliza en la actualidad. En la actualidad consta de 6 celdas unidas en serie, cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo de PbO2. Ambos electrodos están sumergidos en una solución acuosa de H2SO4 durante la descarga se comporta como una celda galvánica y, durante la recarga como una celda electrolítica. Las reacciones asociados con la descarga son:
Esquema Pila de Daniel
Ánodo (Oxidación):
Puente Salino
2
Zn
Pb + SO4
Cu
PbSO4 + 2e
Cátodo (Reducción): KCl
+
PbO2 + 4H + SO4
Cu++
Zn++ 1M
2
+ 2e
PbSO4 + 2H2O
2
2PbSO4 + 2H2O
Reacción Global:
1M
+
Pb + PbO2 + 4H + 2SO4 E0 = 2,00 V
Celda galvánica con puente salino (pila húmeda)
Reaccciones: Cátodo (Reducción): Ánodo (Oxidación): Reacción Total: E0 Representación:
2+
1 –
0
Cu + 2e Cu 0 2+ 1 – Zn Zn + 2e 2+ 0 0 2+ Cu + Zn Cu + Zn 1,10 V 2+ 2+ Zn Zn Cu Cu
Las baterías de 6 ó 12 V utilizados en los automóviles son asociaciones en serie de 3 a 6 acumuladores, respectivamente. El mayor inconveniente de estos acumuladores es su excesivo peso. 9. CORROSIÓN METÁLICA
Esquema de la Pila de Leclanché
Es el deterioro de los metales por un proceso electroquímico, causa enormes daños a los edificios, puentes, autos, barcos, etc. El proceso es de naturaleza rédox, los metales se oxidan por medio de oxígeno atmosférico O2 en presencia de humedad y funciona como la celda galvánica.
Electrolito de NH4Cl y ZnCl2 con H2SO4 EJERCICIOS 2
Varilla + de carbón
-
Cubierta externa de acero Mezcla de carbón con MnO2 Pila Seca Común (Pila de Leclanché)
Reacciones: Ánodo (Oxidación): 2+ Zn Zn + 2e
NIVEL 1 01. Indicar el número de proposiciones correctas con respecto a la electrólisis: ( ) Es un proceso no espontáneo ( ) Genera electricidad y nuevas sustancias ( ) Los electrodos pueden ser inertes o activos ( ) A mayor masa depositada o liberada del electrolito, aumenta la concentración de la solución ( ) El cátodo tiene carga negativa y el ánodo tiene carga positiva. ( ) La celda electrolítica convierte energía eléctrica en energía química.
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(
)
( (
) )
(
)
La oxidación se realiza en el cátodo y la reducción en el ánodo. La corriente continua que se utiliza provoca electrólisis. Por el circuito externo los electrones fluyer del cátodo al ánodo. Un Faraday (1F) es la carga eléctrica de 1 mol de electrones.
A) 4
B) 6
C) 8
D) 10
E) 2
02. ¿Cuál(es) de la(s) siguiente(s) proposición(es) es(son) correcta(s)? Las soluciones conductoras de la corriente eléctrica se llaman electrolitos. En una celda electrolítica, la cantidad de electrones consumidos en el cátodo puede ser diferente a la cantidad de electrones liberados en el ánodo. Cambiando la concentración del electrolito pueden variar también los productos de la electrolisis. A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) sólo I y III E) I, II y III 03. Respecto a las unidades eléctricas, indicar lo correcto: La corriente eléctrica es la velocidad de transferencia de carga, cuya unidad es el ampere. Un ampere es la transferencia de un Coulomb por segundo. El volt. es la unidad de diferencia de potencial. La resistencia que un conductor ofrece al transporte o transferencia de carga no depende del material, dimensiones y temperatura del conductor. A) I; II y IV B) I y III C) I; II y III D) sólo IV E) todas 04. La corriente eléctrica es: A. El movimiento de electrones de un lugar a otro
B. El movimiento de átomos que van del polo positivo al negativo
C. La carga eléctrica de un electrón 23 D. Un mol de electrones: 6,02 x 10 electrones E. Energía que se libera en toda reacción química
05. En una pila galvánica se produce: A. Un reacción química por efecto de la corriente eléctrica B. Compartición de electrones C. Corriente eléctrica a partir de reacciones químicas D. La concentración de minerales metálicos E. La refinación de un metal, por efecto de la corriente eléctrica 06. los electrolitos son: A. Sustancias moleculares capaces de disolverse en el agua B. Ácidos, bases, óxidos y sales C. Metales conductores de la corriente eléctrica D. Sustancias que no conducen electricidad E. Sustancias capaces de conducir corriente eléctrica cuando se encuentran en solución. 07. El peso en gramos, de una sustancia que se libera o electro deposita en un electrodo por el paso de un coulombio es: A) Un mol B) Un equivalente – gramo C) Un átomo – gramo D) Un equivalente normal E) Un equivalente – molar 08. En los procesos electrolíticos se puede afirmar: A) Que existe redox B) Que el cátodo es positivo C) Que el ánodo es negativo D) Que el catión es negativo E) Que el anión es positivo 09. En una pila galvánica se produce: A) Una reacción química por efecto de la corriente eléctrica. B) Compartición de electrones C) La refinación de un metal, por efecto de la corriente eléctrica D) Corriente eléctrica a partir de reacciones químicas E) La concentración de minerales metálicos
10. Los electrolitos son: A) Sustancias moleculares capaces de disolverse en el agua B) Ácidos, bases y sales C) Metales conductores de la corriente eléctrica D) Sustancias que no conducen electricidad E) Sustancias capaces de conducir corriente eléctrica fundidas y en solución acuosa 11. Marque con una V si la proposición es verdadera o F si es falsa, luego elija el grupo correspondiente: En una celda electrolítica se encuentran dos electrodos: I. El cátodo es el electrodo de carga positiva. II. El ánodo atrae a los iones negativos III. En el cátodo hay reducción. IV. Los dos electrodos son neutros V. El ánodo tiene carga positiva A) FFFVV D) VFVFV 12. De:
B) FFVVV E) FVFFV
C) FVFVF
Los cationes del grupo IA no son depositados en soluciones acuosas. 2+ En solución acuosa Cu se reduce a Cu(s). Los aniones NO3 tienen fuerte atracción por los electrones por lo tanto no perderán sus electrones en el ánodo.
Son correctas: A) sólo I B) sólo II D) I y II E) I; II y III
C) sólo III
13. Si se electroliza una solución acuosa de CuSO4 usando electrodos de cobre, aplicando una corriente de 10 amperios durante 48,25 minutos. Indicar, cuáles de las siguientes proposiciones son correctas: Se depositan 0,3 mol –g de Cu, en el cátodo. Se disuelven 0,15 mol –g de Cu en el ánodo. La concentración de la solución de CuSO4 no cambia. A) sólo I D) I y III
B) sólo II E) II y III
C) I y II
14. Por un “banco de celdas”, formad por 30 unidades dispuestas en
paralelo, se hacen circular 965A durante 24 horas de electrólisis. Calcular la masa en gramos de Zn puro que se puede obtener en cada celda. (Masa Atómica del Zn=65,5) A) 980,4 B) 943,2 C) 750,4 D) 250,3 E) 845,5
15. Calcular el tiempo necesario para depositar una masa de 6,71 g. +3 de aluminio sobre una solución que contiene iones Al . P.A.(Al=27g.) A) 20 minutos B) 40 minutos C) 30 minutos D) 50 minutos E) Una hora 16. Calcular la intensidad de corriente que se necesita para descomponer 18 g. de cloruro cúprico (CuCl2) en solución acuosa, durante 50 minutos. P.A. (Cu=63,54g.) A) 4,4 Amp. B) 2,8 Amp. C) 8,61 Amp. D) 17,32 Amp. E) 12 Amp.
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GUÍA 4 - CIENCIAS 17. ¿Cuántos amperios se necesita para depositar en el cátodo 2 gramos de Zn en 2 minutos, de una solución de ZnSO4? P.A. (Zn = 65,37 g) A) 49.20 A B) 1.64 A C) 5,37 A D) 99,40 A E) 25,00 A 18. ¿Cuántos electrones deben circular por un electrolito para depositar 20mg de Ag? 20 A) 1,1.10 10 B) 3,4.10 10 C) 2,2.10 15 D) 2,4.10 5 E) 1,8.10 19. El equivalente electroquímico del Zn es: P.A. (Zn = 65.37 g.) A) 65,37 mg/C B) 32,68 mg/C C) 0,338 mg/C D) 65,37 g/C E) 32,68 g/C 20. ¿Cuál es el peso de plata depositado por una corriente de 3 amperios que circulan a través de una disolución de nitrato de plata. P.A. (Ag = 108g), t = 10 minutos A) 2,015 g B) 4,028 g C) 1,007 g D) 0,108 g E) 8,056 g 21. Si se dejan pasar 2,45 amperios durante 45 minutos por una +2 celda que contiene iones Cu . ¿Qué peso de cobre puro se obtiene? P.A. (Cu = 63,54 g) A) 1,11 g B) 6,354 g C) 3,33 g D) 2,18 g E) 1,23 g 22. ¿Cuántas horas se requiere para depositar 7 gramos de Cinc en la electrólisis del Cl2Zn cuando se usan 0,7 amperios de intensidad de corriente? P.A. (Zn = 65) A) 8,15 B) 8,25 C) 8,50 D) 9,00 E) 9,50 23. Una cantidad de corriente constante paso a través de dos celdas electrolíticas unidas en serie, en una de ellas había una solución electrolítica de CuSO4 y en la otra AgNO3. Si en el cátodo de una celda se depositaron 0,637g de cobre. Determine la masa de plata depositada en la otra. Masa atómica: Cu = 63,5; Ag = 108 A) 9,36g B) 8,41g C) 6,23g D) 4,56g E) 2,17g 24. Calcular el tiempo necesario para depositar en un proceso electrolítico una masa de 6,71g de aluminio sobre una solución +3 que contiene iones Al y con una intensidad de 20 amp. (PA:Al=27 g)
A) 20 minutos B) 40 minutos C) 30 minutos
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D) 50 minutos E) 1 hora NIVEL 2 1. Indicar la proposición incorrecta A) Las celdas voltaicas combustibles se emplean para la conversión de un combustible fósil en energía eléctrica. B) En la pila de Leclanché: En la varilla de carbón se reducen los iones amonio y el amoniaco que se produce en el cátodo se combina con el Zn. C) Para evitar la corrosión en la estructura externa de los barcos se utiliza una técnica de protección mediante los “ánodos de sacrificio”.
D) Una pila alcalina de Hg tiene como electrodo positivo al Hg y como polo negativo al Zn. E) En una batería de automóviles, el ánodo de plomo esponjoso es el que se oxida a sulfato de plomo y en el cátodo el óxido de plomo (IV) se reduce a sulfato de plomo. 2. Indicar las proposiciones incorrectas I. Un Faraday es la cantidad de corriente necesaria para depositar en el cátodo un equivalente electroquímico de un metal. II. Un amperio es numéricamente igual a un coulomb. III. La ley de Faraday puede emplearse para determinar los números de oxidación y la masa equivalente. A) SÓLO I D) I Y II
B) SÓLO II E) I Y III
C) SÓLO III
3. Durante cuánto tiempo debe circular una corriente de 5 amperios para liberar 2,256g de Hidrógeno. A) 4 horas B) 8 horas C) 12 horas D) 16 horas E) 18 horas 4. Una solución acuosa de una sal de Vanadio se electroliza por 2,5 horas, con una corriente de 3 amperios. Si se depositan 2,84 g de vanadio puro en el cátodo ¿Cuál es la carga de iones vanadio en la solución? A) +2 B) +3 C) +5 D) +4 E) +1 5. Se paso una corriente de 25 amperios a través de una solución acuosa de cloruro crómico (CrCl3), durante 4 horas. ¿Cuántos litros de cloro se liberaron, en condiciones normales? P.A. (Cl = 35,5 g) A) 22,4 litros D) 6,96 litros
B) 35,5 litros E) 14,8 litros
C) 41,8 litros
6. Hallar las masas de Zn y Sn que se obtendrán de soluciones acuosas de ZnSO4 y SnCl2 por la misma cantidad de electricidad que deposita 2 gramos de plata. P.A. (Ag = 107,88; Zn = 65,37; Sn = 118,69) A) 0,65 g Zn y 0,118 g Sn B) 0,32 g Zn y 0,59 g Sn C) 2 Zn y 2 g Sn D) 0,606 g Zn y 1,10 g Sn E) 1 g Zn y 2 g Sn 7. ¿En cuál de los siguientes compuestos no puede LIBERARSE al metal por electrólisis? A) CuSO4 B) AgNO3 C) ZnCl2 D) Fe2O3
E) NaCl
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8. Por una celda electrolítica que contiene iones férricos (Fe ) circulan 0,2 Faradays. Sabiendo que la reacción es el cátodo es. Hallar la masa de hierro que se deposita en el proceso: P.A. (Fe= 56) A) 3,73 g. B) 55,85 g. C) 18,62 g. D) 11,17 g. E) 7,42 g. +3
9. Por una celda electrolítica que contiene iones férricos (Fe ) circulan 0,2 Faradays. Sabiendo que la reacción en el cátodo es: +3 – Fe + 3e Fe(3) : Hallar la masa de hierro que se deposita en el proceso: P.A. (Fe = 56 g) A) 3,73 g B) 55,85 g C) 18,62 g D) 11,17 g E) 7,42 g 10. En la electrólisis de las sustancias acuosas CuCl2, AgNO3 y agua acidulada que se realiza en tres celdas electrolíticas en serie; se depone en la segunda celda 36g de Ag, determinar: La masa de cobre que se deposita en la primera celda. El volumen total de oxígeno, a CN, liberado en el ánodo. A) 45,25g; 3,74L B) 40,35g; 2,85L C) 35,25g; 4,4L D) 60,35g; 3,74L E) 28,15g; 22,4L 10. En una pila de linterna de bolsillo ocurre la siguiente reacción catódica. 2+ – 2MnO2(s) + Zn + 2e ZnMn2O4(s) Si esta pila da una corriente de 4,6mA. ¿Durante que tiempo podrá hacerlo si partimos de 3,5g de MnO2? Masa Atómica: Mn=55; O=16 A) 469h B) 672h C) 925h D) 1024h E) 1072h
13. A través de una solución de ácido clorhídrico entre electrodos inertes se pasan 500 coulombs de electricidad, en un tiempo de 1,5 horas. Calcular la magnitud de la corriente. P.A. (Cl = 35,5 g) A) 500 A B) 750 A C) 27,98 A D) 0,093 A 6 E) 2,7 x 10 A 14. Durante la electrólisis de una disolución que contiene iones 2+ 2+ Cu y Ni se depositó una aleación de Cu –Ni sobre el cátodo. El depósito consistió en 0,1g de Cu y 0,070g de Ni. ¿Cuántos coulomb pasaron por la celda? A) 625 B) 585 C) 535 D) 465 E) 429 15. Calcular la cantidad de aluminio que podrá obtenerse en un día de 50 cubas electrolíticas, si cada cuba funciona con una intensidad de 100 amperios. El proceso fue en una solución de +3 nitrato de aluminio (Al ). P.A. (Al=27 g.) A) 120, 87 Kg. B) 60,444 Kg. C) 27,4 Kg. D) 35,89 Kg. E) 40,29 Kg. 16. Por un “banco de celdas”, formad por 30 unidades dispuestas en paralelo, se hacen circular 965A durante 24 horas de electrólisis. Calcular la masa en gramos de Zn puro que se puede obtener en cada celda. Masa Atómica del Zn=65,5 A. 980,4 B. 943,2 C. 750,4 D. 250,3 E. 845,5
11. Una corriente eléctrica de 0,65 amperios de intensidad pasa a +2 través de una solución que contiene iones Cu , durante 2 horas 39 minutos y 30 segundos. El peso de cobre que se deposita es de 2,048 g. Hallar el equivalente gramo del cobre. (Cu = 63,54 g) A) 96,5 g B) 31,77 g C) 65,85 g D) 25,00 g E) 122,4 g 12. Se usa corriente de 10 amperios durante 1 hora, 21 minutos y 5 segundos para hacer un niquelado utilizando una solución de NiSO4. El rendimiento de la corriente es del 60%. Calcular el número de gramos Níquel que se deposita en el cátodo. P.A. (Ni = 58,7g) A) 8,88 g B) 4,04 g C) 17,76 g D) 5,87 g E) 2,93 g
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