G U Í A D I DÁ C T I C A
UNIDAD
10
Cálculos químicos 4
O S E
CONTENIDO
1 Programación de aula* . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2
2 Sugerencias didácticas Presentación de la unidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Contenidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Trabajo en el laboratorio . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Pon a prueba tus competencias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Inclu In cluye ye una una Matriz Matriz de evaluación de competencias . . . . . . . . . .
6 6-77 67 8 9
3 Actividades de refuerzo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10 4 Actividades de ampliación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12 5 Propuestas de evaluación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 6 Solucionario de la unidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 * Es Esta ta pr prog ogrram amac ació ión n y la co conc ncrrec eció ión n cu curr rric icul ular ar de tu co comu muni nida dad d au autó tóno noma ma po podr drás ás en enco cont ntra rarrla lass en el CD Programación y en . m>.
Programación Progr amación de aula Unidad
10 Cálculos
químicos
La uni unidad dad des desarr arrolla olla y pr profu ofundi ndiza za en alg alguno unoss con concep ceptos tos y pr proce ocedim dimien ientos tos est estudi udiado adoss en el cur curso so ant anterio eriorr. Por ejem ejemplo plo,, la le leyy de la co cons nser erva vaci ción ón de la ma masa sa se co comp mple leta ta co conn la ley de la lass pr prop opor orci cion ones es de defi fini nida dass y la lass ley eyes es vo volu lumé métr tric icas as.. Se in intr trod oduc ucee la hi hipó póte tesi siss de Av Avog ogad adrro y el co conc ncep epto to de “m “mol ol”. ”. A co cont ntin inua uaci ción ón se de defi fine ne la co conc ncen entr trac ació iónn mo mola larr de la lass diso di solu lucio cione nes, s, qu quee ha hace ce us usoo de es este te co conc ncep epto to.. Se de desc scrib riben en lo loss cá cálc lcul ulos os co conn ma masa sass en re reac accio cione ness qu quím ímic icas as,, in incl clui uido doss lo loss cá cálc lcul ulos os co conn rea eact ctiv ivoo lim limit itan ante te.. A co cont ntin inua ua-ción ci ón se in intr trod oduc ucee la ley de lo loss ga gase sess id idea ealles y se de desc scri ribe benn lo loss cá cálc lcul ulos os co conn vo volú lúme mene ness de ga gase sess en la lass rea eacc ccio ione ness qu quíímicas. Fina Fi nalm lmen ente te se ab abor orda dann lo loss cá cálc lcul ulos os a pa part rtir ir de fó fórm rmul ulas as:: de dete term rmin inac ació iónn de fó fórm rmul ulas as em empír píric icas as y mo mole lecu cula lare res, s, co comp mpoosici si ción ón ce cent ntes esim imal al y de dete term rmin inaci ación ón de la fó fórm rmul ulaa de un hi hidr drat ato; o; es este te úl últi timo mo cá cálc lcul uloo pu pued edee co cons nsid ider erar arse se de am ampl plia iació ción, n, si bie bienn es fá fácil cilme ment ntee re real aliz izab able le un unaa ex expe perie rienc ncia ia de la labo bora rato torio rio so sobr bree es este te te tema ma.. Loss co Lo cont nten enid idos os es está tánn re rela lacio ciona nado doss co conn lo loss bl bloq oque uess de dell cu currí rrícu culo lo of ofic icia ial, l, Estructura Estructura y propiedades de las sustancias. Lass co La comp mpet eten enci cias as qu quee se tr trab abaj ajan an es espe peci cial alme ment ntee en es esta ta un unid idad ad so sonn la co compe mpeten tencia cia en com comuni unicac cación ión lin lingüí güíst stica ica,, la competen comp etencia cia matemá matemática tica,, la co comp mpet eten enci ciaa en el co cono noci cimi mien ento to y la in inte tera racc cció iónn co conn el mu mund ndoo fí físi sico co,, el tr trata atamie miento nto de la inform inf ormaci ación ón y com compet petenc encia ia dig digita itall, y l a co compe mpeten tencia cia par paraa apr aprend ender er a apr aprend ender er..
OBJETIVOS
CRITERIOS DE EVALUACIÓN
1. Esta Establ blec ecer er la lass ba base sess ex expe peri rime menntales de la química que, po possterior ri orme ment nte, e, le pe perm rmit itie ierron de dessarrrol ar olla lars rsee co como mo ci cien enci cia, a, y ap apli li-carlas carl as a pr proces ocesos os quím químico icoss re reale ales. s.
1.1. Ap Aplic licar ar la lass le leye yess de la co cons nserv ervac ación ión de la
2. Interp Interpre reta tarr la lass ecu ecuaci acion ones es qu quími ími-cass y re ca real aliza izarr cá cálc lcul ulos os es este tequ quio io-métricos métr icos sen sencill cillos, os, tan tanto to con masass co sa como mo co conn vo volú lúme mene nes. s.
Util iliz izar ar el co conc ncep epto to de “m “mol ol”” y de “m “mas asaa 2.1. Ut
4. Extr Extrae aerr la in info form rmac ació iónn co cont nten enida ida en un unaa fó fórm rmul ulaa qu quím ímic ica. a.
4.1. Det Determ ermina inarr com compos posicio iciones nes cen centes tesima ima--
masa y de la masa lass pr propo oporc rcio ione ness fi fija jass a dis disti tinntas reac reacciones ciones quími químicas. cas. Aplic licar ar la lass le leye yess en entr tree vo volú lúme mene ness ga gase se-1.2. Ap ososs a dis oso distin tintas tas re reacc accion iones es quí químic micas. as.
molar” para est molar” establ ablecer ecer rel relacion aciones es mas masaamasaa en las re mas reacc accion iones es quí químic micas. as. 2.2. Em Empl plea earr el co conc ncep epto to de “m “mol ol”” y la ley de loss ga lo gase sess id idea eale less pa para ra es esta tabl blec ecer er rel elaaciones volum volumen-vol en-volumen umen y masamasa-volume volumenn en las re reacc accion iones es quí químic micas. as.
COMPETENCIAS BÁSICAS
• Com Compe pete tennci ciaa en com omuunicación lingüís lingüística. tica. • Co Comp mpet eten encia cia ma mate temá mátic tica. a. • Co Comp mpet eten enci ciaa en el co cono noci ci-mien mi ento to y la in inte tera racc cción iónco conn el mu mund ndoo fí físic sico. o. • Tra rata tami mien ento to de la in info form rmaación y com compet petenci enciaa digi digital tal.. • Co Comp mpet eten enci ciaa pa para ra ap aprren en-der a apr aprend ender er..
les y fór lesy fórmu mulas las emp empíri íricas casyy mol molecu ecular lares, es, incluida clu ida la fó fórm rmul ulaa de un hi hidr drat ato. o.
CONTENIDOS Relaci Rela cion ones es en entr tree ma massas en la lass rea eaccci cion ones es qu quím ímic icas as:: ley eyes es de la co cons nser erva vaci ción ón de la ma masa sa (L (Lav avoi oisi sier er)) y de la lass proporci prop orciones ones defin definidas idas (Pr (Proust oust). ). – In Inte terpr rpret etar ar la si simb mbol olog ogía ía qu quím ímic ica. a. – Us Usar ar co conn pr prec ecis isió iónn la lass ma magn gnit itud udes es y un unid idad ades es pr propi opias as de la qu quím ímic ica. a. El co com mpo port rtam amie iennto de los ga gase ses: s: ley de Ga Gayy-Lu Lusssa sacc e hipóte hip ótesis sis de Av Avoga ogadr dro. o. El co conc ncep epto to de “m “mol ol”. ”. Nú Núme merro de Av Avog ogad adro ro.. Ma Masa sass at atóómicaa y mol mic molecu ecular lar.. Ajust Aju stee e int interp erpre retac tación ión de ecu ecuacio aciones nes quí químic micas. as. – Uti Utiliz lizar ar téc técnic nicas as par paraa aju ajusta starr cor corre recta ctamen mente te ecu ecuaci acioones quí químic micas. as. 2
U ni ni da da d 1 0
Cálculos Cálcu los quími químicos cos
Cálcul Cálc ulos os co conn ma masa sass en la lass rea eacc ccio ione ness qu quím ímic icas as.. Co Conncepto cep to de re react activo ivo lim limita itante nte.. – Utilizar el concepto de “mol” para establecer la noción noc ión de re react activo ivo lim limita itante nte.. Los ga gase ses: s: le leye yess de Bo Boyl yle, e, Ch Char arle less y Ga Gayy-Lu Luss ssac. ac. Ec Ecua ua-ciónn de lo ció loss ga gase sess id idea eale les. s. Volu olume menn mo molar lar.. Cálc Cá lcul ulos os co conn ma masa sass y vo volú lúme mene ness en la lass re reac acci cion ones es qu quíímicas. – Ap Apli lica carr el co conc ncep epto to de “m “mol ol”” pa para ra es esta tabl blec ecer er re rela laci cioones mas masa-m a-masa asa,, mas masa-v a-volu olumen men y vol volume umen-v n-volu olumen men en re reacc accion iones es quí químic micas. as. Cálculos con fórmulas: fórmula empír íriica y fórmula molecular, mole cular, compo composición sición cent centesima esimal.l.
Programación Progr amación de aula Unidad
10 Cálculos
químicos
La uni unidad dad des desarr arrolla olla y pr profu ofundi ndiza za en alg alguno unoss con concep ceptos tos y pr proce ocedim dimien ientos tos est estudi udiado adoss en el cur curso so ant anterio eriorr. Por ejem ejemplo plo,, la le leyy de la co cons nser erva vaci ción ón de la ma masa sa se co comp mple leta ta co conn la ley de la lass pr prop opor orci cion ones es de defi fini nida dass y la lass ley eyes es vo volu lumé métr tric icas as.. Se in intr trod oduc ucee la hi hipó póte tesi siss de Av Avog ogad adrro y el co conc ncep epto to de “m “mol ol”. ”. A co cont ntin inua uaci ción ón se de defi fine ne la co conc ncen entr trac ació iónn mo mola larr de la lass diso di solu lucio cione nes, s, qu quee ha hace ce us usoo de es este te co conc ncep epto to.. Se de desc scrib riben en lo loss cá cálc lcul ulos os co conn ma masa sass en re reac accio cione ness qu quím ímic icas as,, in incl clui uido doss lo loss cá cálc lcul ulos os co conn rea eact ctiv ivoo lim limit itan ante te.. A co cont ntin inua ua-ción ci ón se in intr trod oduc ucee la ley de lo loss ga gase sess id idea ealles y se de desc scri ribe benn lo loss cá cálc lcul ulos os co conn vo volú lúme mene ness de ga gase sess en la lass rea eacc ccio ione ness qu quíímicas. Fina Fi nalm lmen ente te se ab abor orda dann lo loss cá cálc lcul ulos os a pa part rtir ir de fó fórm rmul ulas as:: de dete term rmin inac ació iónn de fó fórm rmul ulas as em empír píric icas as y mo mole lecu cula lare res, s, co comp mpoosici si ción ón ce cent ntes esim imal al y de dete term rmin inaci ación ón de la fó fórm rmul ulaa de un hi hidr drat ato; o; es este te úl últi timo mo cá cálc lcul uloo pu pued edee co cons nsid ider erar arse se de am ampl plia iació ción, n, si bie bienn es fá fácil cilme ment ntee re real aliz izab able le un unaa ex expe perie rienc ncia ia de la labo bora rato torio rio so sobr bree es este te te tema ma.. Loss co Lo cont nten enid idos os es está tánn re rela lacio ciona nado doss co conn lo loss bl bloq oque uess de dell cu currí rrícu culo lo of ofic icia ial, l, Estructura Estructura y propiedades de las sustancias. Lass co La comp mpet eten enci cias as qu quee se tr trab abaj ajan an es espe peci cial alme ment ntee en es esta ta un unid idad ad so sonn la co compe mpeten tencia cia en com comuni unicac cación ión lin lingüí güíst stica ica,, la competen comp etencia cia matemá matemática tica,, la co comp mpet eten enci ciaa en el co cono noci cimi mien ento to y la in inte tera racc cció iónn co conn el mu mund ndoo fí físi sico co,, el tr trata atamie miento nto de la inform inf ormaci ación ón y com compet petenc encia ia dig digita itall, y l a co compe mpeten tencia cia par paraa apr aprend ender er a apr aprend ender er..
OBJETIVOS
CRITERIOS DE EVALUACIÓN
1. Esta Establ blec ecer er la lass ba base sess ex expe peri rime menntales de la química que, po possterior ri orme ment nte, e, le pe perm rmit itie ierron de dessarrrol ar olla lars rsee co como mo ci cien enci cia, a, y ap apli li-carlas carl as a pr proces ocesos os quím químico icoss re reale ales. s.
1.1. Ap Aplic licar ar la lass le leye yess de la co cons nserv ervac ación ión de la
2. Interp Interpre reta tarr la lass ecu ecuaci acion ones es qu quími ími-cass y re ca real aliza izarr cá cálc lcul ulos os es este tequ quio io-métricos métr icos sen sencill cillos, os, tan tanto to con masass co sa como mo co conn vo volú lúme mene nes. s.
Util iliz izar ar el co conc ncep epto to de “m “mol ol”” y de “m “mas asaa 2.1. Ut
4. Extr Extrae aerr la in info form rmac ació iónn co cont nten enida ida en un unaa fó fórm rmul ulaa qu quím ímic ica. a.
4.1. Det Determ ermina inarr com compos posicio iciones nes cen centes tesima ima--
masa y de la masa lass pr propo oporc rcio ione ness fi fija jass a dis disti tinntas reac reacciones ciones quími químicas. cas. Aplic licar ar la lass le leye yess en entr tree vo volú lúme mene ness ga gase se-1.2. Ap ososs a dis oso distin tintas tas re reacc accion iones es quí químic micas. as.
molar” para est molar” establ ablecer ecer rel relacion aciones es mas masaamasaa en las re mas reacc accion iones es quí químic micas. as. 2.2. Em Empl plea earr el co conc ncep epto to de “m “mol ol”” y la ley de loss ga lo gase sess id idea eale less pa para ra es esta tabl blec ecer er rel elaaciones volum volumen-vol en-volumen umen y masamasa-volume volumenn en las re reacc accion iones es quí químic micas. as.
COMPETENCIAS BÁSICAS
• Com Compe pete tennci ciaa en com omuunicación lingüís lingüística. tica. • Co Comp mpet eten encia cia ma mate temá mátic tica. a. • Co Comp mpet eten enci ciaa en el co cono noci ci-mien mi ento to y la in inte tera racc cción iónco conn el mu mund ndoo fí físic sico. o. • Tra rata tami mien ento to de la in info form rmaación y com compet petenci enciaa digi digital tal.. • Co Comp mpet eten enci ciaa pa para ra ap aprren en-der a apr aprend ender er..
les y fór lesy fórmu mulas las emp empíri íricas casyy mol molecu ecular lares, es, incluida clu ida la fó fórm rmul ulaa de un hi hidr drat ato. o.
CONTENIDOS Relaci Rela cion ones es en entr tree ma massas en la lass rea eaccci cion ones es qu quím ímic icas as:: ley eyes es de la co cons nser erva vaci ción ón de la ma masa sa (L (Lav avoi oisi sier er)) y de la lass proporci prop orciones ones defin definidas idas (Pr (Proust oust). ). – In Inte terpr rpret etar ar la si simb mbol olog ogía ía qu quím ímic ica. a. – Us Usar ar co conn pr prec ecis isió iónn la lass ma magn gnit itud udes es y un unid idad ades es pr propi opias as de la qu quím ímic ica. a. El co com mpo port rtam amie iennto de los ga gase ses: s: ley de Ga Gayy-Lu Lusssa sacc e hipóte hip ótesis sis de Av Avoga ogadr dro. o. El co conc ncep epto to de “m “mol ol”. ”. Nú Núme merro de Av Avog ogad adro ro.. Ma Masa sass at atóómicaa y mol mic molecu ecular lar.. Ajust Aju stee e int interp erpre retac tación ión de ecu ecuacio aciones nes quí químic micas. as. – Uti Utiliz lizar ar téc técnic nicas as par paraa aju ajusta starr cor corre recta ctamen mente te ecu ecuaci acioones quí químic micas. as. 2
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Cálculos Cálcu los quími químicos cos
Cálcul Cálc ulos os co conn ma masa sass en la lass rea eacc ccio ione ness qu quím ímic icas as.. Co Conncepto cep to de re react activo ivo lim limita itante nte.. – Utilizar el concepto de “mol” para establecer la noción noc ión de re react activo ivo lim limita itante nte.. Los ga gase ses: s: le leye yess de Bo Boyl yle, e, Ch Char arle less y Ga Gayy-Lu Luss ssac. ac. Ec Ecua ua-ciónn de lo ció loss ga gase sess id idea eale les. s. Volu olume menn mo molar lar.. Cálc Cá lcul ulos os co conn ma masa sass y vo volú lúme mene ness en la lass re reac acci cion ones es qu quíímicas. – Ap Apli lica carr el co conc ncep epto to de “m “mol ol”” pa para ra es esta tabl blec ecer er re rela laci cioones mas masa-m a-masa asa,, mas masa-v a-volu olumen men y vol volume umen-v n-volu olumen men en re reacc accion iones es quí químic micas. as. Cálculos con fórmulas: fórmula empír íriica y fórmula molecular, mole cular, compo composición sición cent centesima esimal.l.
Programación de aula
ORIENTACIONES METODOLÓGICAS 1. Con Conoci ocimie miento ntoss pr previ evios os Los al Los alum umno noss de debe benn sa sabe berr qu quee to todo do el un univ iver erso so es está tá fo form rmad adoo po porr los mi mism smos os át átom omos os y mo molé lécu cula las, s, y de debe benn se serr co cons ns-cien ci ente tess de qu quee la qu quím ímic icaa es la ci cien enci ciaa qu quee es estu tudi diaa la ma mate teri riaa y su suss ca camb mbio ios, s, y rec ecor orda darr qu quee los el elem emen ento toss so sonn co collec ec-cion ci ones es de át átom omos os ig igua uale les, s, qu quee lo loss át átom omos os se un unen en for orma mand ndoo mo molé lécu cula lass o cr cris ista tale les, s, y qu quee lo loss co comp mpue uest stos os es está tánn for or-mados mad os por áto átomos mos dif difer erent entes. es.
2. Pr Prev evis isió iónn de di difi ficu cult ltad ades es Alguna Algu nass dif dificu icult ltad ades es qu quee lo loss alu alumn mnos os pu pued eden en en enco cont ntra rarr en es esta ta un unid idad ad so sonn la lass si sigu guie ient ntes es:: El aj ajus uste te de re reac accio cione ness qu quím ímic icas as – La co comp mprren ensi sión ón de la ley de la lass pr prop opor orci cion ones es de defi fini nida dass – La hi hipó póte tesi siss de Av Avog ogad adrro – Los mé méto todo doss de pr prep epar arac ació iónn de di diso solu luci cion ones es de un unaa co conc ncen entr trac ación ión de dese sead adaa – Los cá cálc lcul ulos os co conn re reac acti tivo voss lim limit itan ante tess – La de dete term rmin inac ació iónn de fó fórm rmul ulas as qu quím ímic icas as
3. Vi Vinc ncul ulac ació iónn co conn ot otra rass ár área eass • Cien méto todo do cie cient ntíf ífic icoo se ut utili iliza za en to toda dass la lass di disc scipl iplin inas as de cie cienc ncia ias: s: qu quím ímic ica, a, fí físi sica ca,, as astr trooCienci cias as de la Na Natu tura rale leza za.. El mé nomí no mía, a, bi biol olog ogía ía,, ge geol olog ogía ía,, et etc. c.;; po porr el ello lo,, la vin vincu cula laci ción ón de es esta ta un unid idad ad co conn la lass Ci Cien encia ciass de la Na Natu tura rale leza za es ob obvia via.. Los cálc cá lcul ulos os qu quím ímic icos os so sonn de vi vita tall im impo port rtan anci ciaa en la Bi Biol olog ogía ía y la Ge Geol olog ogía ía,, as asíí co como mo en ci cien enci cias as af afin ines es.. • Len Empl pleo eo de dell co cont ntex exto to ve verb rbal al y no ve verb rbal al,, y de la lass reg egla lass de or orto togr graf afía ía y pu punt ntua uaci ción ón.. Lengua gua Cas Castel tellan lanaa y Lit Liter eratu atura. ra. Em La le lect ctur uraa co comp mpre rens nsiv ivaa del te text xto, o, as asíí co como mo de lo loss en enun uncia ciados dos de lo loss pr prob oble lema mass y ej ejer ercic cicio ios. s. • Matemáticas. Util Utiliza ización ción de est estrat rategia egiass en la re resol soluci ución ón de pr probl oblema emass y tra traduc ducció ciónn de ex expr presi esione oness del len lengua guaje je cot cotiidian di ano, o, de lo loss en enun unci ciad ados os de lo loss pr prob oble lema mas, s, al le leng ngua uaje je al alge gebr brai aico co.. Rec Recog ogid idaa de in info form rmac ació ión, n, pr pres esen enta tació ciónn y pr proc oceesamien sam iento to de dat datos os num numéri éricos cos.. • Tecnología. La te tecn cnol ologí ogíaa co cons nstr truy uyee di disp spos osit itiv ivos os,, co como mo la lass ba bala lanz nzas as de pr prec ecis isió ión, n, pa para ra re reali aliza zarr me medid didas as de pa pará ráme me-tros tr os qu quím ímic icos os re rela laci cion onad ados os co conn las re reac acci cion ones es y la co comp mpos osici ición ón qu quím ímic icaa de su sust stan anci cias as.. • Leng Búsq sque ueda da de in info form rmac ació iónn en ot otro ro id idio ioma ma.. Lengua ua extr extranjer anjera. a. Bú
4. Tempor emporalizac alización ión Para el de Para desa sarr rrol olllo de es esta ta un unid idad ad se rec ecom omie iend ndaa la or orga gani niza zaci ción ón de dell tr trab abaj ajoo en un mí míni nimo mo de desiete siete sesio sesiones nes distribuidass del si da sigu guie ient ntee mo modo do:: Página Pág inass ini inicia ciales les (una ses sesión ión).). Lo que vas a aprender . Desarrolla tus competencias. Experimenta. Epíg ígrrafes 1 a 6 y Resumen (cuatr ). Con Conten tenido idos. s. Res Resolu olución ción de ejer ejercici cicios os pr propu opuest estos. os. Res Resolu olución ción de act activid ividaacuatroo sesion sesiones es). des. ). Ex Expl plic icac ació iónn y de desa sarr rrol ollo lo de la pr prác ácti tica ca.. Trabajo en el laboratorio (una ses sesión ión). Pon a prueba tus competencias (una ses sesión ión).). Aplica lo aprendido. Lee y comprende. Utiliza las TIC .
5. Su Suge gerren enci cias as de ac acti tivi vida dades des Comp Co mpro roba bació ciónn ex expe perim rimen enta tall de las le leye yess de La Lavo vois isie ierr y Pr Prou oust st..
6. Re Refu fuer erzo zo y am ampl plia iaci ción ón Los dis distin tintos tos es estil tilos os de apr aprend endiza izaje je y las dif difer erent entes es ca capac pacida idades des del alu alumn mnado ado pu puede edenn pr preci ecisar sar de pr propu opues estas tas par paraa afi afiananzarr y ref za efor orza zarr al algu guno noss co cont nten enid idos os.. Se su sugi gier eree re real aliz izar ar la lass ac acti tivid vidad ades es de re refu fuer erzo zo qu quee ap apar arec ecen en en es este te cu cuad adern erno. o. La ne nece cesi sida dadd de at aten ende derr a al alum umno noss qu quee mu mues estr tren en un unaa de dest strrez ezaa es espe peci cial al pa para ra la co cons nsol olid idac ació iónn de lo loss co conc ncep epto toss de la unid un idad ad ha hace ce pr prec ecis isoo el pl plan ante team amie ient ntoo de ac acti tivid vidad ades es de am ampli pliac ació ión. n. Se su sugi gier eree re reali aliza zarr las ac acti tivi vida dades des de am ampl plia iació ciónn quee ap qu apar arec ecen en en es este te cu cuad ader erno no..
Cálculos Cálcu los químic químicos os
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Programación de aula
CONTRIBUCIÓN DE LA UNIDAD A LA ADQUISICIÓN DE LAS COMPETENCIAS BÁSICAS Competencia en comunicación lingüística A través de los textos que se proponen al principio y al cierre de la unidad se trabaja lacomunicación escrita. De este modo se permiten el conocimiento y la comprensión de diferentes tipos de textos, así como la adquisición del hábito de la lectura y el disfrute con ella. En la sección Lee y comprende se trabaja la posible incorporación de nuevas palabras en el lenguaje del alumno. Asimismo se trabaja la recopilación de información, la interpretación y comprensión de textos, y su escritura.
Competencia matemática A lo largo de la unidad, los alumnos trabajan continuamente con multitud de herramientas relacionadas con la medición, el cálculo de magnitudes y la interpretación de gráficas para la resolución de problemas basados en la aplicación de expresiones matemáticas. Muchas de ellas se encuentran en contextos de la vida real.
Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico En esta unidad se contribuye a la adquisición de la competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico mediante la descripción de los cálculos con masas y volúmenes con los reactivos y productos en las reacciones químicas. En la sección Pon a prueba tus competencias , la actividad “El aluminio” muestra las distintas facetas de la explotación industrial de este metal, incluidos los problemas de orden ético cuando dicha explotación afecta a comunidades de personas.
Tratamiento de la información y competencia digital A lo largo de toda la unidad, los alumnos encontrarán referencias a la página web librosvivos.net, en la que podrán hacer uso de las herramientas tecnológicas, así como diversas llamadas a páginas web que proponen al alumno la obtención, transformación y comunicación de la información.
Competencia social y ciudadana Los problemas medioambientales de diversas explotaciones de productos químicos acaban generando problemas sociales. Mediante un compromiso democrático y solidario con la realidad personal y social, la unidad propone actitudes individuales y colectivas solidarias con problemas sociales (reciclado, ahorro, consumo responsable y solidario, etc.).
Competencia para aprender a aprender La sección Trabajo en el laboratorio permite a los alumnos construir su propio conocimiento mediante la aplicación sistemática del método científico. También aprenderán a administrar el tiempo y el esfuerzo en su quehacer en el laboratorio, al igual que las numerosas propuestas de búsqueda de información que existen en la unidad. Además, la unidad permite tomar conciencia y control de las propias capacidades, pues los alumnos disponen de una autoevaluación para aprender de sus propios errores y autorregularse con responsabilidad y compromiso personal.
Autonomía e iniciativa personal En la sección Trabajo en el laboratorio , los alumnos desarrollarán su capacidad para planificar y realizar proyectos al planificar, gestionar tiempos y tareas, afrontar los problemas de forma creativa, aprender de los errores, reelaborar los planteamientos previos, elaborar nuevas ideas, buscar soluciones y llevarlas a la práctica. Además, desarrollarán su capacidad de liderazgo realizando actividades en grupo.
Competencia cultural y artística En la sección Pon a prueba tus competencias, la actividad “El aluminio” propone a los alumnos la investigación de artistas que utilicen este metal en sus obras de arte, lo que les permitirá conocer y valorar críticamente diferentes manifestaciones culturales y artísticas.
Otras competencias de carácter transversal
Aprender a pensar Las actividades de la sección Pon a prueba tus competencias harán reflexionar a los alumnos acerca de los problemas de todo tipo que acarrean la posesión y utilización de los recursos naturales, la necesidad de reciclar y sobre la necesidad de crear nuevas formas de consumo sostenible.
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Cálculos químicos
Programación de aula
TRATAMIENTO ESPECÍFICO DE LAS COMPETENCIAS BÁSICAS EN LA UNIDAD A lo largo de la unidad se trabajan diversas competencias. Sin embargo, sugerimos un itinerario en el que se han seleccionado cinco, con el objeto de llevar a cabo un trabajo metódico y un registro de ellas.
COMPETENCIA
SUBCOMPETENCIA
DESCRIPTOR
DESEMPEÑO
1.er nivel de concreción
2.º nivel de concreción
3.er nivel de concreción
4.º nivel de concreción
Comunicación escrita.
Competencia en comunicación lingüística
Competencia matemática
Conocer y comprender diferentes tipos de textos con distintas intenciones comunicativas.
Lee y comprende la información contenida en el texto, y responde correctamente a las preguntas relativas a él. Desarrolla tus competencias , página 207;
Pon a prueba tus competencias: Lee y comprende , página 227. Relación y aplicación del conocimiento matemático a la realidad.
Utilizar las matemáticas para el estudio y comprensión de situaciones cotidianas.
Realiza los cálculos adecuados para resolver problemas y cuestiones relacionadas con las sustancias químicas, su estructura y su aprovechamiento.
Actividades 1, 7, 9, 17, 20, 30 y 63.
Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico
Tratamiento de la información y competencia digital
Competencia para aprender a aprender
Medio natural y desarrollo sostenible.
Aplicación del método científico en diferentes contextos.
Uso de herramientas tecnológicas.
Construcción del conocimiento.
Comprender la influencia de las personas en el medioambiente a través de las diferentes actividades humanas y valorar los paisajes resultantes.
Conoce los problemas medioambientales que la obtención y el consumo de recursos ocasiona.
Realizar predicciones con los datos que se poseen, obtener conclusiones basadas en pruebas y contrastar las soluciones obtenidas.
Justifica predicciones y resultados relacionados con las cantidades de reactivos y productos en reacciones químicas. Experimenta , páginas 207, 208 y 213;
Identificar y utilizar las tecnologías de la información y la comunicación como medio de relación y comunicación, para transmitir y generar información y conocimiento, y como herramienta de aprendizaje, trabajo y ocio.
Utiliza las TIC para buscar, seleccionar y organizar la información necesaria para transmitir y generar información y conocimiento. Pon a prueba tus competencias: Utiliza las TIC ,
Obtener información, relacionarla e integrarla con los conocimientos previos y con la propia experiencia para generar nuevos conocimientos.
Trabaja en las prácticas de laboratorio y relaciona la información obtenida de forma experimental con los conceptos sobre los cálculos químicos que ya posee, afianzando y ampliando sus conocimientos. Trabajo en el laboratorio , página 221.
EDUCACIÓN EN VALORES Tanto los contenidos de la unidad como el trabajo específico por competencias permiten desarrollar otros aspectos que se recogen como educación en valores: – Se pueden abordar aspectos de la educación moral y cívica en el laboratorio mediante la promoción del trabajo en equipo y el respeto por las normas de seguridad, valorando el rigor científico en los experimentos o gestionando adecuadamente los residuos. – En esta unidad, eminentemente práctica, es conveniente insistir sobre las precauciones en el manejo del material y de los productos químicos, y seguir correctamente las normas de seguridad y de manejo, abordando con ello la educación para la salud y la educación moral y cívica. Con ayuda de alguna reacción química apropiada se puede abordar la educación para la conservación medioambiental.
Pon a prueba tus competencias: Aplica lo aprendido , y Lee y comprende , páginas 226 y 227; actividades 10 y 35.
actividades 3, 4, 9, 21, 26, 44, 55 y 57.
página 227; actividad 35.
MATERIALES DIDÁCTICOS LABORATORIO
– Granalla de cinc, HCl 6 mol/L, NaHCO3, azufre y hierro en polvo. – Un erlenmeyer, un tapón, un vaso, una varilla, un tubo de ensayo, un trípode, tela metálica, un mechero y una balanza. INTERNET
: recursos didácticos interactivos para profesores y alumnos. : propuestas didácticas. : plataforma educativa. : materiales para el profesor. Cálculos químicos
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Sugerencias didácticas Presentación de la unidad La sección Desarrolla tus competencias presenta la unidad con un texto de Lavoisier, al que se debe dar la importancia que tiene en el desarrollo de la química moderna y su nacimiento como ciencia. Desde un punto de vista histórico se cree que fue el primer científico que utilizó de forma sistemática la medida con precisión de las masas de las sustancias que intervenían en las reacciones químicas. Conviene destacar que fue un hombre ligado a su época, la Revolución francesa, y que su inicial entusiasmo hacia ella le llevó, debido a los vertiginosos cambios acontecidos, a morir ajusticiado.
Hay que tener en cuenta que Lavoisier publicó sus estudios antes de que Dalton enunciase su teoría atómica. En la sección Experimenta se propone una actividad en la que los alumnos deben pesar y medir masas de sustancias y volúmenes de disoluciones de forma exacta. En ese sentido, deben seguir las enseñanzas de Lavoisier y acostumbrarse a actuar así. En la web indicada, los alumnos pueden encontrar la explicación a los cambios de color que se producen en una disolución: la oxidación o reducción de las sustancias de un equilibrio produce su desplazamiento y los cambios de color observados (aunque su total comprensión solo será posible en el nivel de bachillerato).
1. Las leyes ponderales y volumétricas La ley de la conservación de la masa, justificada mediante la teoría atómica de Dalton con un modelo de bolas de los átomos (no se necesita más para ello), es generalmente bien aceptada y comprendida por los alumnos. Es suficiente ajustar una reacción y representar el modelo de bolas de las sustancias que intervienen en ella para describir cómo los átomos se conservan y solo cambian de sitio. A partir de ahí, la justificación de la ley empírica de Lavoisier es evidente. La ley de Proust sobre las proporciones definidas, también empírica, y enunciada antes de la teoría atómica de Dalton, resulta algo más compleja para los alumnos.
Es interesante ligar esta ley a la estabilidad de las fórmulas de los compuestos químicos: un compuesto siempre presenta la misma fórmula y, por tanto, la proporción en la que se combinan los elementos para su formación también es constante. Las leyes volumétricas, también empíricas, muestran relaciones entre volúmenes de gases que reaccionan entre sí. Lo más interesante es mostrar la contradicción que existía entre las medidas experimentales de volúmenes de gases y la teoría de Dalton que consideraba los gases formados por partículas monoatómicas. En LIBROSVIVOS.NET se puede reproducir un vídeo que ayudará a afianzar estos conceptos.
2. Hipótesis de Avogadro. El concepto de mol Conviene destacar que la hipótesis de Avogadro se sustenta en considerar que en un gas, las partículas que lo forman tienen un volumen despreciable frente al volumen total que ocupa el gas. Así, da igual que el gas esté formado por unas u otras partículas; el volumen total no depende del tipo de gas. Hay que destacar que la definición de mol relaciona el mundo microscópico de los átomos y las moléculas con el
macroscópico de las medidas de masas y volúmenes en el laboratorio, y que la determinación, por métodos indirectos, del número de Avogadro, ligado al concepto de mol, solo fue posible en 1865. Los alumnos tienden a confundir los conceptos de “masa molar” y “masa molecular”. Aunque el número que las expresa es el mismo, conviene aclarar en lo posible la diferencia.
3. El mol y la concentración de las disoluciones En este curso, después de repasar la expresión de la concentración de las disoluciones en % en masa y en g/L, se debe introducir el valor de la concentración molar (expresada en mol/L). Es interesante destacar que, por ejemplo, la notación 2 M o 0,25 M está en desuso y la IUPAC la desaconseja.
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Cálculos químicos
Los alumnos deberían resolver algún problema práctico sobre la preparación de un volumen de disolución de concentración deseada de un ácido, a partir de una disolución comercial de ese ácido, de la que generalmente se conoce la densidad, la riqueza en masa y la masa molar. La resolución teórica del problema y su posterior realización en el laboratorio ayudará a aclarar los conceptos y procedimientos.
Sugerencias didácticas
4. Cálculos con masas en las reacciones químicas Conviene realizar ejercicios de ajuste de reacciones químicas e interpretar, desde los puntos de vista microscópico y macroscópico, el significado de las reacciones químicas ajustadas. Los cálculos de masas en las reacciones químicas se pueden sistematizar bastante utilizando esquemas de cálculo como el presentado en el margen de la página 214. Aunque es posible resolver los ejercicios propuestos sin utilizar estos esquemas, no cabe duda de que ayudan a una resolución más ordenada de los mismos. Asimismo, la ordenación de los cálculos en tablas como las propuestas en el libro de texto también resultan útiles en esta sistematización.
El concepto de “reactivo limitante” es básico. Si el alumno es capaz de resolver cálculos con reactivos limitantes, se puede considerar que ha entendido adecuadamente estos conceptos. Conviene comenzar calculando solo moles de sustancias reaccionantes y, posteriormente, realizar otras actividades donde se expresen los resultados en gramos. El utilizar símiles como el presentado en el margen de la página 215 ayudará a la mejor comprensión del concepto.
5. La ecuación de los gases ideales. Cálculos con gases Partiendo de las leyes volumétricas experimentales de los gases se establece la denominada ecuación de estado de los gases ideales, que define el estado de una masa de gas mediante valores de las variables p, V y T . En cualquier cálculo con reacciones químicas en el que aparezcan gases, hay que considerar siempre las condiciones de presión y temperatura en las que se hacen las mediciones del volumen de los gases que intervienen. La IUPAC actualmente considera condiciones normales de temperatura y presión a 0 °C y 1 bar, y en esas condicio-
nes, 1 mol de cualquier gas ocupa 22,7 L (hasta ahora siempre se hautilizado el valor de 22,4L para 0 °C y 1 atm). Esto es debido a la dificultad de establecer el valor de 1 atm. En los cálculos conviene utilizar un esquema de cálculo como el del margen de la página 217: se realiza la estequiometría con moles y, posteriormente, se transforman en litros. En LIBROSVIVOS.NET puedes reproducir un vídeo con el modelo de una reacción en la que intervienen gases.
6. Cálculos con fórmulas químicas Estos cálculos tienen su fundamento en la ley de Proust y se plantean fundamentalmente de dos tipos: analizar una fórmula dada (composiciones centesimales, etc.) o establecer una fórmula a partir de composiciones en masa. La resolución de casos prácticos ayudará a fijar los conceptos y a automatizar el procedimiento. De forma análoga a los cálculos con masas y volúmenes, ahora también resulta útil seguir un esquema de cálculo como el mostrado en el margen de la página 218.
La determinación de la fórmula de un hidrato es una variante de este tipo de cálculos que, aunque desde el punto de vista conceptual no añade nada más, supone un paso más de dificultad. Se puede realizar en el laboratorio la determinación de la fórmula de un hidrato como el sulfato de cobre(II) pentahidratado y comprobar experimentalmente los cálculos teóricos realizados.
Trabajo en el laboratorio Se propone una actividad de laboratorio en la que se va a comprobar experimentalmente el cumplimiento de las leyes de Lavoisier y Proust. La experiencia permite traba jar la competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico a través de la aplicación del método científico en diferentes contextos.
Los alumnos se acostumbrarán a analizar los resultados obtenidos buscando las posibles causas de las discrepancias con las previsiones teóricas.
Cálculos químicos
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Sugerencias didácticas
PON A PRUEBA TUS COMPETENCIAS APLICA LO APRENDIDO
LEE Y COMPRENDE
El aluminio
La crisis de las tierras raras
La actividad permite trabajar distintos aspectos relacionados con el medioambiente. Uno es la escasez y la sobreexplotación de los recursos naturales y cómo genera conflictos en distintas comunidades humanas. El vídeo La mina: historia de una montaña sagrada muestra uno de estos conflictos. El elevado gasto energético producido en la fabricación del aluminio a partir de sus menas hace que su reciclado sea muy importante. El aluminio es uno de los metales cuyo reciclado es más deseable y también factible, ya que generalmente no se oxida a la intemperie. Al margen de los aspectos medioambientales relacionados con el aluminio, los alumnos pueden investigar las diversas aplicaciones actuales y futuras, y sus aleaciones.
La lectura muestra el interés económico que están adquiriendo los minerales que contienen los elementos químicos denominados tierras raras. La primacía que tiene China en relación con las reservas de estos minerales la sitúa en una posición de fuerza en el mercado. Intenta no exportar los minerales para su posterior transformación en otros países y realizar las transformaciones en su propio territorio, exportando productos de alta tecnología, como los imanes de neodimio. En el enlace http://eleconomista.com.mx/industria-global/ 2012/05/17/china-aprueba-exportar-mas-tierras-rarascalmar-criticas se puede encontrar más información sobre este conflicto.
UTILIZA LAS TIC Investiga más sobre las tierras raras
Después de responder a las cuestiones planteadas y de analizar el gráfico sobre la producción de minerales que contienen tierras raras, se puede plantear un debate sobre los aspectos económicos relacionados con su uso.
Las tierras raras, denominadas así principalmente por su escasez en el planeta, cada vez tienen más aplicaciones en la electrónica, para formar aleaciones o por sí mismas debido a las sorprendentes propiedades de algunas de ellas. La actividad propone un trabajo de investigación en grupos sobre estos elementos tan poco conocidos.
Notas
A continuación presentamos una matriz de evaluación que el profesor puede utilizar para evaluar el grado de consecución de las competencias básicas trabajadas a lo largo de la unidad. Además, en puede descargar una aplicación informática que le facilitará esta tarea. 8
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Cálculos químicos
ACTIVIDADES de REFUERZO Unidad 10
Cálculos químicos
1. Completa el esquema utilizando los siguientes conceptos: hipótesis de Avogadro, leyes ponderales entre masas , ley de la conservación de la masa, ley de las proporciones definidas, leyes volumétricas para gases , ley de los volúmenes de combinación. LAS REACCIONES QUÍMICAS permiten establecer
que permiten formular
2. El gráfico muestra la reacción entre hidrógeno y oxígeno para dar agua. a) ¿Qué color representa el hidrógeno y cuál el oxígeno? ¿A qué se debe la diferencia de tamaño? b) Escribe la reacción química entre ambos. c) Deduce y dibuja un modelo del resultado final.
3. Dada la reacción química de descomposición por calor representada en el dibujo, explica el proceso que tiene lugar y responde. a) ¿Por qué tiene distinto color inicial y final la sustancia del fondo del tubo? ¿Qué diferencia hay entre un proceso físico y uno químico? b) ¿Por qué si el agua aparece como H2O (g), se ve al final del tubo en forma de gotitas? c) ¿Se conserva la masa en la reacción?
e l b a i p o c o t o f a n i g á P
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Cálculos químicos
Cu(HCO3)2(S)
CuO(S) + 2CO2(g) + H2O(q)
H 2O
Cu(HCO3)2( S)
CuO
4. La siguiente figura muestra un modelo de reacción entre gases. a) ¿Qué ley volumétrica puede estar representada en el dibujo? b) ¿Sería posible que cada botella representara 1 kg de sustancia? ¿Y 1 mol? c) Si los volúmenes estuvieran medidos a 1 atm y 0 °C, ¿cuántas moléculas de oxígeno habría en la botella? d) ¿Cuántos gramos de agua se podrían obtener?
1 L
1 L
1 L
1 L
H2
O2
1 L
H2 H 2O
5. Siguiendo los movimientos del caballo de ajedrez y empezando por la sílaba destacada en el recuadro gris, podrás completar la definición de “reactivo limitante”.
AC
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PRO
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QUEL MÁ
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TO
TER CAN
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MA
TAN
MI
TI
SE
6. Completa la tabla siguiente Sustancia
Moles
Masa
Átomos N
C2H7N Cd(NO3)2
N.º de moléculas 2,5 ⋅ 1023
180 g
7. Determina las fórmulas empíricas siguientes. a) 53,3 % de K; 14,6 % de P; 30,1 % de O b) 62,1 % de C; 5,21 % de H; 12,1 % de N; 20,7 % de O
e l b a i p o c o t o f a n i g á P
Cálculos químicos
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ACTIVIDADES de AMPLIACIÓN Unidad 10
Cálculos químicos
1. La figura muestra los modelos de dos disoluciones en dos vasos distintos. a) ¿Qué ocurrirá si se mezclan ambas disoluciones? Interpreta el proceso y deduce el resultado final de la reacción sabiendo que uno de los componentes es gas y el otro es muy habitual en la cocina. b) Si reaccionan 10 g de HCl y otros tantos de NaHCO3, ¿cuál será el reactivo limitante? ¿Qué cantidad en masa se obtendrá de cada producto?
2. Analiza detenidamente el gráfico y las cifras que aparecen en él. a) ¿A qué magnitudes corresponden? b) ¿Qué ocurre del primero al segundo dibujo? ¿Cuál será el volumen final? ¿Con qué ley de los gases se puede relacionar el dibujo? c) ¿Cuántos moles de gas se hallan encerrados en el émbolo?
100 mm Hg
Cl H
OH
+
+
C
Cl -
H
O
OH
CO
Na+
HCl (aq)
300 K
Na+
NaHCO3 (aq)
100 mm Hg
600 K
V = 10 L
100 mm Hg
3. Dado el proceso NH3 + CO2 → (NH2)2 CO + H2O: a) Procede a su ajuste. b) Si reaccionan 2,5 mol de NH3 con 3,6 mol de CO2, ¿cuál será el reactivo limitante? ¿Qué cantidad de agua se obtendrá? ¿Cuánto reactivo sobrará? c) Si reaccionan 2,5 g de NH 3 con 3,6 g de CO2, ¿cuál será el reactivo limitante? ¿Qué cantidad de agua se obtendrá? d) Se hacen reaccionar 500 L de NH3 (g), medido a 0 °C y 1 atm, con la cantidad suficiente de CO 2. ¿Qué masa de agua se obtendrá si el rendimiento de la operación es de un 85 %?
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Unidad 10
Cálculos químicos
4. Se calientan 12 g de un hidrato de FeCl 3 y pierde un 40 % de su peso. Halla la fórmula del hidrato.
5. Halla la fórmula empírica y molecular de la cafeína, que contiene el 49,5 % de C; el 5,14 % de H; el 28,9 % de N, y el 16,5 % de O. Dato: masa molar de la cafeína = 194 g/mol
6. Busca información sobre los siguientes procesos químicos exponiendo las condiciones en que tienen lugar, los problemas que presentan, el rendimiento de cada uno, sus productos y usos, etc. a) La síntesis de Haber b) El proceso de Ostwald
7. Para la obtención del ácido nítrico de forma industrial se utiliza el proceso de Ostwald. Consiste en la oxidación del amoniaco procedente de la síntesis de Haber, en tres etapas: 800 °C → NO(g) + H2O(g) 1) Oxidación del amoniaco a óxido nítrico: NH3(g) + 02(g) 2) Oxidación de NO a NO2: NO (g) + O2 (g) → NO2 (g) 3) Paso de NO2 a HNO3: NO2 + H2O → HNO3 + NO a) Ajusta el proceso y deduce cuántos litros de NO se obtienen con 500 L de NH3 en las mismas condiciones de presión y temperatura. b) ¿Cuánto NO2 se obtiene a partir del NO del paso a? c) ¿Cuántos gramos de HNO3 se obtienen? ¿Qué harías con el NO sobrante?
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Cálculos químicos
Unidad 10
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Actividades de refuerzo Unidad 10
Cálculos químicos
SOLUCIONARIO 1.
LAS REACCIONES QUÍMICAS permiten establecer
LEYES PONDERALES ENTRE MASAS
LEYES VOLUMÉTRICAS PARA GASES
que permiten formular LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS
LA HIPÓTESIS DE AVOGRADO
LA LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN
2. a) El oxígeno es el oscuro y el hidrógeno el claro. La molécula más pequeña es la de hidrógeno (H2), ya que cada átomo de hidrógeno solo tiene un electrón en su corteza. b) 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g)
c)
3. a) El proceso representa la reacción de descomposición del hidrogenocarbonato de cobre(II) para dar óxido de cobre(II), un sólido que aparece en el fondo del tubo y que, lógicamente, tiene otro color porque es otra sustancia con otras propiedades. Por eso decimos que es un proceso químico. b) Porque al encontrarse con una superficie más fría, el vapor de agua se condensa en el tubo y por gravedad se va al fondo. c) La masa se conserva pero, dado que es un proceso abierto, los gases escapan y no se pueden pesar.
4. a) La ley de los volúmenes de combinación entre hidrógeno y oxígeno para dar agua. b) Se puede interpretar en volumen o en moles, pero no en masa, porque entonces no se cumpliría la ley de la conservación de la masa. c) Si 1 mol a 0 °C y 1 atm ocupa 22,4 L, hacemos una sencilla proporción y obtenemos que 1 L contiene 0,0446 mol, que son 0,0446 ⋅ NA = 2,69 ⋅ 1022 moléculas. 2(L) = 0,089 mol d) Como se producen 2 L H2O (g), equivalen a 22,4(L/mol m = 0,089 (mol) ⋅ 18 (g/mol) = 1,6 g
5. “Se llama reactivo limitante a aquel que determina la máxima cantidad de producto que puede formarse”.
6.
Sustancia
Moles
Masa
Átomos N
N.º de moléculas
C2H7N
0,415
18,69
5 ⋅ 1023
2,5 ⋅ 1023
Cd(NO3)2
0,76
180 g
9,2 ⋅ 1023
4,6 ⋅ 1023
7. a) K3PO4 b) C12H12N2O3
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Unidad 10
Cálculos químicos
Actividades de ampliación Unidad 10
Cálculos químicos
SOLUCIONARIO 1. a) Tendrá lugar la reacción siguiente: HCl (aq) + NaHCO3 (aq) → NaCl (aq) + CO2 (g) + H2O (l). b) Las masas molares de los reactivos son 36,5 g/mol y 58,4 g/mol. Pasamos los 10 g a moles y resultan 0,274 mol de HCl y 0,12 mol de NaHCO3. Como hace falta el mismo número de moles de uno y otro, sobrarán 0,154 mol de HCl. Tomando los 0,12 mol de NaHCO3, se obtienen: 0,12 (mol) ⋅ 58,4 (g/mol) = 7 g de NaCl; 0,12 ⋅ 44 = 5,28 g de CO2 0,12 (mol) ⋅ 18 (g/mol) = 2,16 g de H2O 2. a) Corresponden a las magnitudes de presión (100 mm Hg), temperatura (300 K) y volumen (10 L). b) Como puede verse, ha aumentado la temperatura al doble, por lo que el volumen también se duplica. Las leyes que establecen la relación directamente proporcional entre volumen y temperatura y entre presión y temperatura se conocen como leyes de Charles y Gay-Lussac. c) Utilizando la ley de los gases ideales, pV = nRT, serán: 100 ⋅ = ⋅ 10 n 0,082 ⋅ 300 ⇒ n = 0,053 mol 760 3. a) 2 NH3 + CO2 → (NH2)2 CO + H2O b) 2,5 mol de NH3 requieren 1,25 mol de CO2; por tanto, sobrarán 2,35 mol de CO2. El reactivo limitante será el NH3 y se obtendrán 2,5 mol de agua. c) Pasamos los datos a moles y el resultado es 0,147 mol de NH 3 y 0,082 mol de CO2. Harán falta 0,147 / 2 = 0,0735 mol de CO2, por lo que sobrarán 0,0085 mol de CO2, que son 0,0085 (mol) ⋅ 44 (g/mol) = 0,374 g de CO2. El reactivo limitante será el NH3. 500(L) = 22,32 mol de NH , lo que originaría 11,16 mol de H O; es decir, 11,16 ⋅ 18 = 200,88 g. d) 3 2 22,4(L/mol Si el rendimiento es del 85%: 0,85 ⋅ 200,88 = 170,75 g. 4. La fórmula del hidrato es FeCl3 ⋅ x H2O. El residuo de FeCl3, de masa molar 162,2 g/mol, es 0,6 ⋅ 12 = 7,2 g de sal seca. Por tanto, establecemos la proporción: 162,2 + 18x = 162,2 ⇒ x = 6. 12 7,2 La fórmula del hidrato es FeCl3 ⋅ 6H2O. 5. El porcentaje en moles con que cada elemento contribuye a la masa molar es el siguiente: C → 49,5 / 12 = 4,125 H → 5,14 / 1 = 5,14 N → 28,9 / 14 = 9,179 O → 16,5 / 16 = 1,031 Dividiendo estas cantidades por la menor se obtiene C4H5N2O. La masa molar es 194 g/mol, luego n (12 ⋅ 4 + 1 ⋅ 5 + 14 ⋅ 2 + 16 ⋅ 1) = 194 ⇒ n = 2. La fórmula molecular es C8H10N4O2. 6. a) Se puede encontrar información sobre la síntesis de Haber para producir amoniaco en: http://es.wikipedia.org/wiki/Proceso_de_Haber b) Y sobre la síntesis de Ostwald para producir ácido nítrico en: http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/nitrogeno/acido-nitrico 800 °C → 4 NO(g) + 6 H 2O(g) 7. a) 4 NH3(g) + 5 02(g) Mirando la estequiometría de la reacción, se observa que se producen 500 L de NO. b) De la estequiometría del segundo proceso se deduce que se producen 500 L de NO2. c) 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO; por tanto, se obtienen 500 ⋅ 2 / 3 = 333,3 L de HNO3. Medido a 800 °C y 1 atm, el resultado es 3,8 mol de HNO 3; es decir, 63 (g/mol) ⋅ 3,8 (mol) = 339,40 g. El NO restante pasaría a la etapa b.
Cálculos químicos
Unidad 10
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PROPUESTA de EVALUACIÓN Unidad 10
Cálculos químicos
APELLIDOS:
NOMBRE:
FECHA:
CURSO:
GRUPO:
1.El dibujo representa la obtención de cloro e hidrógeno a partir de ácido clorhídrico. Cl H Calor
a) Escribe la ecuación química ajustada. b) Interpreta su significado. 2.Una sustancia A se descompone en otras dos, B y C. Completa la siguiente tabla. Masa de A (g) 10,00
→ → → →
0,50
Masa de B (g) Masa de C (g) 5,60 4,40 22,00 16,80
→
3.El dibujo representa la obtención de dióxido de nitrógeno a partir de monóxido de nitrógeno y oxígeno. Son gases en las mismas condiciones de presión y temperatura. a) Escribe la ecuación química ajustada. b) Señala cuáles de las siguientes interpretaciones de la ecuación química son correctas y cuáles incorrectas. i) 2 mol + 1 mol → 2 mol ii) 2 L + 1 L → 2 L iii) 2 g + 1 g → 2 g iv) 44,8 L + 22,4 L → 44,8 L
O N
4.En la reacción de combustión del butano se producen 201,6 L de dióxido de carbono, medidos a 1 atm y 0 °C. a) Calcula el número de moléculas de CO2 que se han emitido a la atmósfera. b) Averigua el número de átomos de carbono y de oxígeno que existen en dichas moléculas. c) ¿Cuántos gramos de CO2 se han emitido a la atmósfera? d) ¿Qué volumen ocupan los 201,6 L de CO2 medidos a 2 atm y 27 °C? e l b a i p o c o t o f a n i g á P
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Unidad 10
Cálculos químicos
5.El gráfico representa la reacción entre el SO2 (g) y el O2 (g) para producir SO3 (g). a) Ajusta el proceso y razona cuál es el reactivo limitante. b) Dibuja el resultado final previsible.
S O
6.Dada la reacción H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O, se hacen reaccionar 4,9 g de ácido sulfúrico con 4,9 g de hidróxido de magnesio. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuánto reactivo sobra? b) ¿Qué cantidad de sulfato de magnesio se obtendría? c) ¿Qué cantidad de agua se produce?
7.Se hacen reaccionar 10 L de H2 (g), medidos a 0 °C y 1 atm, con los suficientes litros de N2 (g) para producir amoniaco. ¿Qué volumen NH 3 (g) se obtendrá medido a 27 °C y 0,9 atm?
8.¿Qué compuesto tiene más contenido en nitrógeno, el NaNO 3 o el Ca(NO3)2?
9.Un gas orgánico tiene la siguiente composición centesimal: 80 % de C y 20 % de H. a) Halla su fórmula empírica. b) Sabiendo que su densidad, medida a 1 atm y 0 °C, es de 1,34 g/L, halla su fórmula molecular.
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Unidad 10
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Propuestas de evaluación SOLUCIONES A LA PROPUESTA DE EVALUACIÓN 1. a) 2 HCl (g) → H2(g) + Cl2 (g)
6. a)
b) 2 mol, o volúmenes de ácido clorhídrico gaseoso, producen 1 mol, o volumen de hidrógeno gaseoso, y 1 mol, o volumen de cloro gaseoso. Criterio de evaluación 1.1
2. Masa de A (g)
10,00 50,00 30,00 0,50
→ → → → →
Masa de B (g) Masa de C (g) 5,60 4,40 28,00 22,00 16,80 13,20 0,28 0,22
98 (g H2SO4 ) 120,31 (gMgSO4 ) 58,31(gMg(OH)2) 120,31(gMgSO4 )
4,9 x
=
=
x
⇒
4,9(g) x
⇒
5,65g de MgSO4
=
x
=
10,11g de MgSO4
El limitante es el H2SO4, porque es el que menos sulfato de magnesio produce. Reaccionan: 98(gH2 SO4 ) 58,3(gMg(OH)2 )
=
4,9(g) x
x
⇒
2,91g de Mg(OH)2
=
luego sobran 2 g. b) Se obtendrían 5,65 g de MgSO 4. c)
98 (g H2SO4 ) 36(gH2O)
4,9(g) x
=
⇒
x
=
1,8 gH2O
Criterio de evaluación 2.1
Criterio de evaluación 1.1 7. a) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g). Según la reacción: 3. a) 2 NO + O2 → 2 NO2
b) Correctas: i , ii y iv . Incorrecta: iii . Los coeficientes nos indican la proporción en moles, y no en gramos. Criterio de evaluación 1.2
4. a)
1(mol) x 24 = ⇒ x = 9 mol ⇔ 5,42 ⋅ 10 moléculas 22,4(L) 201,6(L)
b) 5,42 ⋅ 1024 átomos de carbono y 1,08 ⋅ 1025 átomos de oxígeno. c) 9 (mol) ⋅ 44 (g/mol) = 396 g. d) pV = nRT ⇒ 2 ⋅ V = 9 ⋅ 0,082 ⋅ 300 ⇒ V = 110,7 L Criterio de evaluación 2.1
5. a) 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g). El limitante es el SO2,
pues no hay suficientes moléculas para reaccionar con las de O2 (excedente).
b)
Criterio de evaluación 1.1
18
Unidad 10
Cálculos químicos
3(LH2 ) 2(LNH3 )
=
10(L) V
6,7(L) 22, 4 (L/mol)
=
⇒
V
=
6,7 L
⇒
0,3mol de NH3
pV = nRT ⇒ 0,9 ⋅ V = 0,3 ⋅ 0,082 ⋅ 300 ⇒ V = 8,2 L de NH3 Criterio de evaluación 2.2
8. %N2 %N2
14 =
=
85
⋅
100
=
28 100 164 ⋅
16,47%enNaNO3
=
17,07% en Ca(NO3 )2
La cantidad de nitrógeno es mayor en el segundo. Criterio de evaluación 3.1
9. a) nC =
80(g) 12(g/mol)
C6,67H20
⇒
=
6,67 mol nH
C6,67H 20 6,67
⇒
=
20(g) 1(g/mol)
=
20 mol
CH3
6,67
b) La fórmula molecular es (CH3)X: Masa molar = dV = 1,34 (g/L) ⋅ 22,4 (L) = 30 g Por tanto: (12 + 3) x = 30 ⇒ x = 2 (CH3)2 ⇒ C2H6 Criterio de evaluación 3.1
SOLUCIONARIO
Cálculos químicos
Unidad 10
19
SOLUCIONARIO Unidad 10
Cálculos químicos
DESARROLLA TUS COMPETENCIAS 1. ¿Es cierto que la materia no se crea ni se destruye? ¿Qué hipótesis de Dalton justifica la ley de la conservación de la masa? Es cierto. En una reacción química ordinaria, la masa permanece prácticamente constante, es decir, que la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos. La teoría atómica de Dalton justifica la ley de la conservación de la masa al considerar que los átomos son indestructibles y que su masa es constante para un determinado elemento, de forma que cuando reaccionen para formar un compuesto, su masa será igual a la suma de las masas de los átomos que se combinen. 2. ¿Conoces una ley parecida referida a la energía? La energía no se crea ni se destruye. Puede transformarse de una forma a otra o transferirse de un cuerpo a otro, pero en su conjunto permanece constante. 3. Las cenizas que se obtienen después de quemar la madera, ¿pesarán lo mismo que la madera inicial? No, porque los productos gaseosos se han difundido en el aire.
EJERCICIOS PROPUESTOS 1. En la reacción química entre el estaño y el oxígeno se hacen reaccionar 100 g de estaño con la cantidad necesaria de oxígeno para obtener 113,49 g de óxido de estaño(II). Calcula la cantidad mínima de oxígeno necesaria para efectuar la reacción. A partir de la ley de la conservación de la masa, resulta obvio que se han incorporado 113,49 − 100 = 13,49 g de oxígeno al estaño. Por tanto, esta es la cantidad mínima de oxígeno necesaria para la reacción. 2. Se hacen reaccionar 8 g de azufre y 8 g de hierro. a) ¿Se obtendrán 16 g de producto? ¿Se cumplirá la ley de Lavoisier? b) ¿Sobrará algo de algún reactivo? ¿De cuál? a) No, pues 6 g de azufre reaccionan siempre con 10,5 g de hierro: 6 (g S)
10,5 (g Fe)
=
x (g S) 8 (g Fe)
⇒
x
=
4,6 g de S .
Reaccionarán 4,6 g de azufre y 8 g de hierro dando 4,6 + 8 = 12,6 g de producto. Se cumplirá la ley de Lavoisier. b) Sobrarán 8 − 4,6 = 3,4 g de azufre. 3. En la reacción de producción del amoniaco: a) Interpreta la reacción, dibujando en los matraces los átomos que intervienen en el proceso. Escribe la reacción y ajústala. b) ¿Sería posible que cada matraz representara 1 kg de sustancia? ¿Y que representara 1 m3 de gas? a) N2 + 3 H2 → 2 NH3 b) Sería posible con medidas de volumen solamente. 100 ml
100 ml
100 ml
100 ml
100 ml
100 ml
4. Cada matraz representa el mismo volumen. Indica si puede corresponder con el proceso: cloro + hidrógeno → cloruro de hidrógeno En caso afirmativo, escribe la reacción y ajústala. Sería posible si fueran agregados moleculares de un solo átomo, pero no es así. La verdadera reacción es Cl2 + H2 → 2 HCl.
100 ml
20
Unidad 10
Cálculos químicos
100 ml
100 ml
100 ml
SOLUCIONARIO 5. Calcula la masa de un átomo de oro expresada en unidades de masa atómica y en gramos. ¿Cuántos átomos de oro hacen falta para reunir un gramo? Dato: masa atómica del oro = 196,97 u. Masa de un átomo de oro: 196,97 u; 196,97(u) En 1 g de oro habrá: 1(g)
⋅
1 (átomo de oro) 3,27 10 22 (g)
=
−
⋅
1,66 10 24 (g) 1 (u) ⋅
−
⋅
=
3,27 10
−
⋅
22
g
3,06 1021 átomos de oro ⋅
6. La fórmula del ácido ascórbico (vitamina C) es C6H8O6. ¿Cuántos moles y moléculas de vitamina C habrá en una naranja que tiene 1 g de vitamina? C6H8O6: masa molecular = 176 u. n
=
m (g) M (g/mol)
5,68 10 3 (mol) 6,022 1023 (moléculas/mol) ⋅
−
⋅
⋅
=
=
1(g) 176 (g/mol)
=
5,68 10 3 mol de C6H8O6 −
⋅
3,42 1021moléculas de C6H8O6 ⋅
7. Se dispone en el laboratorio de ácido nítrico de concentración 10 mol/L. ¿Cómo debes proceder para preparar 250 mL de ácido nítrico 1 mol/L? Moles de soluto en la disolución final: n Vc 0,250(L) 1(mol/L) 0,250mol =
=
⋅
=
Cantidad de la primera disolución que contiene 0,250 mol: V
=
n c
=
0,250 (mol) 10 (mol/L)
=
0,025 L
=
25 mL
Se toman 25 mL de ácido nítrico de 10 mol/L con una pipeta graduada o una bureta que se vacía en un matraz aforado de 250 mL, y se añade agua destilada, enrasando el matraz con una pipeta. 8. Explica los pasos necesarios para preparar 500 cm3 de disolución de sosa (NaOH) de 12 g/L. Calcula la concentración molar de la disolución preparada. Puesto que su concentración es de 12 g/L, para preparar medio litro necesitamos 6 g de sosa. Se procede experimentalmente de la siguiente manera: Se introducen los 6 g de sosa en un vaso de precipitados con el agua destilada necesaria para su disolución. Se vierte el contenido del vaso en el matraz aforado de 500 mL. Se lava el vaso con agua destilada y se vie rte en el matraz. Se enrasa el matraz con agua destilada, gota a gota con la pipeta, hasta completar los 500 mL. M (NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol; n = 6 (g)/40 (g/mol) = 0,15 mol ⇒ c = n/V = 0,15 (mol)/0,5 (L) = 0,3 mol/L 9. En la reacción entre el cinc y el nitrato de plata: a) Calcula la cantidad necesaria de cinc para reaccionar exactamente con 200 g de nitrato de plata. b) Calcula las cantidades obtenidas de plata y nitrato de cinc, y verifica que se cumple la ley de la conservación de la masa. a) y b) Seguimos el esquema de resolución propuesto en el ejercicio resuelto. Zn (s) 1.º Se calculan las masas molares (g/mol) 2.º Se calculan los moles 3.º Se establece la proporción en moles 4.º Se pasan los moles a gramos
+
2 AgNO3 (aq)
65,4
→
169,8
2 Ag (s)
+
Zn(NO3)2 (aq)
107,8
189,4
200 (g) 1,18mol 169,8 (g/mol) =
1,18 mol =
2
1,18 mol
0,59 mol
0,59 ⋅ 65,4 = 39 g
0,59 mol
1,18 ⋅ 107,8 = 127 g 0,59 ⋅ 189,4 = 112 g
39 g de Zn + 200 g de AgNO3 = 127 g de Ag + 112 g de Zn(NO3)2 = 239 g = cte. Por tanto, sí que se cumple la ley de la conservación de la masa. 10. El carburo de calcio (CaC2) se usa en la producción de acetileno (C 2H2), un gas combustible usado en la industria, según el siguiente proceso: CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2 a) Indica cuánto acetileno se puede obtener con 2 kg de carburo. b) ¿Cuánta agua se ha necesitado? a) Ajustamos la ecuación de la reacción: CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 n = 2000 (g)/64 (g/mol) = 31,25 mol de CaC2. Como la proporción con el acetileno es de 1:1, se obtienen los mismos moles de acetileno. Si su masa molar es de 26 g/mol, quedará 31,25 (mol) 26 (g/mol) 812,5 g de C2H2 b) Se calculan los moles de agua: ⋅
1 (mol CaC2) 31,25 (mol CaC2)
=
2(molH2O) x(molH 2O)
⇒
x
=
62,5 mol de H2O
=
=
62,5 (mol) ⋅ 18 (g/mol) = 1125g de H2O
Cálculos químicos
Unidad 10
21
SOLUCIONARIO 11. En la reacción anterior de combustión del propano: a) Identifica el reactivo limitante cuando reaccionan 3 mol de propano con 16 mol de oxígeno. b) Determina la cantidad de CO2 que se produce al reaccionar 100 g de propano con 150 g de oxígeno. a) C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) Un mol de propano reacciona con 5 mol de oxígeno, de modo que 3 mol de propano necesitarían 15 mol de oxígeno. Como hay 16 mol de oxígeno, sobra 1 mol. El reactivo limitante es el propano. b) Calculamos los moles de cada una de las sustancias: n
=
m(g) M(g/mol)
=
100(g) 44 (g/mol)
=
2,27mol de C3H8
Determinamos el reactivo limitante:
1(mol C3H8) x (molC 3H8)
n =
=
m(g) M(g/mol)
5(molO2 ) 4,69 (mol O2)
=
⇒
150(g) 32(g/mol) x
=
=
4,69mol de O2
0,94mol de C3H8
Si reacciona todo el oxígeno, se consumen 0,94 mol de propano y hay inicialmente 2,27 mol. El oxígeno es el reactivo limitante, porque se gasta todo y el propano está en exceso. La cantidad de CO2 que se produce es: 5(molO 2 ) 4,69(mol O2)
=
3(molCO2 ) x(molCO2 )
⇒
x
=
2,81mol de CO2
=
2,81(mol) ⋅ 44(g/mol) = 124gdeCO2
12. Al quemar 2 mol de metano (CH4) en presencia de 4,5 mol de O2 se producen 4 mol de agua (H2O) y 2 mol de dióxido de carbono (CO2). a) Escribe y ajusta la ecuación del proceso. b) ¿Habrá oxígeno suficiente? Identifica el reactivo limitante y calcula la cantidad de reactivo sobrante. a) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) b) Hacemos la proporción con los 2 mol de metano:
1(mol CH4 ) 2(molCH4 )
El reactivo limitante es el metano y sobran 4,5 mol
−
4 mol
=
=
2(molO2 ) x(mol O2 )
⇒
0,5 mol de O2
x =
=
4 mol de O2
0,5(mol) 32(g/mol) ⋅
=
16g O2
13. Halla el volumen que ocupan 200 g de oxígeno (O2) medidos a presión atmosférica y 100 °C. Calculamos los moles de oxígeno y aplicamos la ecuación de los gases ideales. Masa molar del oxígeno: 32 g/mol; n m/M 200/32 6,25 mol O 2 Ecuación de los gases: pV = nRT ⇒ 1 ⋅ V = 6,25 ⋅ 0,082 ⋅ 373 ⇒ V = 191 L =
=
=
14. Una cantidad de gas ocupa 5 L a 3 atm de presión. ¿Qué volumen ocupará a 5 atm si no cambia T ? Aplicamos la ecuación de Boyle: pV = cte ⇒ pV = p′ V′ = 3 ⋅ 5 = 5 ⋅ V ′ ⇒ V ′ = 3 L 15. ¿Qué densidad tiene 1 mol de nitrógeno N2 medido a 0 °C y 1 atm? ¿Y 1 mol de gas butano (C4H10) en las mismas condiciones? Si se produce un escape de butano en una habitación, ¿este gas se situará cerca del suelo o cerca del techo? Un mol de cualquier gas a 0 °C y 1 atm de presión ocupa 22,4 L. Para el nitrógeno: M (N2) = 28 g/mol; d = m/V = 28/22,4 = 1,25 g/L. Para el butano: M (C4H10) = 58 g/mol; d = 58/22,4 = 2,6 g/L. Si hay un escape de butano, este se posará sobre el suelo, ya que es más denso que el aire. 16. El ejercicio resuelto 8 se puede solucionar de las dos formas: pasando litros a moles y sin pasar a moles. Relaciona estas posibilidades de resolución con la hipótesis de Avogadro para los gases. Recordemos la conclusión de Avogadro: volúmenes iguales de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. Así pues, es equivalente establecer entre las sustancias reaccionantes una proporción en moles, en moléculas y en volumen. 17. La bombona de butano de venta en las gasolineras contiene 6 kg de gas (C4H10). Calcula el volumen de oxígeno, medido a 0 °C y 1 atm de presión, necesario para quemar completamente ese butano sabiendo que se obtienen CO2 y H2O. Ecuación ajustada: 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) → 8 CO2 (g) + 10 H2O Moles de butano: n m(g) =
M(g/mol)
=
6000(g) 58 (g/mol)
los moles de oxígeno que han reaccionado:
=
103,4 mol de C4H10 . Utilizando la relación estequiométrica, calculamos
2(molC 4H10 ) 103,4 (molC 4H10 )
=
13(molO 2 ) x (mol O2)
⇒
x
=
672 mol de O2
Como 1 mol de O2 a 0 °C y 1 atm ocupa un volumen de 22,4 L, el volumen necesario ha sido: 672 (mol de O2 )
22
Unidad 10
⋅
22,4 (L) 1(mol de O2 )
Cálculos químicos
=
1,51 104 L ⋅
SOLUCIONARIO 18. La proporción en gramos en la fórmula de la sal de cocina es Na0,65Cl. Calcula la fórmula empírica del cloruro de sodio. El número de moles de sodio es n (Na) = 0,65 (g)/23 (g/mol) = 0,0283 El número de moles de cloro es n (Cl) = 1 (g)/35,5 (g/mol) = 0,0282 Dividiendo por el menor de ellos se obtiene la relación 1 : 1 ⇒ La fórmula empírica es NaCl. 19. Determina la composición centesimal del dióxido de carbono, CO2, y calcula cuánto carbono podría obtenerse de 200 g del mismo. La masa molecular del dióxido de carbono es 12 + 32 = 44 u; su masa molar: M = 44 g/mol. ⎧En 44 g de CO2 hay → 12 g de C ⎨ ⎩En100gdeCO2 habrá → x(%deC)
12 ⋅ 100 44
=
27 %
⎧En 44 g de CO2 hay → 32 g de O 32 ⇒ %O = ⋅ 100 ⎨ 44 ⎩En100gdeCO2 habrá → x(%deO)
=
73 %
En 200 g de CO2 habrá 200 (gCO2 )
⇒
%C =
12(gC) 44(gCO2 ) ⋅
=
54,5 g de C
20. El sulfato de cobre(II) utilizado como fungicida es pentahidratado. El agua le confiere su color azul. a) Calcula la masa del residuo seco que quedará al calentar 20 g de CuSO4 · 5 H 2O. b) Determina el porcentaje de cobre en dicho compuesto. a) La masa molar de la sal anhidra, CuSO4, es de 63,5 + 32 + 4 ⋅ 16 = 159,5 g La masa molar de la sal hidratada, CuSO4 ⋅ 5 H2O, es de 159,5 g + 5 ⋅ 18 = 249,5 g Se establece una proporción a partir de las masas molares: ⎧En249,5gdeCuSO4 ⋅ 5H2Ohay ⎨ ⎩En20gdeCuSO4 ⋅ 5H2Ohabrá
→ →
159,5gdeCuSO4 xg deCuSO4
⇒
249,5 159,5 = ;x 20 x
⎧En249,5gdeCuSO4 ⋅ 5H2Ohay → 63,5gdeCu 63,5 ⇒ % Cu = ⋅ 100 249,5 ⎩En100g deCuSO4 ⋅ 5H2Ohabrá → x(%deCu)
b) ⎨
=
=
13gdeCuSO4
25,5%
TRABAJO EN EL LABORATORIO Cuestiones
1. ¿Qué conclusión se puede extraer de la experiencia A? ¿Y de la experiencia B? En la experiencia A comprobamos que se cumple la ley de la conservación de la masa de Lavoisier. En la experiencia B averiguamos que se cumple la ley de las proporciones definidas de Proust. 2. Consulta la siguiente dirección de internet y describe diversos modos de obtener hidrógeno. www.e-sm.net/fq4esoc86 Uno de los métodos es utilizar alguna fuente de energía para disociar el agua en sus componentes, hidrógeno y oxígeno. Generalmente se realiza por electrólisis en condiciones de presión y temperatura extremas. Se investiga, por fotólisis, la transformación de la luz solar en energía química almacenada en forma de H2.
ACTIVIDADES 21. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y por qué. a) La ley de la conservación de la masa se debe a Avogadro. b) Las leyes ponderales son válidas para todas las sustancias en cualquier estado físico. c) Cuando se calienta estaño en presencia de aire, la masa final es igual que antes de calentar. d) Si se calienta estaño en presencia de aire, la masa final del calcinado es mayor que la del estaño. a) Falsa. La ley de la conservación de la masa se debe a Lavoisier. b) Verdadera. Las masas de las sustancias son aditivas e invariantes con el estado físico. c) Falsa. En la reacción se forma un óxido de estaño cuya masa será mayor que la del estaño inicial. d) Verdadera. Cálculos químicos
Unidad 10
23
SOLUCIONARIO 22. ¿Qué ecuación describe mejor el proceso? a) A + B2 → A2B c) A2 + 4B → 2AB2 b) A4 + 2B → 4AB d) A + B2 → AB2 La ecuación que mejor describe el proceso es la d : A + B2 → AB2. 23. ¿Puede referirse el dibujo al siguiente proceso entre gases: bromo + hidrógeno → bromuro de hidrógeno? No puede ser, dado que la proporción en volumen es:
100 ml
100 ml
100 ml
100 ml
Lo cual solo se explica a partir de moléculas diatómicas según la reacción Br2 + H2 → 2 HBr.
100 ml
100 ml
100 ml
24. Hacemos pasar una corriente de oxígeno a través de 11 g de cobre en polvo y se forman 13,77 g de óxido de cobre(II). ¿Cuáles de las siguientes proporciones son imposibles y por qué? a) 11 g de Cu + 3,77 g de O → 13,77 g de CuO b) 4 g de Cu + 1 g de O → 5 g de CuO c) 6 g de Cu + 2,5 g de O → 8,5 g de CuO d) 6,35 g de Cu + 1,6 g de O → 7,95 g de CuO a) Falsa. No cumple el principio de conservación de la masa. b) Verdadera. La proporción es 11(g Cu)
13,77(g CuO) ⇒ x = 5 g de CuO . 4(g Cu) x(gCuO) c) Falsa. Al hacer la proporción resulta 11(gCu) = 13,77(g CuO) ⇒ x = 7,5 g de CuO . 6(gCu) x(gCuO) =
Por tanto, reaccionan solo 1,5 g de O: 6 (g de Cu) + 1,5 (g de O) → 7,5 g de CuO. c) Verdadera. La proporción es 11(g Cu)
6,35(g Cu)
=
13,77(g CuO) x (gCuO)
⇒
x
=
7,95gdeCuO .
26. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y por qué. a) El número de átomos de hidrógeno que hay en 0,75 mol de sacarosa (C12H22O11) es 16,5. b) El número de átomos de carbono que hay en 0,75 mol de sacarosa (C12H22O11) es 5,4 · 1024. c) La masa molar de la sacarosa se puede expresar como 342 u/mol. d) El número de moles de oxígeno que hay en 0,75 mol de sacarosa (C12H22O11) es 8,25. a) Falsa: 0,75 (mol de sacarosa) producen 22 ⋅ 0,75 = 16,5 mol de hidrógeno. b) Verdadera: 12 ⋅ 0,75 ⋅ NA = 5,4 ⋅ 1024 átomos de carbono. c) Falsa: serían 342 g/mol. d) Verdadera: son 11 ⋅ 0,75 = 8,25 mol. 28. Sin usar la calculadora, ordena las siguientes muestras de menor a mayor número de átomos de oxígeno: 16 g de O, 1 mol de CO2, 3 · 1023 moléculas de O3. 16 g de O = 1 mol de O = 6,022 ⋅1023 átomos de O. En 1 mol de CO2 hay 2 mol de O, es decir, 12,044 ⋅ 1023 átomos de O. En 3 ⋅ 1023 moléculas de O3 hay 3 ⋅ 3 ⋅ 1023 átomos de O, es devir, 9 ⋅ 1023 átomos de O. Así pues, el orden propuesto es 16 g de O < 3 ⋅ 1023 moléculas O3 < 1 mol de CO2. 29. Completa la tabla siguiente en tu cuaderno. Sustancia C2H8 Pb(CO3)2
24
Unidad 10
Moles
Masa
9 ⋅1023/NA = 1,5 1,5 ⋅ 44 = 66 g 240/327 = 0,73
Cálculos químicos
240 g
Átomos de carbono N.º de moléculas
Masa molar
27 ⋅ 1023
9 · 1023
44 g/mol
8,80 ⋅1023
4,40 ⋅ 1023
327 g/mol
SOLUCIONARIO 30. Las monedas de 10, 20 y 50 céntimos de euro están formadas por una aleación llamada oro nórdico, cuya composición es Cu (88 %), Al (5 %), Zn (5 %) y Sn (2 %). a) Una moneda de 10 céntimos tiene una masa de 4,1 g. Calcula los átomos de cada metal que la componen. b) Calcula cuántos moles y gramos hay en una muestra de 1024 átomos de cobre. ¿Cuántas monedas de 10 céntimos podrían hacerse con ellos? c) Investiga de dónde procede el nombre de esta aleación y para qué se usa. a) Aplicamos los porcentajes. Elemento Cobre Aluminio Cinc Estaño
Masa (g) 4,1 ⋅ 88 = 3,61 100 4,1 ⋅ 5 = 0,205 100 4,1 ⋅ 5 = 0,205 100 4,1 ⋅ 2 = 0,082 100
N.º de moles 3,61 = 0,057 63,5 0,205 = 7,6 ⋅ 10 3 27 0,205 = 3,1 ⋅ 10 3 65,4 0,082 = 6,9 ⋅ 10 4 118,7
N.º de átomos 0,057 ⋅ 6,022 ⋅ 1023 = 3,43 ⋅ 1022
−
7,6 ⋅ 10
−
3,13 ⋅ 10
−
6,9 ⋅ 10
3⋅
−
3⋅
−
4⋅
−
6,022 ⋅ 1023 = 4,58 ⋅ 1021 6,022 ⋅ 1023 = 1,87 ⋅ 1021
6,022 ⋅ 1023 = 4,16 ⋅ 1020
b) Moles de cobre: 1024 (átomos)/6,022 ⋅ 1023 (átomos/mol) = 1,66 mol; masa: 1,66 (mol) ⋅ 63,5 (g/mol) = 105 g Cada moneda necesita 3,61 g de cobre; por tanto, 105 (g)/3,61 (g/moneda) = 29 monedas de 10 céntimos. c) A pesar de su nombre, no contiene nada de oro, aunque tiene un aspecto bastante similar. Esta aleación se conoce como oro nórdico, porque se usó por primera vez en Suecia para fabricar las monedas de 10 coronas. Es una aleación difícil de trabajar y fundir, y se usa casi exclusivamente para acuñación. 31. Una cerilla de fricción ordinaria está formada por 40 mg de trisulfuro de tetrafósforo (P4S3). Calcula cuántos átomos de fósforo y de azufre contiene. Masa molar = 220 g/mol; n = 0,04 (g)/220 (g/mol) = 1,82 ⋅ 10 4 mol de P4S3 Que son 1,82 ⋅ 10 4 ⋅ 4 ⋅ 6,022 ⋅ 1023 = 4,4 ⋅ 1020 átomos de P y 1,82 ⋅ 10 4 ⋅ 3 ⋅ 6,022 ⋅ 1023 = 3,3 ⋅ 1020 átomos de S −
−
−
32. Preparamos 250 mL de disolución 1 mol/L de NaCl y, una vez preparada, se derrama un poco de disolución. ¿Qué pasa con la concentración? Para remediarlo, completamos con agua hasta 250 mL. ¿Qué pasa ahora con la concentración? Cuando se derrama un poco de disolución, la concentración de la disolución restante no se ve modificada, simplemente hay menos cantidad. Pero si se rellena con agua destilada, entonces disminuye su concentración. 33. Se dispone en el laboratorio de ácido nítrico (HNO3) de concentración 5 mol/L. a) ¿Cuántos gramos de ácido están contenidos en 250 mL de disolución? b) Explica cómo puedes preparar, a partir de esa disolución, 500 mL de ácido nítrico 0,5 mol/L. a) c = n/V ⇒ n = c V = 5 (mol /L) ⋅ 0,25 (L) = 1,25 mol d e HNO 3 ; n = m/M ⇒ m = nM = 1,25(mol) ⋅ 63(g/mol) = 79g b) Para preparar 500 mL de HNO3 0,5 mol L 1 hacen falta: n cV 0,5(mol/L) 0,5(L) 0,25moldeHNO 3 −
Hay que tomar de la primera disolución lo siguiente: c
=
=
n V
=
⇒
V
⋅
=
n c
=
=
0,25(mol) = 0,05 L 5(mol/L)
=
50 mL
Se toman 50 mL de la primera disolución y se pasan a un matraz de 500 mL. Se completa con agua. 35. La sosa cáustica (hidróxido de sodio) es una sustancia muy abrasiva que se usa como agente de limpieza, desatascador de tuberías, etc. a) Describe los pasos para preparar 500 mL de disolución de sosa cáustica de concentración 16 g/L. b) ¿Cuántos átomos de sodio habrá en 1 mL de esa disolución? c) Para disolver la sosa en cantidades mayores es preciso tomar precauciones. Infórmate en www.e-sm.net/fq4esoc87 y realiza un resumen de los posibles usos de la sosa. a) Puesto que su concentración es de 16 g/L, para preparar medio litro necesitamos 8 g de sosa. Se introducen los 8 g de sosa en un vaso de precipitados con el agua destilada necesaria para su disolución, se vierte el contenido del vaso en el matraz aforado de 500 mL, se lava el vaso con agua destilada y se vierte en el matraz, y se enrasa el matraz con agua destilada, gota a gota con la pipeta, hasta completar los 500 mL. b) La cantidad de sosa que hay en 1 mL es de 0,016 g, que pasamos a moles: 0,016 / 40 = 4 ⋅ 10–4 mol de NaOH. Los moles de sodio son los mismos que de NaOH; por tanto, N = nNA = 4 ⋅ 10–4 ⋅ 6,022 ⋅ 1023 = 2,4 ⋅ 1020 átomos de sodio. c) Trabajo personal. Cálculos químicos
Unidad 10
25
SOLUCIONARIO 36. Explica cómo prepararías las siguientes disoluciones. a) 0,25 L de disolución 1 mol/L de hidróxido sódico si cuentas con lentejas sólidas del 100 % de pureza. b) 0,5 L de disolución 1,2 mol/L de hidróxido sódico si cuentas con escamas sólidas del 90 % de pureza. c) 500 mL de disolución 2 mol/L de ácido clorhídrico a partir de ácido clorhídrico comercial del 35 % de riqueza en masa, y densidad 1,18 g/mL (consulta el ejercicio resuelto 34). a) Como c = m/(MV) ⇒ m = cMV = 1 (mol/L) ⋅ 40 (g/mol) ⋅ 0,25 (L) = 10 g de NaOH Tomamos los 10 g de NaOH y procedemos como se ha explicado en el ejercicio anterior. b) m cMV 1,2(mol/L) 40(g/mol) 0,5(L) 24g deNaOH Necesitamos 24 g del NaOH puro. Como el NaOH comercial es del 90 %, tendremos que coger 24 ⋅0,9 = 26,7 g. Pesamos dicha cantidad y procedemos como se ha explicado en el problema anterior. c) Necesitamos 500 mL de HCl 2 mol/L; por tanto, m cMV 2(mol/L) 36,5(g/mol) 0,5(L) 36,5gdeHCl Disponemos de HCl del 35 % de riqueza; así pues, la cantidad que tendremos que tomar es: 36,5 (g HCl) ⋅ 100 (HCl comercial)/35 (g HCl) = 104,3 g de HCl comercial. En volumen, V = m/d = 104,3 (g)/1,18 (g/mL) = 88,4 mL. Después se diluye hasta 500 mL con agua. =
=
⋅
⋅
=
=
=
⋅
⋅
=
37. ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 50 mL de disolución 0,5 mol/L de tiosulfato de sodio para que su concentración sea 0,2 mol/L? En un proceso de dilución se cumple que V1 c1 = V2 c2; sustituyendo los datos: 50 ⋅ 0,5 = V2 ⋅ 0,2 ⇒ V2 = 125 mL Hay que diluir el primer volumen de disolución (50 mL) hasta alcanzar 125 mL: V agua = 125 − 50 = 75 mL 38. Se tienen 200 mL de disolución 0,25 mol/L de cloruro de estaño(II) y se diluyen al triple de volumen. ¿Cuál es la concentración molar de la nueva disolución? De nuevo aplicamos V1 c1 = V2 c2; 200 ⋅ 0,25 = 600 ⋅ c2 ⇒ c2 = 0,083 mol/L. 39. Se disuelven en agua 8 g de hidruro de litio hasta un volumen final de 400 mL. a) Calcula la concentración molar de la disolución. b) ¿Qué cantidad de litio, como máximo, se podría obtener a partir de 250 mL de esa disolución? a) c
n V(L)
=
=
m(g) MV(L)
=
8(g) 2,5mol/L. 8(g/mol) 0,4(L) =
⋅
b) Número de moles de LiH: n cV 2,5(mol/L) 0,25(L) 0,625mol deLiH , que son los mismos moles de litio. Masa de litio: m = nM = 0,625 (mol) ⋅ 7 (g/mol) = 4,4 g de litio. =
=
⋅
=
40. Calcula las cantidades siguientes. a) Átomos de cloro en 75 g de sal común. b) Volumen en litros que ocupan 1000 kg de NH3 (g) medidos a 500 °C y 800 atm. c) Masa en gramos correspondiente a 20 L de CO2 (g) medidos a 25 °C y 800 mm Hg de presión. d) Átomos de carbono en 20 L de CO2 (g) medidos a 0 °C y 1 atm. a) Moles de NaCl: n
=
m M
=
75(g) 1,28 mol deNaCl. En 1,28 mol de NaCl hay 1,28 mol de cloro. 58,5(g/mol) =
Átomos de cloro: nNA = 1,28 (mol) ⋅ 6,022 ⋅ 1023 (átomos/mol) = 7,7 ⋅ 1023 átomos de cloro b) El número de moles de amoniaco (NH3) es n
=
m M
=
1000(g) 58,82molNH3 17(g/mol) =
Aplicando la ecuación de los gases ideales: 800 ⋅ V = 58,82 ⋅ 0,082 ⋅ 773 ⇒ V = 4661 L c) T = 25 °C = 298 K; p = 800 mm Hg = 800/760 atm; masa molar del CO 2 = 44 g/mol Aplicamos la ecuación de los gases ideales: pV
=
nRT
=
m RT M
⇒
m=
pVM RT
=
d) Número de átomos de carbono: N
(800/760) ⋅ 20 ⋅ 44 = 37,9gdeCO2 0,082 ⋅ 298
=
nNA
=
20 (L) 6, 022 1023 22,4 (L/mol) ⋅
⋅
=
5, 4 1023 átomos d e C ⋅
41. Completa en tu cuaderno la tabla siguiente. Sustancia C2H2 (g) NO2 (g) N2 (g)
26
Unidad 10
Moles 1,5 35 = 1,6 22,4 1025 = 17 6,022 ⋅ 1023
Cálculos químicos
Masa 1,5 ⋅ 26 = 39 g
Volumen (0 °C y 1 atm) 1,5 ⋅ 22,4 = 34 L
1,6 ⋅ 46 = 74 g
35 L
16,6 ⋅ 28 = 465 g
16,6 ⋅ 22,4 = 372 L
N.º de moléculas 9,0 ⋅ 1023 35 ⋅ NA = 9,4 ⋅ 1023 22,4
Masa molar 26 (g/mol)
1025
28 (g/mol)
46 (g/mol)
SOLUCIONARIO 42. Ajusta los siguientes procesos. a) C4H10 + O2 → CO2 + H2O a) C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
b) Cu + AgNO3 → Ag + Cu(NO3)2 b) Cu + 2 AgNO3 → 2 Ag + Cu(NO3)2
c) P4 + O2 → P2O3 c) P4 + 3 O2 → 2 P2O3
43. El dirigible Hindenburg tenía una capacidad de 200 000 m3. Si lo suponemos lleno en su totalidad de hidrógeno gaseoso a 0 °C y 1 atm, calcula: a) Las toneladas de gas que contenía. b) Las moléculas y átomos que son. c) Este dirigible se incendió el 6 de mayo de 1937. Se puede considerar, de manera simplificada, que tuvo lugar la reacción H2 + O2 → H2O. Ajústala y calcula la masa de agua que se obtiene. a) Número de moles de H2 a 0 ºC y 1 atm: 2 ⋅ 108 (L)/22,4(L/mol) = 8,93 ⋅ 106 mol Masa de hidrógeno: m = nM = 8,93 ⋅ 106 (g) ⋅ 2 (g/mol) = 1,79⋅10 7 g = 17,9 t b) Moléculas: 8,93 ⋅ 106 ⋅ 6,022 ⋅ 1023 = 5,38 ⋅ 1030 moléculas; átomos: 2 ⋅ 5,38 ⋅ 1030 = 1,08 ⋅ 1031 átomos c) H2 + 1/2 O2 → H2O, luego 8,93 ⋅ 106 mol de H2 dan 8,93 ⋅ 106 mol de H2O = 8,93⋅106 (mol) ⋅ 18 (g/mol) = 1,6 ⋅ 108 g 44. El avinagramiento del vino se produce cuando el oxígeno oxida el etanol (C2H6O) para convertirlo en ácido acético (C2H4O2) y agua. ¿En cuánto aumentaría la masa de una botella semillena de vino que contiene 75 g de etanol si este compuesto se convirtiera totalmente en ácido acético? a) Suponiendo que la botella de vino está cerrada. b) Suponiendo que la botella de vino está abierta. La reacción que tiene lugar es C2H6. a) En el primer supuesto, el etanol toma el oxígeno del aire encerrado en la botella hasta que este se agota, quedando el nitrógeno del aire y habiendo pasado el oxígeno a formar parte del ácido formado. No se modifica la masa del sistema, ya que todo queda dentro de la botella. b) En el segundo supuesto, el sistema incorpora oxígeno del aire, que pasa a formar parte de las moléculas resultantes, con lo que habrá un aumento de masa. Veamos en qué cantidad: número de moles de C2H6O (M = 46 g/mol): n = m/M = 75/46 = 1,63 mol Como 1 mol de C2H6O reacciona con 1 mol de O2, se habrán consumido los mismos moles de O2: 1,63 mol O2. La masa de O2 (M = 32 g/mol) adicionada es m = nM = 1,63 ⋅ 32 = 52 g de O2. 46. Se queman 20 g de carbono en 20 L de O2 medidos a 0 °C y 1 atm. ¿Cuál es el reactivo limitante? C
O2
+
Se calculan las masas molares (g/mol)
12
Se expresa el dato en moles
20 (g) = 1,67 mol 20 (L) = 0,59 mol 12 (g/mol) 22,4 (L/mol) Un mol de carbono reacciona con 1 mol de O2, se gastarán los 0,89 mol de O2 y consumirán 0,89 mol de C. Por tanto, sobrarán 1,67 − 0,89 = 0,78 mol de carbono.
Se establece la proporción en moles
CO2
→
32
44
47. Las bolsas de aire de seguridad de los automóviles se inflan con nitrógeno gaseoso, generado por la rápida descomposición de acida de sodio (NaN3): NaN3 (s) → Na (s) + N2 (g). Si una bolsa de aire tiene un volumen de 38 L y debe llenarse con nitrógeno gaseoso a una presión de 1,5 atm, a una temperatura de 25 °C, ¿cuántos gramos de acida de sodio deben descomponerse? Obtenemos los moles de N2: pV = nRT ⇒ 1,5 ⋅ 38 = n ⋅ 0,082 ⋅ 298 ⇒ n = 2,33 mol de N2. NaN3 (s) Se calculan las masas molares (g/mol) Se expresa el dato en moles Se establece la proporción en moles Se pasan los moles a gramos
65
Na (s)
→
23
3/2 N2 (g)
+
28 2,33
2,33/1,5 = 1,55 1,55 ⋅ 65 = 100,75 g
48. En siderurgia, la cal viva (CaO) se combina con la sílice (SiO2) presente en el mineral de hierro para dar una escoria fundida de fórmula CaSiO3. a) ¿Qué masa de escoria se obtiene a partir de 1 t de sílice? ¿Qué masa de cal viva es necesaria? b) La cal viva necesaria se puede obtener descomponiendo por calor la caliza (CaCO3) para dar cal y CO2. ¿Qué masa de caliza haría falta? a) CaO + SiO2 → CaSiO3. La proporción en moles entre el SiO2 y el CaSiO3 es de 106/60:106/60, que en gramos resulta (106/60) (mol) ⋅ 56 (g/mol) = 9,33 ⋅ 105 g de SiO2 y (106/60) (mol) ⋅ 116 (g/mol) = 1,93 ⋅ 105 g de CaSiO3 b) CaCO3 → CaO + CO2. Se necesitan 9,33 ⋅ 105/56 = 1,67 ⋅ 104 mol de caliza, equivalentes a 1,67 ⋅ 106 g. Cálculos químicos
Unidad 10
27
SOLUCIONARIO 49. El proceso comercial más importante para convertir N2 del aire en compuestos nitrogenados se basa en la conocida como “síntesis de Haber”: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g). a) Dibuja en tu cuaderno el resultado de la reacción entre las moléculas de N2 y las de H2. ¿Cuál es el reactivo limitante en este caso? b) Si el proceso industrial se realiza a 500 °C y 1000 atm de presión, ¿cuántos gramos de amoniaco se obtienen a partir de 1 m 3 de nitrógeno? a) La reacción que tiene lugar da como resultado lo que se muestra en el gráfico. El reactivo limitante es el hidrógeno, puesto que se agota en su totalidad y no puede proseguir la reacción. b) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g). A 500 °C y 1000 atm, 1 m 3 son: 1000 ⋅ 1000 = n ⋅ R ⋅ 773 ⇒ n = 1,58 ⋅ 104 mol de N2 Se obtienen 2 ⋅ 1,58 ⋅ 104 = 3,16 ⋅ 104 mol de NH3, equivalentes a 3,16 ⋅ 104 ⋅ 17 = 5,37 ⋅ 105 g.
Hidrógeno Nitrógeno
50. Ajusta el proceso siguiente y calcula la composición en tanto por ciento de Ca3P2: Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3 Ca3P2 + 6 H2O → 3 Ca(OH)2 + 2 PH3. A partir de las masas moleculares se calcula la composición en tanto por ciento: % Ca
120 =
182
⋅
100
=
62
66 %; % P
=
182
⋅
100
=
34 %
51. Halla la fórmula molecular de un compuesto de fórmula empírica HCO2 y masa molar 90 g/mol. Determina su composición centesimal. Masa de la fórmula empírica (HCO2): 45 u; masa de la fórmula molecular (HCO 2)n = 90 u ⇒ 90 = n ⋅ 45 ⇒ n = 2. Queda: H2C2O4. Así, %H
2 =
90
⋅
100
=
2,2 %; % C
24 =
90
⋅
100
=
64
26,7%; %O
=
90
⋅
100
=
71,1%
53. Se calientan 8,0 g de un hidrato de FeCl3 hasta que su masa final es de 4,8 g. Halla la fórmula del hidrato. Establecemos una proporción a partir de las masas molares del hidrato: FeCl3 ⋅ xH2O: ⎧En(162,3 + 18x)gdeFeCl 3 ⋅ xH2O hay → 162,3gdeFeCl 3 ⎨ ⎩En8gdeFeCl3 ⋅ xH2O hay → 4,8gdeFeCl3
162,3 + 18x 8
=
162,3 4,8
⇒
x
=
6
⇒
FeCl 3 ⋅ 6H2O
54. Halla la fórmula empírica de la urea: 20 % C; 6,7 % H; 26,6 % O; 46,7 % N. Masa atómica
Masa (g) de elemento (en 100 g de compuesto)
C = 12 u
20
H = 1 u 6,7
6,7
O = 16 u
26,6
N = 14 u
46,7
n=
m
(mol)
Mmolar 20 = 1,6667 12 6,7 = 6,7 1 26,6 = 1,6625 16 46,7 = 3,3357 14
Relación con el menor
1,6667 =1 1,6625 6,7 =4 1,6625 1,6625 =1 1,6625 3,3357 =2 1,6625
Fórmula empírica: CH4ON2 55. El ibuprofeno es un medicamento de uso frecuente como analgésico y antiinflamatorio. a) Calcula su fórmula empírica sabiendo que su composición porcentual en masa es: 75,73 % de C; 8,80 % de H y 15,51 % de O. b) Calcula su fórmula molecular sabiendo que su masa molar es 206 g/mol. c) Una pastilla de ibuprofeno contiene 600 mg. Calcula los átomos de carbono que contiene. d) ¿Por qué crees que se está planteando la venta en farmacias de monodosis de ibuprofeno? 28
Unidad 10
Cálculos químicos
SOLUCIONARIO a)
Masa atómica
Masa (g) de elemento (en 100 g de compuesto)
C = 12 u
75,73
H=1u
8,80
O = 16 u
15,51
n=
m
(mol)
Mmolar 75,73 = 6,3108 12 8,80 = 8,80 1 15,51 = 0,9694 16
Relación con el menor
6,3108 = 6,5 0,9694 8,80 =9 0,9694 0,9694 =1 0,9694
N.º entero
13 18 2
Fórmula empírica: C13H18O2 b) Masa de la fórmula empírica (C13H18O2) = 206. Por tanto, la fórmula molecular coincide con la fórmula empírica. c) n = 0,6/206 = 2,9 ⋅ 10 3 mol de C13H18O2 ⇒ 13 ⋅ 2,9 ⋅ 10 3 = 0,038 mol de C ⇒ 0,038 ⋅ NA = 2,29 ⋅ 1022 átomos de carbono. d) Para fabricar y vender solo la cantidad necesaria. −
−
56. Se dan a continuación los volúmenes molares (en L/mol) de un gas ideal a distintas presiones y temperaturas. Completa los huecos que faltan.
Presión (atm)
Temperatura (K) 300 24,6 0,82 0,082
50 4,1 0,14 0,014
1 30 300
1000 82 2,74 0,27
57. El cloruro de potasio existe en la naturaleza y forma un mineral denominado silvina. a) Investiga sobre sus aplicaciones. b) Se ha preparado una disolución de cloruro potásico (KCl) disolviendo 5 g en agua destilada y completando hasta obtener 500 mL de disolución. Halla su concentración molar. Una parte de dicha disolución se ha hecho reaccionar con una sal de plata a través del siguiente proceso: KCl (aq) + AgNO3 (aq) → AgCl (s) + KNO3 (aq) c) ¿Qué significa la notación AgCl (s)? ¿En qué se diferencia de los demás reactivos? ¿Qué harías para saber la cantidad exacta de AgCl obtenido? d) Si hemos obtenido 2,2 g de residuo sólido, calcula la cantidad de cloruro potásico que ha reaccionado. e) A partir de este dato, deduce el volumen de la disolución b que se ha usado. a) Se puede consultar la página http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_potasio,de donde transcribimos: “Realmente tiene multitud de usos; quizá el principal sea como fertilizante. Pero también se usa en las industrias farmacéutica, química y alimentaria: comida preparada, sustituto de la sal, fórmulas lácteas para bebés, hemodiálisis y soluciones intravenosas, carnes en salmuera, salsas, sopas, emulsiones fotográficas para películas, etc.”. b) c
=
n V(L)
=
m(g) MV(L)
=
5(g) 0,13mol/L 74,5(g/mol) 0,5 (L) =
⋅
c) Los reactivos (aq) están en disolución. El AgCl (s) precipita como sólido insoluble en el fondo del recipiente. La forma fácil de proceder es filtrando la disolución de modo que el AgCl (s) quede retenido en el filtro, y a continuación secarlo y se pesarlo. d) El número de moles de AgCl será: n = m/M = 2,2 (g)/143 (g/mol) = 0,015 mol de AgCl. A partir de la estequiometría de la reacción se ve que serán también 0,015 los moles de KCl que equivalen a 0,015 ⋅ 74,5 = 1,12 g. e) Tomamos el dato de los moles: 0,015 mol de KCl requieren la siguiente cantidad de disolución 0,13 mol/L: V
=
n c
=
0,015(mol) 0,13(mol/L)
=
0,12 L
58. Tenemos 150 mL de disolución de HCl 0,50 mol/L y echamos en ella un trozo de hierro de 2,0 g, el cual reacciona con el HCl para dar cloruro de hierro(III) y gas H 2 que se desprende. a) Escribe y ajusta el proceso que tiene lugar. b) Deduce cuál es el reactivo limitante y si quedará algo de hierro sin reaccionar. c) ¿Qué volumen de H2 se desprende, medido a 0 °C y 1 bar? Cálculos químicos
Unidad 10
29
SOLUCIONARIO a) 6 HCl + 2 Fe → 2 FeCl3 + 3 H2 (g) b) Moles de HCl en la disolución: n = cV = 0,5 (mol/L) ⋅ 0,150 (L) = 0,075 mol. Moles de hierro: n = m/M = 2 (g)/55,8 (g/mol) = 0,036 mol. Según la estequiometría del proceso, se ve que hace falta 3 veces más moles de HCl que de hierro; por tanto, para 0,036 mol de hierro harían falta 0,036 ⋅ 3 = 0,108 mol de HCl; pero solo hay 0,075 mol. Así pues, el HCl se gasta todo y es el reactivo limitante. La cantidad de hierro que reacciona será de 0,075/3 = 0,025 mol de hierro. Quedan sin reaccionar 0,036 − 0,025 = 0,011 mol de hierro, que son 0,011 ⋅ 55,8 = 0,61 g. c) La cantidad de H2 que se desprende se deduce de la estequiometría del proceso. Mirando el ajuste, se ve que se desprenden la mitad de moles que los de HCl que reaccionan; es decir, 0,075/2 = 0,0375 mol de H2. Que son 0,0375 (mol) ⋅ 22,7 (L/mol) = 0,85 L de H2 medidos a 0 °C y 1 bar. 59. El primer paso en la obtención del ácido nítrico de forma industrial (proceso de Ostwald) consiste en la oxidación del amoniaco según el siguiente proceso: NH3 (g) + O2 (g) → NO (g) + H2O (g). Ajusta el proceso y deduce cuántos litros de NO se obtienen con 500 L de NH 3 en las mismas condiciones de presión y temperatura. Los datos están en las mismas codiciones de presión y temperatura, luego podemos establecer la proporción en litros. Ajustamos el proceso: 2 NH3 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 NO (g) + 3 H2O (g). Se ve que la proporción (en moles y en litros) de NO es la misma que de NH 3; por tanto, se obtienen 500 L de NO. 60. ¿Puede darse un proceso químico como el descrito si cada matraz representa 1 g de sustancia? ¿Y si cada uno representa 1 L de gas? Pon ejemplos. Si cada uno representa 1 g de sustancia, el proceso se leería así: 1 g + 2 g = 2 g, lo cual va contra la ley de la conservación de la masa, y, por tanto, es imposible. Pero sí en volumen, o en moles, lo cual es equivalente según la hipótesis de Avogadro. En efecto, ello sería posible para las reacciones siguientes; por ejemplo, O2 + 2 H2 → 2 H2O; O2 + 2 Cl2 → 2 Cl2O. 61. Si cada uno de los matraces anteriores representa 2 L de gas, medidos a 0 °C y 1 atm, ¿cuántas moléculas habrá entre todos ellos? En total serían 10 L, es decir, (10/22,4)N A = 2,69 ⋅ 1023 moléculas. 63. Los camellos almacenan la grasa triestearina (C57H110O6) en su giba. Además de constituir una fuente de energía, la grasa es una fuente de agua, ya que se produce la reacción: C57H110O6 (s) + O2 → CO2 (g) + H2O (l) a) Ajusta la reacción. ¿Qué masa de agua puede obtener el camello si quema 1 kg de grasa? b) ¿Cuántos moles de oxígeno necesita para quemar toda la grasa contenida en su giba (aproximadamente, 25 kg)? a) y b) Ajustamos el proceso: C57H110O6 (s) + 163 / 2 O 2 (g) → 57 CO2 (g) + 55 H2O (l) C57H110O6 (s) Se calculan las masas molares (g/mol)
890
Se pasa el dato a moles
1000 = 1,12 mol 890
Se establece la proporción en moles Se pasan los moles a gramos
163 / 2 O 2 (g)
+
32
163 ⋅ 1,12 = 91,3 mol 2
→
57 CO2 (g)
44
+
55 H2O (l)
18
55 ⋅ 1,12 = 61,6 mol 61,6 ⋅ 18 = 1,1 ⋅ 103 g
PON A PRUEBA TUS COMPETENCIAS APLICA LO APRENDIDO 1. Averigua el significado de los siguientes términos: alumbre, ferromagnético, electrólisis. – Alumbre. Es un sulfato doble compuesto por el sulfato de un metal trivalente (como el aluminio), y otro de un metal monovalente. Ejemplo: alumbre potásico KAl(SO4)2 ⋅ 12H2O. – Ferromagnético. En general se aplica a un material, como el hierro o el níquel, que tiene propiedades magnéticas. – Electrólisis. Es el proceso que tiene lugar cuando se aplica una diferencia de potencial entre dos electrodos y se realiza una reacción redox en el seno de una sustancia líquida. 30
Unidad 10
Cálculos químicos
SOLUCIONARIO 2. En la sociedad occidental, muchas de las materias primas que se utilizan para producir objetos no se encuentran en dichos países y se tienen que conseguir en otros, provocando en muchas ocasiones conflictos de difícil solución. Después de ver el vídeo La mina: historia de una montaña sagrada en www.e-sm.net/fq4esoc88, describe el conflicto provocado por una empresa extranjera en un poblado de la India. a) Escribe tu postura personal ante el grave problema que presentan las imágenes. b) Distribuid la clase en posturas a favor y en contra de la empresa. Realizad un debate sobre el problema que provoca el conflicto. c) Elaborad, por grupos, una carta a la empresa y otra a los nativos mostrando vuestros apoyos o repulsas ante su forma de actuar. Respuesta libre. 3. La producción de aluminio en millones de toneladas en los años 1992 y 2004 (Fuente: International Aluminium Association) fue la siguiente: África 1992 2004
617 1711
América del Norte 6016 5110
América Latina 1949 2356
Europa y Rusia 3319 8433
Asia 1379 2735
Oceanía
Total
1483 2246
14 763 22 591
a) Calcula qué continente ha aumentado porcentualmente más la producción de aluminio. b) Respecto a la producción total, halla el porcentaje de cada continente en ambos años. c) ¿Qué conclusiones obtienes? a) y b) América América Europa África Asia Oceanía del Norte Latina y Rusia 1992 617 6016 1949 1379 3319 1483 2004 1711 5110 2356 2735 8433 2246 Aumento porcentual 277,3 % 84,9 % 120,9 % 198,3 % 254,1% 151,4 % % del total en 1992 4,2 % 40,8 % 13,2 % 9,3 % 22,5 % 10,0 % % del total en el 2004 7,6 % 22,6 % 10,4 % 12,1 % 37,3 % 9,9 %
Total 14 763 22 591 153,0 %
c) Los países en desarrollo obtienen un aumento porcentual mayor, puesto que además partían de producciones más bajas. Sin embargo, Europa, Rusia y América del Norte tienen un mayor porcentaje de consumo. 4. Si la energía consumida en la producción de aluminio a partir de la bauxita es 297 kJ/mol y la energía necesaria para reciclar aluminio es 26,1 kJ/mol, calcula el porcentaje de energía que se ahorra reciclando. El ahorro es de 297 − 26,1 = 270,9 kJ/mol. La proporción es del (270,9 / 297) ⋅ 100 = 91,2 %. 5. ¿Qué significado tiene este símbolo? Elabora un informe sobre el reciclado del aluminio. Para ello busca información en www.e-sm.net/fq4esoc89. El símbolo representa el código de reciclaje del aluminio para dar a conocer a los ciudadanos que ese aluminio procede del reciclado. Datos de 1993: la tasa de reciclaje llegó al 5 %; 1994: 1,6 %; 1995: 14 %; 1996: 17 %; 1997: 19 %; 2001: 24 %; 2003: 25,6 %; en el año 2009 llegó al 33 %, y en el 2011, al 40 %. 6. Busca información y explica qué significa que el aluminio es de segunda fusión. Elabora un diagrama de barras con la producción de aluminio de segunda fusión con los datos de la siguiente tabla. Producción de aluminio de segunda fusión (miles de t) 1998 1999 2000 2001 2002 2003 210,00 224,00 240,52 221,72 242,60 260,68 2004 2005 2006 2007 2008 2009 290,03 310,17 335,16 345,12 319,73 218,61 Se llama aluminio de segunda fusión al que procede de chatarras, recortes de aluminio provenientes de aluminio ya usado y de recortes de fabricación, así como al aluminio procedente del reciclado de envases.
400 350 300 250 200 150 100 50 0
8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 9 9 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 9 1 9 2 0 2 0 2 0 2 0 2 0 2 0 2 2 2 2 1
7. Enumera los usos y aplicaciones que tiene el aluminio. Puedes informarte en los siguientes enlaces: www.e-sm.net/fq4esoc90, www.e-sm.net/fq4esoc91 – En estado puro se aprovechan sus propiedades ópticas para fabricar espejos domésticos e industriales, como pueden ser los de los telescopios reflectores. Su uso más popular, sin embargo, es como papel aluminio y latas. – Aleado con otros metales se utiliza para fabricar contenedores criogénicos, estructuras arquitectónicas, en industria de vehículos y calderería, utensilios domésticos y herramientas, soldadura aluminotérmica o combustible químico. Cálculos químicos
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