quimica-5s-3bim-130815144220-phpapp02

Educamos para la VIDA y también para la UNIVERSIDAD

L ín í n e a d e T ie ie m p o F r i t z H a b er er

Nace en Breslau (Polonia), Fritz Haber.

1868 1869 Manuel Pardo es elegido alcalde de Lima.

Descubre el proceso de síntesis del amoniaco por combinación directa del nitrógeno e hidrógeno.

1913

Fue galardonado con el premio Nobel de Química por sus investigaciones. Segundo gobierno de Guillermo Billinghurst.

1918 Muere en Basilea Suiza, Fritz Haber.

1934 Segundo gobierno de José Pardo y Barreda.

Segundo gobierno de Óscar R. Benavides.

CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE

III Bim. / QUÍMICA / 5TO. AÑO 61


Composición Centesimal (C.C.) Es la determinación del porcentaje en masa de una sustancia en un compuesto o mezcla. Los alimentos presentan un informe nutricional en función de la composición centesimal. % parte =

masa parte x 100 masa total

Ejemplo:

Un hidrocarburo de masa molar igual a 30 g/mol contiene 80% de carbono y 20% de hidrógeno. Indica la fórmula molecular. Procedimiento:

∑ % partes = 100%

1. Toma 100 g del compuesto.

Ejemplo:

Indica la composición centesimal del anhídrido sulfúrico SO3.

Carbono: 80 g; hidrógeno: 20 g



Se determina la masa molar del SO3. Azufre 1 x 32 = 32 + Oxígeno 3 x 16 = 48 M =80 g/mol

% Azufre = 32 x 100 = 40% 80 % Oxígeno =

48 x 100 = 60% 80

FÓRMULA MOLECULAR (F (F.M.) .M.) Es la verdadera fórmula de un compuesto químico. En ella se representa correctamente el número de átomos que forman a la molécula.

FÓRMULA EMPÍRICA (F.E.) Es la fórmula más simple de un compuesto químico. Las dos fórmulas, molecular y empírica, poseen la misma composición centesimal.

3. Compara el Nº de at-g (divide con el menor valor obtenido) Carbono 6,67 = 1 6,67 Hidrógeno 20 = 2,99 6,67 4. Si los números son enteros o aproximadamente aproxim adamente enteros, éstos se colocan en la fórmula empírica. F.E. .E.:: C1H3

Compuesto

F.M.

F.E.

q

Glucosa

C6H12O6

CH2O

6

5. Se determina determina el valor de de q y con ello la fórmula molecular.

Tetróxido de nitrógeno

N2O4

NO2

2

C1H3 MFE = 12 + 3 = 15 g/mol M 30 Entonces q = = =2 MFE 15 Luego la fórmula molecular es

F.M. = F.E. x q para hallar q


2. Av Averigua erigua el Nº de at-g= masa P.A. Carbono 80 = 6,67 at-g 12 Hidrógeno 20 = 20 at-g 1

q =

M M FE

C1H3 x 2 ⇒ C2H6 CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE


III.

Nivel I I.

Halla la composición de cada elemento presente en el compuesto.

1)

CO2

2)

Halla la fórmula empírica para las siguientes moléculas:

13)

C6H12O6

14)

C2H6

15)

C2H2

20)

a) 3 d) 6

N2O5

21)

Nivel II 3)

H3PO4

4)

CaCO3

5)

C6H12O6

6)

H2SO4

16)

17)

7)

HNO3

II.

Halla la fórmula empírica para:

8)

C = 75% ; H = 25%

9)

N = 30,43% ; O = 69,57%

10)

11)

12)

C = 40% ; H = 6,67% ; O = 53,33% C = 82,76% ;

Indica la composición centesimal del gas etano C2H6. a) b) c) d) e)

H = 17,24%

C = 92,3% ; H = 7,7%

%C = 80 ; %H = 20 %C = 75 ; %H = 25 %C = 50 ; %H = 50 %C = 60 ; %H = 40 %C = 40 ; %H = 60

19)

22)

b) 45% e) 75%

c) 50%

En el compuesto MgSOx existe 20% de magnesio. Indica el valor de x. Masa atómica (Mg = 24, S = 32, O = 16) a) 1 d) 4


b) 2 e) 5

c) 3

c) 5

En el compuesto ZnS . x H2O existe 34,76% de cinc. Señala la atomicidad del compuesto. b) 13 e) 17

c) 14

Un mineral de cobre contiene 70% de CuO. ¿Cuál es el porcentaje de cobre en el mineral? Masa atómica (Cu = 63,5; O = 16) a) 72% b) 65% c) 55,9% d) 60,3% e) 75,2%

23)

Determina el porcentaje porcentaje de carbono en el compuesto CH3COOH. a) 40% d) 60%

b) 4 e) 7

a) 12 d) 16

Halla el porcentaje porcentaje de agua en el compuesto de: Ca3(PO4)2 . 10 H2O Masa atómica: Ca = 40, P = 31, O = 16, H = 1. a) 50% b) 62,5% c) 36,7% d) 40,8% e) 50,4%

18)

En la sal hidratada FeCl3 . x H2O existe 43,67% de H2O. Indica el valor de x. Masa atómica (Fe = 56; Cl = 35,5; H = 1; O = 16)

Un mineral contiene 42% de hierro. ¿Cuál es el porcentaje de Fe2O3 en el mineral? a) 40% d) 60%

24)

b) 42% e) 72%

c) 50%

En el compuesto x existe 50,95% de x. ¿Cuál es el porcentaje de x en el siguiente compuesto? x

x

x

?

a) 76,2% b) 85,3% c) 60,5% d) 50% e) 40,7% III Bim. / QUÍMICA / 5TO. AÑO 63


En la especie FeClx existe 34,46% de hierro. Indica la atomicidad del compuesto. Masa atómica (Fe = 56; Cl = 35,5)

25)

a) 2 d) 5

b) 3 e) 6

31)

32)

a) CrO b) Cr2O3 c) CrO3 d) CrO2 e) Cr3O4 Un hidrocarburo posee 81,82% de carbono y el resto de hidrógeno. Indica la fórmula empírica.

27)

a) CH3 b) CH4 c) C2H5 d) C3H8 e) C4H9 Un hidrocarburo de masa molar de 58 g/mol contiene 82,76% de carbono. ¿Cuál es su fórmula molecular?

28)

34)

Un compuesto contiene 44,44% de carbono; 6,18% de hidrógeno y 49,38% de oxígeno. oxígeno. Si la masa molar es 810 g/mol, indica la atomicidad del compuesto. a) 105 d) 109

30)

b) 121 e) 142

c) 135

a) 10 d) 17

b) 12 e) 19

c) 15


36)

b) 5 e) 10

b) 45% e) 58%

38)

c) 5

Un mineral contiene 32,5%. ¿Cuál es el porcentaje de CuSO4 en el mineral? Masa atómica (Cu = 63,5; S = 32; O = 16) b) 81,6 e) 85,9

b) 5 e) 8

c) 6

Un compuesto orgánico posee la siguiente composición centesimal: Carbono 40%, hidrógeno 6,67% y oxígeno 53,33%. Si la masa molar es mayor que 150 g/mol pero menor que 192 g/mol, indica la fórmula molecular. a) C6H10O8 d) C10H20O10 b) C6H12O6 e) C5H10O8 c) C12H22O11

39)

c) 6

c) 52%

Un óxido contiene 30,43% de nitrógeno si la masa molar es 92 g/mol. Indica la atomicidad del óxido. a) 4 d) 7

Un mineral mineral de hierro hierro contiene 60% de Fe 2 O 3 . ¿Cuál es el porcentaje de hierro en el mineral? Masa atómica (Fe = 56, O = 16)

a) 80,6 d) 83,7

Al quemar un hidrocarburo CxH y se forma 0,5 mol de CO2 y 0,6 mol de H2O. Indica el mínimo valor de “x + y”.

b) 3 e) 4

En la sal hidratada MgSO4 x H2O existe 60% de H2O. Indica el valor de x. Masa atómica (Mg = 24, S = 32, O = 16, H = 1)

a) 42% d) 56% 35)

%H = 20 %H = 25 %H = 50 %H = 40 %H = 30

En el compuesto CaCOx existe 40% de calcio. Indica el valor de x. Masa atómica (Ca = 40; O = 16; C = 12)

a) 3 d) 7

a) C2H6 b) C4H8 c) C4H10 d) C5H12 e) C6H6 29)

%C = 80 ; %C = 75 ; %C = 50 ; %C = 60 ; %C = 70 ;

a) 1 d) 2 33)

37)

Halla la composición centesimal del gas metano CH4. a) b) c) d) e)

c) 4

Un óxido contiene 48% de oxígeno y 52% de cromo. ¿Cuál es su fórmula empírica? Masa atómica (Cr = 52, O = 16)

26)

Nivel III

Un hidrocarburo posee 82,76% de carbono y 17,24% de hidrógeno. Si la molécula del hidrocarburo posee 14 átomos, indica la masa molar del hidrocarburo. a) 30 g/mol b) 42 g/mol c) 50 g/mol

40)

d) 58 g/mol e) 62 g/mol

Al quemar un hidrocarburo se forma 13,2 g de CO2 y 7,2 g de H2O. Indica la fórmula empírica del hidrocarburo. a) C2H10 b) C3H8 c) C2H6 d) C5H12 e) C7H16

c) 82,3

Una arcilla arcilla contiene contiene 60% 60% de arena y 20% de agua. Si la arcilla se seca, ¿cuál es el porcentaje de arena? a) 50% d) 80%

b) 60% e) 92%

c) 75% CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE


41)

En una mina mina se encontró una muestra de sal cálcica que pesaba 6,36 g y que contiene 2,55 g del metal. ¿Cuál de las siguientes es la muestra? Masas atómicas (Ca = 40; Cl = 35,5; O = 16; N = 14; S = 32; C = 12)

46)

a) 60% d) 25% 47)

a) Ca(ClO3)2 d) CaCl2 b) Ca(NO3)2 e) CaCO3 c) CaSO4 42)

Un compuesto contiene 92,3% de C y 7,7% de H. La masa de un litro de dicho compuesto en condiciones normales es de 1,165 g. Indica su fórmula molecular. a) C2H2 b) C2H4 c) C3H6 d) C6H6 e) C4H10

43)

Si el compuesto R contiene 2,98 g de carbono por gramo de hidrógeno,, ¿cuál es la atomicidad hidrógeno de R? a) 4 d) 7

44)

b) 19 e) 30

c) 80%

Señala la composición centesimal del ácido sulfúrico. P.A. (H = 1; S = 32) a) b) c) d) e)

48)

b) 75% e) 49%

49)

30% H ; 70% S 20% H ; 10% S ; 70% O 5,88% H ; 20,12% S ; 74% O 5,88% H ; 94,112% S 50% H ; 50% S

Un mineral contiene 90% de Fe2O3. ¿Cuál es el porcentaje de hierro en el mineral? P.A. (Fe = 56; O = 16) a) 70% d) 75%

50)

b) 60% e) 82%

c) 63%

Unos huesos que pesan 6 kilogramos contienen 75% de fosfato de calcio. ¿Qué peso de fósforo existe en los huesos? P.A. (Ca = 40; P = 31; O = 16) a) 0,9 kg b) 4,5 kg c) 1,75 kg

d) 1,25 kg e) 2,7 kg

Determina el porcentaje porcentaje de agua en el sulfato de magnesio dihidratado (M = 156 g/mol). a) 23,07% b) 46,15% c) 92,3%

d) 76,93% e) 53,85%

c) 6

Un compuesto que contiene contiene C, H y O pesa 2,32g y por combustión con el oxígeno forma 3,4 g de CO2. Otra muestra del mismo compuesto que pesa 25 g libera 15 g de agua. Si la masa molar del compuesto es 180 g/mol, ¿cuántos átomos posee la molécula del compuesto? a) 18 d) 24

45)

b) 5 e) 8

Calcular el porcentaje de carbono en el etano C 2H6. P.A. (C = 12; H = 1)

c) 20

La combustión de 2,8 2,8 litros de un compuesto gaseoso que contiene solamente carbono e hidrógeno requiere de 18,2 litros de oxígeno y produce 11,2 litros de CO2 y 11,25 g de H 2O. Si todos los gases se midieron a condiciones normales, indica la fórmula molecular del compuesto.

El filósofo griego Aristóteles pensaba que las sustancias estaban formadas por cuatro elementos: tierra, aire, agua y fuego. Paralelamente discurría otra corriente paralela, el atomismo, que postulaba que la materia estaba formada de átomos, partículas indivisibles que se podían considerar la unidad mínima de materia. Esta teoría, propuesta por el filósofo griego Demócrito de Abdera no fue popular en la cultura occidental dado el peso de las obras de Aristóteles en Europa. Sin embargo tenía seguidores (entre ellos Lucrecio) y la idea se quedó presente hasta el principio de la Edad Moderna.

a) C2H6 b) C3H8 c) C4H10 d) C5H12 e) C6H14 CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE



Línea de Tiem po G le n n T h e od o r e S e ab o r g

Nace en Michigan (EE.UU), Glenn Seaborg.

1912 Inicio del gobierno de Billinghurst.

1941 Dirige la investigación sobre física y química nuclear relacionada con el proyecto “Manhattan”.

Dirige la Comisión de energía atómica de los EE.UU.

Fallece Glenn Seaborg en Berkeley (EE.UU).

1942

1946 Gobierno de José Luis Bustamante y Rivero.

1961 La IUPAC anuncia que el elemento 106 de la tabla periódica llevaría el nombre de Seaborgium.

Guerra con el Ecuador.

Gobierno de Manuel Prado Ugarteche.

1967

1977

Primer gobierno de Fernando Belaúnde Terry.

Gobierno de Francisco Morales Bermúdez.

1999

Gobierno de Alberto Fujimori.




Estado Gaseoso I Los gases se caracterizan porque sus moléculas se mueven al azar en todas las direcciones, motivadas por su elevada energía cinética. Una gran cantidad de reacciones químicas ocurren en el estado gaseoso, así el hidrógeno y el oxígeno gaseosos activados por una chispa eléctrica reaccionan formando agua; similarmente el hidrógeno y nitrógeno para formar amoniaco. Por otro lado, muchas sustancias gaseosas intervienen en procesos como: combustión, motores de explosión interna, aire atmosférico, gases contaminantes y tantos otros que hacen una necesidad conocer sus propiedades y leyes que los rigen.

PROPIEDADES DE LOS GASES 1. Expansibilidad Las moléculas del gas se mueven ocupando todo el volumen del recipiente que lo contiene o volumen disponible.

2. Fluidez Los gases no presentan forma propia, sino que se adaptan la fórmula del recipiente que los contiene.

3. Elasticidad Una vez que cesa la causa deformadora, los gases tratan de recuperar sus dimensiones originales.

4. Difusibilidad Es el fenómeno por el cual las moléculas de un gas se distribuyen uniformemente, en otro gas. También es la capacidad de las moléculas gaseosas para pasar a través de aberturas pequeñas.

5. Compresibilidad Los gases pueden disminuir sus dimensiones con mucha facilidad por el efecto de la presión.

Personaje del Tema

Jan Baptist van Helmont Químico, fisiólogo y médico belga que reconoció la existencia de gases discretos e identificó el dióxido de carbono. Puede considerarse a Jan Baptist van Helmont como puente entre la alquimia y la Química, aunque con inclinaciones místicas y creyentes de la piedra filosofal. Fue un observador cuidadoso y un experimentador exacto. 1577: Nació en Bruselas. 1644: Murió en la actual Bélgica. Inventó la palabra “gas” (del griego caos). • Cultivó un árbol, al cual lo plantó en la tierra y utilizó el agua como elemento principal de la química. • Algunos lo llamaron el padre de la Bioquímica. •

El émbolo tratará de retornar al dejarse de presionar

Debido a la presión

Se comprime




LEY UNIVERSAL DE LOS GASES Se aplica a cualquier masa gaseosa, e implica a las variables de estado de un gas (presión (P), volumen (V) y temperatura (T) ) ; las medidas de estas magnitudes nos da información sobre la condición física en la que se halla un gas. En la Ley Universal se cumple que el producto de su presión absoluta y volumen, es igual al producto de su número de moles por la constante universal y su temperatura absoluta. Variables de Estado (Presión, Volumen y Temperatura)

V1 = 4 L T1 = 300 K P1 = 2 atm

V2 = 8L T2 = 430 K P2 = ? P1V1 P2V2 = T1 T2

P2 =

P1 V1 T2 = (2)(4)(430) T1 V2 (300)(8)

P2 = 1,43 atm

PV = RTn

Donde: P → Presión V → Volumen n → Número de moles T → Temperatura R → Constante universal 2 3 mmHg . L R = 0,082 atm . L ; R = 62,4 mol - g . K ; R = 10,8 lb / pulg . pie mol - g . K mol - lb . °R

Ejemplo:

¿Cuál es el volumen de 2 moles de gas hidrógeno a la temperatura de 127 º C y 4,1 atm? Solución:

P = 4,1 atm T = 400 K n=2 R = 0,082 V=?

PV = RTn V = RTn = (0,082)(400)(2) = 16 litros P 4,1

En el campo de concentración de Auschwitz, construido por los nazis en las inmediaciones de la aldea de Oswiecim, se ensayó el método de la gasificación para eliminar en masa a un número considerable de víctimas judías. En Auschwitz perdieron la vida unas cuatro millones de personas, a razón de ‘‘dos mil cadáveres cada 12 horas’’, según informes de los ‘‘técnicos’’ por la aplicación del famoso gas ‘‘Zyklon - B’’, que no es otra cosa que ácido cianhídrico HCN, un veneno para matar ratas.

LEY GENERAL DE LOS GASES Ecuación general: Donde: P1V1 P2V2 T1 = T2

P1 y P2 : T1 y T2 : V1 y V2 :

Presiones absolutas, inicial y final. Temperaturas absolutas, inicial y final. Volúmenes absolutos, inicial y final.

Ejemplo:

Cuatro litros de un gas a 27º C y 2atm de presión se calientan hasta 157º C siendo su volumen de 8 litros. ¿Cuál será la presión final? Solución:




1.

¿Cuál será el número de moles de un gas que se encuentra en un balón de 10 L de capacidad, a una presión de 41 atm y una temperatura de 127º C? Resolución:

n=? V = 10 L P = 41 atm T = 127º C

La temperatura está en grados celsius, luego la convertiremos a grados Kelvin.

127 + 273 = 400 K

R : Constante universal de los gases ideales. Como la presión está en atm, se utilizará el valor de 0,082. Luego: Para resolver este tipo de problemas se utilizará la ecuación general de los gases ideales PV = nRT. P. V = n . R . T n = P . V → n = 41 x 10 0,082 x 400 R.T Rpta.: 12,5 moles 2.

Determina el volumen que ocupa 80 g de CH4 a 37º C y 25, 4 atm de presión.P.A. (C = 12 , H = 1) Resolución:

V=? Notamos que para hallar el volumen con la ecuación n=? PV=nRT nos está faltando n; pero sabemos que el número P = 25,4 atm de moles se puede calcular de la siguiente manera: T = 37º C Donde: n =W R = 0,082 atm . L W : Masa P.F. mol - g . K P.F. : Peso fórmula Luego: P.F. (CH4) = 1C + 4H = 1(12) + 4(1) = 16 g/mol

El hidrógeno es un elemento gaseoso cuyo empleo más importante es la síntesis del amoniaco. La utilización del hidrógeno está aumentando con rapidez en las operaciones de refinación del petróleo, como el rompimiento por hidrógeno (Hydrocracking) y en el tratamiento con hidrógeno para eliminar azufre. Se consumen grandes cantidades de hidrógeno en la halogenación catalítica de aceites vegetales líquidos insaturados para obtener grasas sólidas. La hidrogenación se utiliza en la manufactura de productos químicos orgánicos. Grandes cantidades de hidrógeno se emplean como combustible de cohetes, en combinación con oxígeno o flúor, y como un propulsor de cohetes impulsados por energía nuclear.

Entonces: n = 80 → n = 5 moles 16 Observamos que la temperatura está en grados celsius y la transformaremos a kelvin. → 37 + 273 = 310 K Luego: En la ecuación PV = nRT → 25,4 x V = 5 x 0,082 x 310 V = 5 x 0,082 x 310 25,4 Rpta.: 5,00 L




3.

Si 30,1 x 1023 moléculas de SO3 ocupan un volumen de 10 L a 27 º C. halla la presión que ejerce en atmósferas. P.A. (S = 32; O = 16) Resolución:

5.

Calcula la densidad del gas metano (CH4) a una temperatura de 127ºC y 8 atm de presión. P.A.(C = 12; H = 1)

P=? Primero hallamos la temperatura en Kelvin: V = 10 L → 27 + 273 = 300 K T = 27º C Luego para hallar la presión es necesario conocer n=? el número de moles ‘‘n’’. atm . L R = 0,082 mol - g . K Sabemos que: 1 mol de SO3 → 6,02 x 1023 moléculas de SO3 Entonces:

Resolución:

Para resolver este problema utilizaremos la ecuación universal de los gases PV = nRT. Pero como interviene la densidad y sabemos que D = W/V, entonces: P.V = nRT W P.V = W R.T → P.M = R.T V M Luego: Los datos que tenemos son: P = 8 atm T = 127º C R = 0,082 atm . L mol-g.k D=? M(CH4) = 1(12) + 4(1) = 16g/mol

1 mol de SO3 → 6,02 x 1023 moléculas de SO3 n moles de SO3 → 30,1 x 1023 moléculas de SO3 30,1 x 1023 x 1 moles 6,02 x 1023 n = 5 moles

→ n =

Luego: Conociendo ‘‘n’’ utilizamos la ecuación PV = nRT. → P(10) = (5)(0,082)(300)

Entonces: En la fórmula: P .M = D .R .T 8 x 16 = D x 0,082 x 400 D = 8 x 16 0,082 x 400

P = 5 x 0,082 x 300 10 Rpta.: 12,3 atm 4.

Halla el volumen de 60 g de gas etano C2H6 a C.N. P.A. (C = 12 , H = 1)

Rpta.: 3,902 g/L

Resolución:

Sabemos que 1 mol de cualquier gas a condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 litros: 1 mol (C2H6 ) → 22,4 L → C.N. n moles (C2H6 ) → x L Luego hallando ‘‘n’’: W como n = P.F. ; entonces P.F. = 2(12) + 6(1) = 30 g/mol 60 → n = 2 moles → n= 30 Entonces: 1 mol C2H6 → 22,4 L x = 22,4 x 2 L 1 2 moles C2H6 → x L Rpta.: 44,8 L


Nivel I 1)

Determina el volumen ocupado por 2 moles a 527º C y 8,2 atm. a) 14 L d) 15 L

2)

b) 16 L e) 4 L

c) 8 L

Determina el volumen ocupado por 2 moles a 127º C y 8,2 atm. a) 16 L d) 10 L

b) 14 L e) 8 L

c) 12 L



3)

Un gas ocupa 6 L a 27º C y 5 atm. ¿Qué volumen ocupa a 8 atm y 127º C? a) 2 L d) 5 L

4)

b) 3 L e) 6 L

5)

10)

d) 2,5 atm e) 4 atm

No es variable fundamental del estado gaseoso.

11)

Para un mol de gas. ¿cuál es la relación más probable, según la ecuación universal, para determinar el volumen de un gas? V = Pn/RT V = Rn/nT V = RT/P V = RPT V = P/RT

Determina la presión en mmHg de 3 moles de gas a 527 º C si ocupa un volumen de 3,12 litros. a) 3,2 d) 480

8)

Determina el volumen ocupado por 0,5 g de gas hidrógeno a 527ºC y a 124,8 mmHg.

Cierta masa de gas se encuentra a la presión de 2 atm y la temperatura de 27º C, ocupando un volumen de 30 L. ¿Cuál será el volumen que ocupa el gas si la temperatura a cambiado a 127 º C y la presión es de 4 atm?

Determina la presión de 10 g de gas hidrógeno que ocupa un volumen de 12,5 L a una temperatura de 227º C. d) 32,8 atm e) 4 atm

Se tiene 400 ml de un gas ideal a 27º C y 1 atm. Si se cuadruplica su volumen a igual presión, determina la nueva temperatura.

Si la presión aumenta en 20% y el volumen disminuye en 25%, ¿qué sucede con la temperatura? a) b) c) d) e)

Aumenta 90% Disminuye 90% Aumenta 10% Disminuye 10% No varía

Nivel II 16)

Determina el volumen ocupado por 80 g de gas metano a 327º C y a 16, 4 atm.

a) 120 K b) 12 K c) 1200 K d) 140 K e) 1400 K

b) 48 000 c) 4,8 e) 32 000

a) 16,4 atm b) 8,2 atm c) 4,1 atm

c) 6 L

a) 2 L b) 20 L c) 10 L d) 0,1 L e) 0,2 L 13)

7)

15)

Cuando la presión se duplica el volumen se reduce a la tercera parte. ¿Qué sucede con la temperatura? a) b) c) d) e)

a) 15 L b) 20 L c) 30 L d) 45 L e) 60 L 12)

a) b) c) d) e)

b) 4 L e) 10 L

a) 40 L b) 60 L c) 80 L d) 100 L e) 150 L

a) Presión d) Volumen b) Temperatura e) Todas c) Densidad 6)

Determina el volumen de 2 moles de gas a 527º C y 16,4 atm. a) 2 L d) 8 L

c) 4 L

Un gas ocupa 5 L a 227º C y 3 atm. ¿Qué presión ejerce en un recipiente de 6 L a 27º C? a) 1 atm b) 1,5 atm c) 2 atm

9)

17)

Disminuye en 2/3 Aumenta en 2/3 Disminuye en 1/3 Aumenta en 1/3 No varía

Un recipiente contiene 100 mol - g de un gas desconocido a 273 atm y 0º C. ¿Qué volumen ocupará dicho gas? a) 82 L b) 0,82 L c) 20 L d) 8,2 L e) 40 L

18)

Determina la masa de 20 L de CH4 a 41 atm y 73º C. a) 900g b) 100 g c) 800 g d) 200 g e) 150 g

19)

¿Qué masa presenta un recipiente de 298 ml con CO2 a 25º C y a 1,23 atm? a) 0,4 g b) 0,8 g c) 1, 3 g d) 6, 2 g e) 0, 6 g

14)

Al disminuir el volumen de un gas en un 40% y aumentar su temperatura en 50%, ¿en cuánto excede la presión final a la inicial en porcentaje? a) 10% d) 40%


b) 20% e) 50%

c) 30%



20)

Calcula el peso molecular (M) de una sustancia gaseosa que se encuentra a 4,1 atm y 127ºC ocupando un volumen de 14 litros. a) 16 g/mol b) 14 g/mol c) 28 g/mol

21)

27)

c) 300

b) 20 e) 80

c) 30

24)

Determina el volumen ocupado por 3 moles de gas a condiciones normales. a) 67,2 L b) 66,2 L c) 44,8 L d) 22, 4 L e) 11,2 L

25)

Halla la densidad de un gas que presenta 4,1 atm y 127 º C, M = 16 g/mol. a) 1 g/L b) 2 g/L c) 4 g/L d) 8 g/L e) 16 g/L


28)

32)

b) 40 e) 25

33)

c) 45

Halla el número de moles de un gas, sabiendo que se encuentra encerrado en un recipiente de 3 litros a la presión de 0,82 atm y a la temperatura de 27º C.

29)

Determina la densidad del gas metano (CH4) en g/l a 4,1 atm y 127º C. a) 1 d) 2,5

30)

b) 1,5 e) 2,6

a) 1,4 g b) 2,8 g c) 6,8 g d) 13,6 g e) 22,8 g

34)

b) 2 e) N.A.

a) 7,72 g/mol b) 3,86 g/mol c) 38,6 g/mol

35)

d) 79,2 g/mol e) N.A.

El gas C3H8 ocupa un volumen de 20 L a una temperatura de 27º C y a una presión de 8,2 atm. Calcula la cantidad de moles de dicho gas. a) 3 d) 15

36)

c) 5

Un volumen de 31,2 L de un gas medido a 85 º C y 358 mmHg pesa 3,86 g. Entonces el peso molecular del gas es:

b) 5 e) 30

c) 10

Determina la presión del NO2 si se tiene los siguientes datos: NO2, V = 30 L, W = 460 g, T = 27º C. a) 82 atm b) 8,2 atm c) 16,4 atm

Nivel III 31)

Una muestra de gas puro a 27º C y 380 mmHg ocupa un volumen de 493 L. ¿Cuál es el número de moles de la muestra? a) 1 d) 10

c) 2

Calcula la masa que presenta un recipiente de 6 L con NH3 a 1,64 atm y 27º C.

Calcula el volumen molar de N2 a 16,4 atm y 127º C. a) 2 L/mol d) 4 L/mol b) 0,002 L/mol e) N.A. c) 0,04 L/mol

a) 1 mol b) 0,1 mol c) 2 mol d) 4 mol e) 5 mol

Calcula el volumen que ocupará una mol de un gas a 0º C y 760 mmHg. a) 11, 2 L b) 22, 4 L c) 1, 0 L d) 5, 6 L e) 12, 3 L

El volumen molar (en litros) de un gas ideal a 93º C y 0,75 atm es: (Vmolar = V/n = RT/P) a) 35 d) 50

Una masa de oxígeno (O2 ) ocupa 30 ml a 27 º C. Halla el volumen en cm 3 a 127 º C si se cumple que la presión se mantiene constante. a) 40 d) 10

23)

d) 32 g/mol e) 64 g/mol

b) 200 e) 500

¿Qué volumen ocupará 2 moles de oxígeno (O2) a 127º C y 1 atmósfera? (R = 0,082) a) 65,6 L b) 22,4 L c) 44,8 L d) 131,2 L e) N.A.

Se tiene 320 g de gas oxígeno a 27º C y en un recipiente de 624 L de capacidad. Determina la presión en mmHg ejercido por el gas. a) 100 d) 400

22)

26)

d) 1,64 atm e) 164 atm

Halla el número de moles de un gas, sabiendo que se encuentra encerrado en un recipiente de 8 L a la presión de 0,82 atm y a una temperatura de 127º C. a) 1 mol b) 0,2 moles c) 2 moles

d) 4 moles e) 5 moles



37)

Se tiene 2 recipientes de igual capacidad a las mismas condiciones de presión y temperatura. Si en uno de ellos se encuentra 0,3 x 10 24 moléculas de gas “x” y en el otro oxígeno, calcula el peso de oxígeno en el recipiente. a) 32 g d) 20 g

38)

c) 8 g

b) 3 g e) 60 g

44)

b) 50 e) 120

c) 80

¿Cuál es la masa de 624 L de gas butano (C 4 H 10 ) que se encuentra a una temperatura de 27º C y a una presión de 900 mmHg? a) 105 g b) 124 g c) 1740 g d) 1550 g e) 2510 g

45)

¿Qué volumen ocupa 128 gramos de gas O2 a 127º C y 1 atmósfera?

a) 3,3 g/L b) 5,3 g/L c) 9,3 g/L d) 13,3 g/L e) 16 g/L

46)

Determina la densidad del metano (CH4) a una presión de 780 mmHg y a una temperatutra de 127º C.

Determina la cantidad de átomos presentes en 4 L de gas amoniaco (NH3) a 527º C y 16,4 atm. (No: Número de Avogadro) a) No b) 10 No c) 4 No d) 40 No e) 50 No

47)

Se producen 112 ml de gas acetileno (C2H2) a 77º C y 750 mmHg de presión. ¿Cuál es su masa en gramos? P.A. (C = 12, H = 1) a) 10 g b) 100 g c) 0,1 g d) 0,01 g e) N.A.

42)

¿Cuántas moles contiene cierta cantidad de gas a una presión de 1248 mmHg, a una temperatura de 127º C y un volumen de 400 L? a) 5 d) 20

b) 10 e) 25

Halla las moles que ocupa un gas con 0,41 atm; una capacidad de 2 L y se encuentra a una temperatura de 77º C. a) b) c) d) e)

50)

0,011 moles 0,028 moles 0,033 moles 0,044 moles 0,066 moles

Determina la densidad del CO2 a 4 atm y 127º C. a) 5,4 g/ l b) 3,4 g/ l c) 2,4 g/ l

d) 4,4 g/ l e) 6,4 g/ l

Calcula la densidad del metano (CH4) a 27º C y 8,2 atm.

a) 0,5 g/L b) 0,3 g/L c) 1 g/L d) 1,5 g/L e) 2 g/L 41)

49)

c) 28 g

a) 22,4 L b) 65,6 L c) 44,8 L d) 131,2 L e) N.A. 40)

Un gas se encuentra a 8,2 atm, 27º C y ocupa un volumen de 300 L. Determina la cantidad de moles de dicho gas. a) 20 d) 100

¿Qué cantidad de CO2 debe estar contenido en un recipiente de 40 L de capacidad a una temperatura de 127º C y a 624 mmHg? a) 1 g d) 44 g

39)

b) 48 g e) 16 g

43)

c) 15

Halla el volumen que ocupa un gas que tiene una presión de 0,41 atm, T = 27º C y 2 moles. a) 12 L b) 1,2 L c) 0,12 L d) 122 L e) 120 L

48)

La ciencia química surge en el siglo XVII a partir de los estudios de alquimia populares entre muchos de los científicos de la época. Se considera que los principios básicos de la química se recogen por primera vez en la obra del científico británico Robert Boyle: The skeptical chymist (1661). La química como tal comienza sus andares un siglo más tarde con los trabajos del francés Antoine Lavoisier y sus descubrimientos del oxígeno, la ley de conservación de masa y la refutación de la Teoría del flogisto como teoría de la combustión.

No es considerada variable fundamental del estado gaseoso. a) b) c) d) e)

Presión Volumen Densidad Temperatura Todas son variables fundamentales




Línea d e Tiem po Jacobu s Van’t H off

1852

Nace en Rotterdam (Holanda) Jacobus Van’t Hoff.

Gobierno de José Rufino Echenique.

Propuso la hipótesis del carbono tetraédrico asimétrico, al mismo tiempo que A. Le Bel.

1874 Recibe el premio Nobel de Química por relacionar la termodinámica en las reacciones químicas y por sus estudios de las soluciones.

Gobierno de Manuel Pardo.

1901 Fallece, en Berlín, Jacobus Henricus Van’t Hoff.

1911 Gobierno de Eduardo López de Romaña.

Gobierno de Augusto B. Leguía y Salcedo.




Estado Gaseoso II 1. PROCESOS RESTRINGIDOS

En los procesos restringidos se establece una relación matemática entre las variables de estado, en los diversos cambios que experimenta el cuerpo gaseoso, pero manteniendo constante su masa y otras de las variables de estado. 1.1. Ley de Boyle - Mariotte o Proceso Isotérmico ‘‘Si la temperatura de una masa gaseosa es constante, la presión absoluta es inversamente proporcional a su volumen, y es constante’’.

Estado 1

Estado 2

P1; V1 ; T1

P2; V2 ; T2

Donde:

T1 = T2 = cte.

Entonces:

P1V1 = P2V2

1.2. Ley de Charles o Proceso Isobárico ‘‘Si la presión de una masa gaseosa es constante, el volumen del gas es proporcional a su temperatura, y es constante’’.

Estado 1

Estado 2

Donde:

P1; V1 ; T1

P2; V2 ; T2

P1 = P2 = cte.

Entonces:

V V1 = 2 T2 T1

1.3. Ley de Gay Lussac, Proceso Isométrico o Isocórico ‘‘Si el volumen de una masa gaseosa es constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura, y es constante’’.

Estado 1

Estado 2

Donde:

P1; V1 ; T1

P2; V2 ; T2

V1=V2 = cte.

Entonces:

P P1 = 2 T2 T1

Personaje del Tema

Joseph Louis Gay-Lussac (Francia, 1778-París, 1850)

Físico francés. Se graduó en la École Polytechnique Parisina en 1800. En 1802 observó que todos los gases se expanden una misma fracción de volumen para un mismo aumento en la temperatura, lo que reveló la existencia de un coeficiente de expansión térmica común que hizo posible la definición de una nueva escala de temperaturas, establecida con posterioridad por Lord Kelvin. En 1804 efectuó una ascensión en globo aerostático que le permitió corroborar que tanto el campo magnético terrestre como la composición química de la atmósfera permanecen constantes a partir de una determinada altura. En 1808, enunció la Ley de los volúmenes de combinación que lleva su nombre, según la cual los volúmenes de dos gases que reaccionan entre sí en idénticas condiciones de presión y temperatura guardan una relación sencilla.

2. MEZCLA DE GASES

Entre las propiedades de los gases se encuentra la de formar mezclas completamente homogéneas. 2.1. Fracción Molar (f m)

Indica el número de mol - g de uno de los componentes con respecto al número total de mol - g que tiene la mezcla. CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE



fmx

nx =n t

Recuerda

nx :mol-g de uno de los componentes nt : total de mol-g de la mezcla

nt = n1 + n2 + n3 + ... +nx 1 = fm1 + fm2 + fm3 +... + fmx

2.2. Ley de Dalton

Dalton nos indica que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada componente. Pt = P P Gas (1) + P P Gas (2) + P P Gas (3) + ... + P P Gas (x) Pt : Presión de la mezcla P P Gas (i) : Presión parcial de un componente i PP Gas (x) = fm(x) Pt 2.3. Ley de Amagat

Amagat nos indica que el volumen total de una mezcla de gases es igual a la suma de los volúmenes parciales de cada componente. Vt = VPGas (1) + V Gas (2) + V Gas (3) + ... + V Gas (x) Vt : Volumen de la mezcla VGas (i) : Volumen parcial de un componente i. V Gas (x) = fm(x) Vt 2.4 Masa Molecular Aparente (M T )

Se sabe : MT =

MT =

mt nt

mt m Gas (1) + m Gas (2) + ...+m Gas (x) nt = nt

MT =

MT =

n1M1 + n2M2 + ... + nxMx nt

fm1M1 + fm2M2 + ...+ fmxMx


El deseo del hombre por volar proviene de tiempos prehistóricos, ya que éste es vencido por la curiosidad de conocer nuevos lugares más allá de los que habita y descubre en el vuelo aéreo la posibilidad de ahorrarse tiempo y trabajo. Los primeros intentos que se realizaron con éxito datan del 21 de Noviembre de 1783, ese día el cielo de París vio asomar, majestuoso, un gigantesco globo decorado en oro y azul. A bordo iban Pilatre de Rozier, un físico de 29 años y el comandante Francois Laurent, Marqués de Arlandes y oficial de infantería. El globo, que era una enorme estructura de papel y tela, estaba inflado con aire caliente, generado por el fuego ubicado bajo la abertura inferior, el cual a su vez era alimentado por los tripulantes con paja seca. Más tarde el Montgolfier, como se llamaba el globo (en honor a los hermanos Joseph y Etienne Montgolfier, que fueron los primeros en lanzar un globo sin tripulantes y aplicar el recién descubierto gas de hidrógeno para llenar el interior del mismo), tocó tierra en las afueras de París, con sus ocupantes sanos y salvos.



Ejemplo:

Halla la masa molecular aparente de una mezcla de hidrógeno y cloro gaseosos, sabiendo que la fracción molar de hidrógeno es 0,2. (M (H) = 1 ; M (Cl) = 35,5) fmH2 + fmCl2 = 1 0,2 + fmCl2 = 1 fmCl2 = 0,8

Resolución:

Entonces:

Ahora:

MT= fmH MH + fmCl MCl

M(H2)= 2(1) = 2

2

2

2

2

MT= 0,2(2) + 0,8(71)

M(Cl2)= 2(35,5) = 71

→ MT= 57,2g/mol

1) Cierto

gas está sometido a 5 atm de presión y 27°C; luego aumenta su volumen al doble por un incremento de 50°C de temperatura. Halla la variación de la presión.

Resolución:

Para resolver este problema se utiliza :

P1V1 T1

Entonces:

=

Luego:

P1 = 5 atm P2 = ? V1 = V V2 = 2V T1 = 27°C + 273 = 300 K T2 = 27°C + 50°C = 77°C → 77+273 = 350 K Luego, hallando la variación de la presión:

P2 V2 T2

P2 x 2V 300 350 5 x 350 = P2 2 x 300 P2 = 2, 916 atm 5xV

=

Existe un grupo de gases inertes denominados comercialmente freones. Son derivados polihalogenados del metano y del etano que contienen flúor, cloro o bromo; y se usan como impulsadores de aerosoles y como refrigerantes. Los aerosoles son pequeñísimas partículas de productos químicos, aceite y partículas de polvo; siendo su tamaño de una a diez micras y escapando a la acción de la gravedad, manteniéndose siempre en suspensión, sin posarse nunca. Los freones de mayor utilización son el triclorofluorometano CCl3F y el diclorodifluorometano CCl 2F 2, conocidos industrial mente como Freón - 11 y Freón - 12, respectivamente. Estos gases ascienden hasta alturas de 20 kilómetros o más, en donde la radiación ultravioleta los disocia, y libera el cloro (Cl). El cloro y el ozono tienen diversas reacciones convirtiéndose éste último en oxígeno, lo cual origina una amenaza para la capa de ozono.

P1 - P2 = 5 - 2,916 P1 - P2 = 2,084 atm

2) La presión de un gas ideal disminuye en10%, mientras que su volumen aumenta en 5%. ¿Cuál es la variación de la temperatura? Resolución:

PV

Para la resolución de este problema utilizamos : 1 1 = T1 Sea: P1 = 100 P, entonces P2=90 P (ya que disminuye en 10%) V1 = 100 V, entonces V2= 105 V (ya que aumente en 5%) T1 = T1 T2 = T2 Entonces:

P1V1 T1

=

P2 V2 T2

P2 V2 T2




(90P) (105 V) (100P) (100 V) = T2 T1 (100P) (100 V) T = 1 → (90 P) (105 V) T2 Supongamos que

T1 T2

4) Se tiene una mezcla de gases (A, B, y C) con 60 g de A , 80 g de B y 5 moles de C con PMA = 30 g/ mol y PMB = 16 g/mol. Halla la fracción molar de cada gas.

= 1,058

Resolución:

T 1 = 100 T, entonces:

Nos están pidendo fracción molar (fmx), entonces, como sabemos que n fmx = nx tendremos t que hallar el número de moles totales y el de cada gas.

100 T 100 T = 1,058 →T2 = → T2 = 94, 518 T 1,058 T2 Luego la variación será:

(T1 - T2 ) x 100% T1 100T - 94,518 T x 100%= 5,482 T = 5,482 % → 100 T 100T T2 =

Para A :

3) A cierto Gas en un balón encerrado se le aumenta la temperatura en 10°C, entonces su presión aumenta en 10%. Halla la temperatura inicial en kelvin. Resolución:

Observamos que esto ocurre en un balón cerrado, o sea a un mismo volumen. Al utilizar :

P1 V1 T1

P2 V2

=

T2

= 5 moles

T1

=

P2 V2 T2

Luego:

, entonces V1 = V2

nT = nA + nB + nC

Luego: P1 V1

→

P1 T1

=

P2 T2

... (*)

Ahora:

P1 = 100 P T1 = T °C T2 = (T + 10)°C

P2 = 110 P (ya que aumenta en 10%) T1 = (T + 273) K (convirtiendo a kelvin) T2 = (T + 10 + 273) K

Luego en la ecuación (*) reemplazamos:

100 P 110 P = = → (T + 273) (T + 273) T1 T2 → 10 (T + 283) = 11 (T + 273) Realizamos las operaciones 10 T + 2830 = 11 T + 3003 para hallar la variable ‘‘T’’. 10 T - 11T = 3003 - 2830 - T = 173 T = -173 P1

W 60 WA = 60 g nA= A = PMA 30 PMA = 30 g/mol = 2 moles Para B : W 80 WB = 80 g nB= B = PMB 16 PMB = 16 g/mol

P2

nT = 2 + 5 +5 nT = 12 Ahora hallando la fracción molar de cada gas. 1 2 fmA = = 6 12 5 5 fmB = = 12 12 fmC =

5 12

{

Sabemos que:

T1 = T° C → T1 = - 173° C Convertimos a kelvin:

→ (T + 273) → (-173 + 273) → 100 K

Observamos que este fenómeno ocurre a bajas temperaturas por lo cual nuestra temperatura es negativa en grados celsius.




5) En un balón cerrado se tiene una mezcla de gases (O2, Ne y H2). Si el recipiente contiene 64 g de O2, 10 g de H2 y 20 g de Ne, calcula la presión parcial del Ne si el balón está sometido a una presión de 12 atm. P.A (O = 16, H = 1, Ne = 20) Nivel I

6)

Resolución: Sabemos que:

PPi = fmiPT

1)

Entonces hallaremos fmi ya que PT = 12 atm. Xi =

hallando fmi

→ nO2 =

WO

2

PMO

2

→ nH2 =

WH

2

PMH

2

→ nNe =

a) 12 L d) 20 L

ni nT

= 64 = 2 2(16)

2)

= 10 = 5 2(1)

3)

n T = nO +n H + n Ne 2

b) 16 L e) 25 L

a) I y II b) II y III c) I y III d) Sólo III e) SóloII

c) 18 L 7)

En un proceso isócoro cuando la presión se duplica, la temperatura aumenta en 600 K. Halla la temperatura en °C. a) 27 °C b) 127 °C c) 227 °C d) 327°C e) 427 °C

WNe

= 20 = 1 20 PMNe

En un proceso isotérmico, cuando la presión se triplica el volumen disminuye en 12 L. Halla el volumen inicial.

8)

En un proceso isobárico cuando el volumen aumenta en 25%, la temperatura aumentar en 300 K. Halla la temperatura inicial en °C. a) 900 b) 927 d) 1017 e) 1007

nT=8 Luego fmNe = 1 8

c) 1027

Entonces:

1 3 PP(Ne)= (12 atm) → PP(Ne)= atm 8 2

Una masa de O2 ocupa 30 ml a 27° C. Halla el volumen en cm3 a 127° C si se cumple un proceso isobárico. a) 40 d) 10

5)

b) 30 e) 80

c) 20

En un proceso isotérmico cuando la presión aumenta 25%, ¿qué sucede con el volumen? a) Aumenta 20% b) Disminuye 20% c) Amenta 80% d) Disminuye 80% e) No varía


b) 12 L e) 36 L

c) 24 L

Cuando un proceso es isotérmico, la variable que permanece constante es: a) Tiempo b) Presión c) Volumen d) Temperatura e) Densidad

9) 4)

En un proceso isotérmico cuando la presión aumenta 20%, el volumen disminuye 6 L. Halla el volumen inicial. a) 6 L d) 48 L

2

nT =2+5+1

Relaciona correctamente: I) Isócoro : Charles II) Isobárico : Gay Lussac III) Isotérmico : Boyle Mariotte

Cuando el proceso es isobárico, la variable que permanece constante es: a) Masa b) Presión c) Volumen d) Temperatura e) Velocidad

10) Cuando un proceso es isocórico, la

variable que permanece constante es: a) Masa b) Volumen c) Presión d) Temperatura e) Densidad



11) Un

gas ideal ocupa un volumen de 4 litros a 3 atm y 127° C. Si se calienta en 27° C a 6 atm, ¿qué volumen ocupa? a) 2,135 L b) 1,125 L c) 2,205 L d) 1,305 L e) 0,125 L

21) Si

la densidad de un gas es 2 g/L a condiciones normales, halla su peso molecular.

Nivel II

16) Halla

la masa molecular de una mezcla de hidrógeno y oxígeno gaseosos sabiendo que la fracción molar del hidrógeno es 0,2. (P.A. (H) = 1 ; P.A. (O) = 16) a) 26 d) 28,2

b) 30 c) 57,2 e) N.A.

12) Si la temperatura absoluta de un

gas aumenta en 50% de su valor inicial, mientras que su presión disminuye en un 50% de su valor inicial, ¿qué sucede con el volumen? a) Aumenta en 80% b) Disminuye en 300% c) No varía d) Aumenta en 200% e) Disminuye en 50%

13) La temperatura de un gas se eleva

de 27° C a 87° C. ¿Cuál debe ser la variación de presión expresado en porcentaje para que no cambie el volumen? a) 10 % b) 20 % c) 30 % d) 40 % e) 100 %

17) En

un recipiente de 900 L se mezcla oxígeno y metano de tal manera que la masa de oxígeno es el doble de la masa del metano. Halla el volumen parcial del metano (CH4 ). a) 45 L d) 90 L

b) 450 L c) 900 L e) 180 L

18) Se

tiene 240 ml de gas metano, luego de un proceso isotérmico la presión se duplica. ¿Cuál es el nuevo volumen? a) 240 ml b) 120 ml c) 140 ml d) 200 ml e) 220 ml

19) 35 14) Un

gas ideal ocupa un tanque cerrado a 4,5 atm a cierta temperatura. Si escapa 6g de gas y la presión disminuye a 3 atm, halla la masa inicial si además la temperatura no varía. a) 16 g d) 20 g

b) 15 g e) 24 g

c) 18 g

15) Halla

el número de moléculas del gas oxígeno (O2) cuando esté ocupando un volumen de 60 litros y se encuentre a la presión de 8,2 atm y a una temperatura de 27°C. a) 2 No c) 20 No e) 0,02 No

b) 0, 2 No d) 2000 No


litros de cierto gas que se hallaba a -13°C, isobáricamente su volumen se expande hasta ocupar 80 litros. ¿Cuál es la temperatura final del gas en la escala centígrada?

a) 100 g/mol d) 44,8 g/mol b) 200 g/mol e) 11,2 g/mol c) 22,4 g/mol 22) Se

tiene 2L de gas a 27°C. ¿A cuánto habrá que elevar la temperatura para que la presión aumente en un 20% si el volumen es constante? a) 87°C b) 25°C c) 27°C d) 37°C e) 127°C

23) En

cierto proceso gaseoso la presión se mantiene constante. Si la temperatura aumenta en 100%, ¿en qué porcentaje varía su densidad? a) Aumenta en 100% b) Disminuye en 100% c) No varía d) Aumenta en 50% e) Disminuye en 50%

24) Cierto

gas ideal se somete a un proceso isotérmico. Si la relación de su presión inicial y final (P 1/P2) es 0,25, ¿cuánto valdría la relación de sus densidades (D1/D2)? a) 1/2 d) 1/5

b) 2/3 e) 5/1

c) 1/4

a) 594, 28 b) 321, 28 c) 260 d) 340 e) 200 20) La presión que se ejerce sobre 40

litros de un gas aumenta desde 10 atmósferas a 20 atmósferas. Calcula el volumen final si la temperatura permanece constante (proceso isotérmico). a) 30 L d) 25 L

b) 15 L e) 12 L

c) 20 L



25) Si

la presión absoluta de un gas aumenta en 20% y la temperatura disminuye en 40% (ambos con respecto a su valor inicial), ¿en qué porcentaje varía su volumen?

P

T

V 90cm

26) En

un recipiente de 12,5 litros se introducen pesos iguales de N2 y CH4. Calcula el peso total introducido si a 27°C la presión en el recipiente es de 6 atm.

a) 4 cm b) 5 cm c) 6 cm d) 10 cm e) 15 cm 30) Indica la ecuación universal de los

gases ideales.

a) 54,5 g b) 50,4 g c) 51 g d) 52,4 g e) 62 g

a) PV = RnM b) PV = RTn P V P c) 1 1 = 2 T1 V2T2

27) En un cilindro cerrado se tienen

mezclados “x” gases de manera que se cumple: P1 + P2 + P3 + ... +Px = 4atm fm1 + fm2 + fm3 + ... + fm(x 1) = 0,75 Determina el número de moles del gas “x” si la capacidad del cilindro es de 410L y la temperatura 172°C. -

a) 12,5 moles b) 10,25 moles c) 8,40 moles d) 7,32 moles e) 2,5 moles presión ejerce una mezcla formada por 48g de oxígeno gaseoso con 8g de helio, contenidos en un recipiente de 70 L a 225°C? P.A.(He = 4, O = 16) a) 2,9 atm b) 2,6 atm c) 2,04 atm d) 2,7 atm e) 2,8 atm

helio. Si la presión se incrementa de 1 a 1,5 atm y la temperatura de 27°C a 127°C, ¿cuántos centímetros se desplazó el émbolo? Émbolo

a) Aumenta en 20% b) Disminuye en 20% c) Aumenta en 50% d) Disminuye en 50% e) No varía

28) ¿Qué

29) El siguiente cilindro contiene gas

d) M1 = V1 M2 V2 e) P1 V1 = P2V2 T1

T2

Nivel III

31) Indica los principales componentes

del aire.

a) N2 y O2 b) N2 y H2 c) N2 y H2O d) H2 y O2 e) Cl2 y N2 32) Indica

el volumen de dos moles de un gas ideal a condiciones normales. a) 22,4 L b) 224 L c) 10 L d) 44,8 L e) 11,2 L


33) Indica

el volumen de 10 moles de un gas ideal a condiciones normales. a) 224 L b) 44,8 L c) 10 L d) 5 L e) 2,4 L

34) Indica

la presión de un gas ideal que ocupa 10 L a 27°C, n = 1/3. a) 5 atm b) 0,82 atm c) 4 atm d) 4,1 atm e) 3,9 atm

35) No es unidad de

presión.

a) bar b) atm c) K d) mmHg e) torr 36) ¿Qué

volumen ocupará 66g de CO2 a 0°C y 760 mmHg? a) 11,2 L b) 22,4 L c) 33,6 L d) 44,8 L e) 76,2 L

37) Cierto

gas se encuentra en un cilindindro, tal como se muestra en el gráfico. Si el émbolo se desplaza conforme se señala. ¿cuál es la alternativa incorrecta? P

T gas

V a) La presión aumenta. b) La temparatura se incrementa. c) Aumenta la energía cinética del gas. d) Como se comprime, el gas disminuye el número de moléculas. e) Se incrementa la fuerza intramolecular. III Bim. / QUÍMICA / 5TO. AÑO 81


38) ¿Cuál de los siguientes gases tiene

la mayor densidad a 50°C y 720 torr? a) Amoniaco b) Oxígeno c) Monóxido de carbono d) Anhídrico carbonoso e) N.A.

cierto proceso industrial se liberan 32,8L de CO 2 a 127°C y 2,5 atm por cada hora. ¿Cuántas moléculas de CO2 en 10 horas contribuirán al efecto invernadero?

42) ¿Cuántos átomos de oxígeno existen

en 800g de BORAX (B4O7Na . 10 H2O) aproximadamente? a) 2,28 x 1025 b) 2,28 x 1024 c) 2,28 x 1023 d) 2,28 x 1022 e) 2,28 x 1021

45) ¿A

cuántos °C se encuentra 0,1 mol de N2 en un recipiente de 627 ml a 4,1 atm? a) 42,5°C b) 40,5°C c) 39,6°C d) 66,5°C e) 50,5°C

39) En

a) 25 x 10 b) 2,4 x 1024 c) 1,5 x 1024 d) 2,5 x 1025 d) 1,5 x 1025 23

40) Se

tiene una muestra de 20g de yeso (CaSO4 .2H2O). Determina el número de moleculas que se evaporarían si la eficiencia del proceso es de 70%. a) 0,98 x 1023 b) 0,98 x 1022 c) 0,98 x 1021 d) 0,98 x 1020 d) 0,98 x 1019

43) ¿Qué

volumen ocupan 12,046 x 10 moléculas de gas hilarante N2O a 1 atm y 273K? 23

a) 5,6L b) 44,8L c) 20L d) 22,8L e) 22,4L

46) ¿Qué volumen ocupa 128 gramos

de gas O2 a 127°C y 1 atmósfera? a) 22,4 L b) 65,6 L c) 44,8 L d) 131,2 L e) N.A.

44) Se

trae al laboratorio AFUL, 600g de un gas marciano cuya masa molecular promedio es 120 g/mol. Si ocupa 164L a 5 atm, ¿a qué temperatura se encuentra almacenado? a) 1 000K b) 500K c) 2 000K d) 1 500K e) 2 500K

47) Determina la densidad del metano

(CH4) a una presión de 780mmHg y a una temperatura de 127°C. a) 0,5 g/L b) 0,3 g/L c) 1 g/L d) 1,5 g/L e) 2 g/L

41) ¿Cuántas

moléculas de agua existirán en 448L de carbonato de sodio pentahidratado vaporizado a 0°C y 1 atm? a) 6,023 x 1022 b) 6,023 x 1023 c) 6,023 x 1024 d) 6,023 x 1025 e) 1,2046 x 1026




Ejercicios de Reforzamiento Nivel I 1)

¿Cuál no es una variable fundamental del estado gaseoso? a) b) c) d) e)

2)

6)

Un mol de un gas se encuentra a T = 127° C y ocupa un volumen de 6240 L. Halla la presión que soporta en mmHg. a) 40 d) 80

Volumen Presión Tiempo Temperatura ayb

7)

Un gas se encuentra a:P= 0,082 atm T = 127°C V= 400L Halla los moles que existe.

b) 20 e) 100

c) 60

Halla los moles que existe de un gas si este se encuentra a: T = 127° C, P = 12 atm y ocupa un volumen de 8,2 litros.

El metano (CH4) se encuentra a una presión de 0,82 atm y temperatura 127° C ocupando un volumen de 40 L. Halla los moles que existe. a) 1 mol b) 2 mol c) 3 mol d) 4 mol e) 5 mol

4)

a) 2 d) 16 9)

Halla el volumen de un mol de un gas a 0° C y a la presión de 760 mmHg.

b) 4 e) 5

c) 8

Halla el volumen en litros de 4 moles de un gas a: P = 124,8 mmHg; T = 27° C.

Halla el peso molecular de un gas que presenta: Peso = 48g T = 127°C P = 12 atm V = 8,2 L a) 16 d) 4

b) 32 e) 37

c) 64

14)

a) 16 g b) 32 g c) 64 g d) 128 g e) 341,3 g


Si 5,75g de un gas ocupa un volumen de 3,4 L a una temperatura de 50 ° C y una presión de 0,94 atm, ¿cuál es su peso molecular? b) 47,7 e) 31,4

c) 27,8

¿Cuál es la densidad de un compuesto gaseoso, cuyo peso molecular es 34 g/mol a 67 ° C y 5 atm? a) 5 g/L b) 6 g/L c) 7 g/L d) 8 g/L e) 9 g/L

15)

Halla la masa de un gas que presenta: P = 64 atm ; T = 27° C; V = 8,2 L ; M = 16

c) 8,2

Un mol de gas oxígeno (O2) se encuentra a: P = 0,082 atm T = 127° C; V = 400 L Halla el número de moles que existe:

a) 187 d) 54,3

a) 600 L b) 300 L c) 1200 L d) 400 L e) 225 L

10)

b) 0,82 e) 4,7

a) 3 mol b) 2 mol c) 15 mol d) 5 mol e) 6 mol

Halla la densidad de un gas que presenta: P = 16,4 atm; T = 27° C; M = 6.

a) 22,4 L b) 2,24 L c) 224 L d) 2240 L e) 222 L 5)

12)

13) 8)

Un gas se encuentra a la temperatura de 105 K y presenta una densidad de 0,01 g/L a la presión de una atmósfera. Halla su peso molecular existente. a) 82 d) 128

a) 3 mol b) 2 mol c) 15 mol d) 5 mol e) 6 mol

a) 1 mol b) 2 mol c) 3 mol d) 4 mol e) c y d 3)

11)

Un matraz de 250 ml (vacío) tiene una masa de 300 g. Si se llena con gas metano CH 4 a condiciones normales, ¿cuál es la masa? a) 300,178 g b) 300,008 g c) 300,018 g

d) 300,456 g e) 301,095 g



Nivel II 16)

22)

Halla la densidad del gas metano CH4 a 227° C y 624 mmHg. a) 0,8 g/L b) 0,16 g/L c) 0,32 g/L

17)

18)

a) 27,6 d) 2,1

d) 0,48 g/L e) 0,96 g/L 23)

En un recipiente de 250 ml se tiene 4,8 g de oxígeno gaseoso a 27 ° C. ¿Cuál es la presión en atmósferas que ejerce el gas? a) 14,76 atm b) 1,476 atm c) 7,38 atm

d) 3,69 atm e) 1,23 atm

24)

El número de moléculas de O2 contenidas en un recipiente de 8,2 L a 27° C y 3 atm es:

a) 2,0 d) 1,26 21)

b) 1,47 e) 3,12

a) b) c) d) e)

Ecuación general de gases. Ecuación de gases ideales. Volumen molar. Número de Avogadro. Presiones parciales de gases.


26)

c) 1,58

En un mol de gas a STP se tiene 22,4; esto indica:

Se sabe que 0,563 g de un vapor ocupa un volumen de 265 ml a temperatura de 373 K y presión de 725 mmHg. Determina su masa molecular. a) 82,2 d) 56,5

29)

c) 0,68

30)

b) 48,2 e) 66,6

c) 68,2

Un gas ideal ocupa un volumen de 8 L a 6 atm y 27° C. ¿Qué volumen se tendrá a 5 atm y 127° C?

d) 0,55 atm e) 0,65 atm

Se tiene una barra de aluminio de 30 x 10 x 3 cm; en STP y con una densidad de 2,7 g/cm 3. ¿Cuántas moléculas presenta? (P.A. = 27)

¿Cuál es la densidad del gas acetileno (C2H2) a 300 K y 8,2 atm?

Halla la masa molar de un gas que ocupa un volumen de 300 ml a una temperatura de 27 ° C. con una presión de 4,1 atm y masa de 2,1g. a) 42 d) 52

b) 46 e) 54

b) 70% c) 50% e) 100%

Nivel III 31)

c) 48

La presión de un gas aumenta 70% y la temperatura disminuye 40%. Determina la variación del volumen. a) b) c) d) e)

32)

a) 5 g/L b) 4 g/L c) 8 g/L d) 6 g/L e) 2 g/L

27)

El volumen de un gas disminuye en 20% y su temperatura aumenta en 60%. Luego la presión aumenta en: a) 80% d) 60%

a) 27 No b) 30 No c) 24 No d) 90 No e) 10 No

d) 1,2 x 1024 e) 2,0 x 1022

La densidad en g/L del CO2 medidos a 27° C y 0,82 atm es:

c) 0,276

La presión en el interior de un globo de 2,23 L es de 1,10 atm. Si el volumen del globo aumenta a 7,05 L, ¿cuál es la presión final en el globo si no hay cambio en la temperatura? a) 0,25 atm b) 0,35 atm c) 0,45 atm

25)

20)

b) 0,51 e) 0,85

28)

a) 12,5 L b) 12,8 L c) 16,1 L d) 20,4 L e) 22,4 L

Un matraz de 1L se llena con dióxido de carbono en condiciones normales y se cierra. ¿Cuántos gramos de gas hay encerrados en el matraz?

a) 6,0 x 1020 b) 1,2 x 1023 c) 6,0 x 1023

b) 2,76 e) 2,17

Calcula el volumen, en litros, de 0,006 moles de un gas a 31 ° C y 0,870 atm. a) 0,34 d) 0,17

a) 1,96 g b) 3,93 g c) 7,85 g d) 0,79 g e) 0,82 g 19)

Calcula la densidad del SH2 en g/L a 27° C y 2atm.

Aumenta 35,2% Disminuye 35,2% Aumenta 44,6% Aumenta 64,8% Disminuye 64,8%

Un gas cumple la Ley de Gay - Lussac, su presión se incrementa de 2 a 4 atm, cuando su temperatura se eleva en 200 ° C. Halla su temperatura final. a) 100 K b) 300 K c) 400 K d) 500 K e) 200 K

33)

Se calienta cierta masa de gas de 27° C a 117° C sin que varíe su presión. ¿En qué porcentaje aumenta su volumen? a) 60% d) 30%

b) 90% e) 20%

c) 70%



34)

Un gas está a una temperatura ‘‘2T’’, su presión es ‘‘P’’ y su volumen ‘‘ V’’. Si varía su temperatura a ‘‘4 T’’ y su volumen a ‘‘2 V’’, señala su nueva presión. a) 0,05P b) 2,5P d) P e) 0,5P

35)

36)

c) 2P

¿Qué volumen en litros de oxígeno a C.N. es necesario en un recipiente de 28 litros que inicialmente contiene oxígeno a C.N. para que alcance una presión de 12,3 atmósferas a 147° C? a) 96 L d) 98 L

39)

40)

En un proceso isotérmico, si se aumenta la presión: a) b) c) d) e)

38)

La presión de un gas se incrementa de ‘‘n’’ a ‘‘m’’ atmósferas y la temperatura varía de ‘‘p’’ a ‘‘q’’ grados kelvin. ¿Cuál es el volumen final si inicialmente se tenía ‘‘v’’ litros?

41)

45)

42)

Aumenta la temperatura. Aumenta el volumen. Disminuye la temperatura. Disminuye el volumen. ayb

la presión la temperatura el volumen la densidad el tiempo

Si a 5 litros de un gas a condiciones normales se le comprime hasta una presión de 4 atmósferas a temperatura constante, ¿cuál es su volumen final? a) 3 L b) 0,8 L c) 2,2 L d) 1,25 L e) 4,6 L

43)

46)

En todo proceso restringido, la variable que permanece constante, necesariamente, es: a) Presión d) La masa b) Temperatura e) Volumen c) Densidad


c) 6 L

Si el volumen de un gas aumenta en 150% y su temperatura se duplica, entonces:

En un proceso isotérmico una cierta masa gaseosa ocupa 120 L a 200 atm y 400 K. ¿Cuál sería el nuevo volumen si la nueva presión disminuye en un 25%? a) 80 L b) 120 L c) 160 L d) 200 L e) 140 L

¿Qué expresión es incorrecta? a) En un proceso isotérmico se m a n t i e n e constante la temperatura. b) En un proceso isobárico se mantiene constante la presión. c) En un proceso isobárico se mantiene constante el volumen. d) En un pro ce so is ocó ric o se mantiene constante el volumen. e) En un proce so isobárico se mantiene constante la masa.

b) 4 L e) 10 L

a) No cambia la presión. b) No sucede nada. c) La presión final es el 80% de la inicial. d) No cambia la temperatura. e) La presión final es el 75% de la inicial.

Jacques Charles manifestó el proceso isobárico, el cual indica que .... debe permanecer constante. a) b) c) d) e)

Un gas ocupa un volumen de 1 L a una temperatura A K y a una presión de B atm. Si se disminuye la presión del gas a B/2 atm y se eleva la temperatura a 2A K, ¿qué volumen ocupará dicho gas? a) 2 L d) 8 L

a) nvm/pq d) nvq/pm b) pmn/qv e) pqm/nv c) nvq(273)/pm

a) 210 ml b) 180 ml c) 160 ml d) 105 ml e) 320 ml 37)

44)

a) 0,6 g/L b) 0,1 g/L c) 0,2 g/L d) 3,2 g/L e) 4,1 g/L

b) 144 L c) 184 L e) 196 L

En un proceso isobárico, 2 g de oxígeno ocupan un volumen de 280 ml a 127 ° C. ¿Cuál será el volumen, en ml, cuando la temperatura desciende hasta 27° C?

La densidad de un gas a determinadas condiciones es 0,1 g/L. Si la presión aumenta en un 50% y disminuye su temperatura en 30%, ¿cuál será la nueva densidad del gas?

47)

¿Qué masa representa 650 ml de nitrógeno gaseoso a 750 mmHg y 27° C? a) 1,58 g b) 0,73 g c) 2,52 g d) 3,45 g e) 10,42 g

48)

Si aumentamos la temperatura y redujéramos la presión de un gas, entonces: a) El volumen disminuye . b) El volumen aumenta. c) Elvolumen permanece constante. d) No se puede determinar porque se desconoce los incrementos y descensos. e) c y d



Línea de Tiem po S va n t e Au g us t A r r h e ni u s

1859

Nace en Upsala (Suecia), August Arrhenius. Desarrolló la Teoría del ión. Observó que la velocidad de las reacciones químicas aumenta notablemente con la temperatura. Recibe el premio Nobel de Química en reconocimiento a sus estudios sobre la Teoría de la disociación electrolítica.

1884

Gobierno de Ramón Castilla.

1889 1903

Recibe la primera medalla Willard Gibbs.

Gobierno de Miguel Iglesias.

1911 Recibe la medalla Faraday.

Gobierno de Andrés Avelino Cáceres.

1914

Gobierno de Manuel Cándamo. Fallece, August Arrhenius.

1927 Gobierno de Augusto B. Leguía.

Oncenio de Leguía.


Inicio del Gobierno de Óscar R. Benavides.



Estequiometría I Es la parte de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas que existe entre las diferentes sustancias que participan en una reacción química.

LEYES PONDERALES I. Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier) “La suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos’’. Ejemplo:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 Reactantes

Productos

Zn+ H2SO4 → ZnSO4 + H2 65g + 98g = 161g + 2g 163g = 163g

II. Ley de las Proporciones Definidas (Proust) “Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un determinado producto, lo harán en proporción ponderal fija y definida, entonces el exceso de una de ellas quedará sin reaccionar”. Ejemplo:

N2 + 3 H2 → 2 NH3 ↓

↓

↓

28 g

6g

34 g

La relación entre el peso del hidrógeno y nitrógeno es: 6g = 3 28 g 14 Esta relación (3/14) es invariable según la ley de Proust.

III. Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton) “Si dos elementos forman varios compuestos, permaneciendo el peso de uno de ellos constante, el peso del otro elemento varía, siendo siempre múltiplo del peso mínimo que participó”. CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE

Personaje del Tema

Antoine Laurent Lavoisier (1743 - 1794) Químico francés y padre de la química moderna, Antoine Laurent Lavoisier fue un experimentador brillante y genio de muchas facetas, activo tanto en ciencias como en asuntos públicos. Desarrolló una nueva teoría de la combustión que llevó a terminar con la doctrina del flogisto, que había dominado el curso de la química por más de un siglo. Sus estudios fundamentales sobre oxidación demostraron el papel del oxígeno en los procesos químicos y mostraron cuantita tivamente la similitud entre oxidación y respiración. Formuló el principio de la conservación de la masa en las reacciones químicas. Clasificó la distinción entre elementos y compuestos y fue clave en el diseño de un sistema moderno de nomenclatura química. Lavoisier fue uno de los primeros científicos en introducir procedimientos cuantitativos en las investigaciones químicas.



Ejemplo:

N2O

;

N2O3 ;

↓

28g

N2O4

↓

28g

16g

;

↓

VREACCIONANTES ≥ VPRODUCTOS

N2O5 ↓

28g 28g 3 x 16g 4 x 16g 5 x 16g

Regla Práctica:

a A+ b B → c C + d D

IV. Ley de las Proporciones Recíprocas (Wenzel - Richter)

nA nB nC nD a = b = c = d

“Los pesos de dos elementos o múltiplos de éstos; que reaccionan con un mismo peso de un tercero, son los mismos con que reaccionan entre sí”.

ó WA W W W = B = C = D a MA b MB c MC d MD

Ejemplo:

2 Na + H2 → 2 NaH 46 g

Ejemplo:

2 Na + Cl2 → 2 NaCl 46 g

71 g Cl2 + H2 → 2 HCl

71 g

¿Cuántos mol - g de oxígeno se requiere para la combustión de 24 mol - g de gas propano (C3H8)?

ó 23 g 35,5 g

LEYES VOLUMÉTRICAS Estas leyes relacionan el volumen de las sustancias que participan en una reacción química, estas relaciones sólo se limitarán para las sustancias gaseosas’. A) La relación de combinación entre los volúmenes de las sustancias que reaccionan es constante, definida e igual a la relación que hay entre el número de mol - g.

1 C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O 24 n = 1 5 → n = 120 mol - g O2

Ejemplo:

2 SO2(g) + 1O2(g) → 2 SO3(g) 2 V(SO2) 1 V(O2) 2 V(SO3) V es el volumen que puede ser inclusive el volumen molar (Vm) y que a C.N. es 22,4 L/mol - g. No olvidar que estas reacciones se realizan a igual P y T, y especialmente para gases. 2 SO2(g)

+

1 O2(g)

→

2 SO3(g)

2L (SO2)

1L (O2)

2L (SO3)

2pie3 (SO2)

1pie3 (O2)

2pie3 (SO3)

2(22,4L)

1(22,4L)

2(22,4L)

a C.N.

B) De igual forma se tiene que el volumen total de los gases reaccionantes es mayor o igual al volumen total de los gases resultantes.

1 N2 + 3 H2 → 2 NH3 ↓

\ En gases

1V


↓

↓

3V > 2V

Para ejemplificar una reacción química y su estequiometría que sueles disfrutar, basta analizar el caso del queque. Para hacer uno se necesita, por lo general, mantequilla, leche, harina, huevo y azúcar. Todos ellos son los reactantes cuyas cantidades estequiométricas deben ser adecuadas para que salga un buen queque. También se requiere la energía en forma de calor para acelerar la reacción que es proporcionada por el horno eléctrico. Luego lo que obtenemos es un delicioso queque, que sería el producto. Es algo completamente nuevo, el resultado es una reacción química que ha cumplido con las leyes estequiométricas.



1.

Ahora por regla de tres simple: (245)x = 3 x (490) x = 3 x 490 245 x=3x2 x = 6 moles de oxígeno

Halla la masa de NaOH que se forma con 46 g de Na y 40 g de H2 O. Halla el reactivo limitante en: Na + H2O → NaOH + H2 P.A. (Na = 23, O = 16, H = 1) Resolución:

3.

Para hallar la masa de NaOH formado tendremos que relacionarlo con las moles, en la ecuación química correctamente balanceada. 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + 1 H2 2 mol 2(23)g

2 mol 2(18)g

2 mol 2(40)g

1 mol 1(2)g

PMH2O = 2 (1) + 16 = 18g PMNaOH = 1 (23) + 1(16) + 1 (1) = 40g

Resolución:

La ecuación química se balancea por el Método del Tanteo.

La reacción es: CaCO3 → CaO + CO2 Notamos que esta balanceada, entonces:

Notamos que: 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 46g Dato → 46g

En la descomposición del carbonato de calcio (CaCO3) se produce CaO y CO2. Si se forman 44 g de dióxido de carbono, ¿cuál es la cantidad utilizada de CaCO3? P.A. (C = 12 ; Ca = 40 ; O = 16)

36g 40g

80g x

Luego notamos que el reactivo limitante es el Na y el reactivo en exceso es el H2O.

46 g de Na reacciona con 36 g de H2O y producen 80 g de NaOH. Luego no reaccionan 4 g de H 2O que es el reactivo en exceso. WNaOH = 80 g

Reactivo limitante = Na

CaCO3 → CaO + CO2 1 mol 100 g Dato: x

1 mol 44 g 44 g

PMCaCO3 = 100 PMCO2 = 44 Notamos que ‘‘x’’ será 100g. x = 100 g de CaCO3

2.

Indica cuántas moles de oxígeno se forman con 490 g de KClO3 en la siguiente reacción: KClO3 → KCl + O2 P.A. (Cl = 35,5; K = 39; O = 16) Resolución:

Para poder resolver este problema balanceamos la ecuación, entonces:

2KClO3 → 2KCl + 3O2

2 mol 2 (122,5) g PMKClO3 = 122,5 245 g

3 mol 3 mol 3 mol

Hacemos la relación de moles.

2KClO3 → 2KCl + 3O2 245g Dato: 490g

Esto quiere decir que 245g de

3 mol KClO , por descomposición, x mol forma33 moles de O . 2




4.

En la siguiente reacción: Zn + HCl → ZnCl2 + H2 3,612 x 1024 moléculas de HCl reaccionan con Zn para producir ZnCl 2. ¿Qué cantidad, en gramos, de ZnCl 2 se produce? P.A. (Cl=35,5; Zn = 65; H = 1) Resolución:

Nivel I

Balanceando la ecuación química obtenemos:

1)

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 1 mol

2 mol 2 mol

1 mol 136 g

PMZnCl2 = 136

Pero se sabe que: 1 mol (HCl) → 6,02 x 1023 moléculas (HCl) x (HCl) → 3,612 x 1024 moléculas (HCl) 24 3,612 x 10 x= moles (HCl) 6,02 x 1023 x = 6 moles (HCl)

a) 96 g d) 40 g 2)

Luego: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 2 mol 6 mol

136 g xg

¿Cuántos gramos de oxígeno se produce al someter a calentamiento 40 g de clorato de potasio? 2KClO3 → 2KCl + 3O2

La relación quiere decir que 2 moles de HCl al reaccionar con 1 mol (Zn) producen 136 g de ZnCl2.

b) 15,7 g c) 245 g e) 32,5 g

¿Cuántos gramos de zinc (P.A. = 65) se requieren para reaccionar con suficiente cantidad de ácido sulfúrico y producir 20 mol - g de hidrógeno, de acuerdo a la siguiente ecuación? Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 a) 65 g b) 650 g c) 1300 g d) 120 g e) 20 g

Resoviendo: 3)

x = 6 x 136 g → x = 408 g de ZnCl2 2 5.

Se combinan 30 g de nitrógeno y 6 g de hidrógeno con la finalidad de producir amoniaco (NH3). ¿Qué cantidad del reactivo en exceso no reacciona? P.A. (N = 14; H = 1) Resolución:

a) 48 g d) 30 g 4)

Según la reacción: 1N2 + 3H2 → 2NH3 Notamos que 1 mol de N2 reacciona exactamente con 3 moles de H2 para formar 2 moles de NH3

1 mol 1(28) 28 g

3 mol 3(2) 6g

5)

De acuerdo a los datos tenemos 30 g de N 2 y 6g de H2, entonces el H2 es el reactivo limitante, y además el N 2 es el reactivo en exceso, luego sobrará 2 g de N2. 2 g de N2

90

b) 32 g e) 6 g

c) 16 g

¿Qué peso de oxígeno se requiere para la combustión de 14 g de C2H4? (H = 1; C = 12; O = 16) C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O a) 40 g d) 50 g

2 mol

Notamos que en cantidades, 28 g de N2 reaccionan con 6 g de H2.

III Bim. / QUÍMICA / 5TO. AÑO

¿Qué peso de oxígeno reacciona con 6 g de hidrógeno (H=1; O = 16)? H2 +1/2O2 → H2O

b) 44 g e) 53 g

c) 48 g

¿Qué peso de oxígeno se obtiene del calentamiento de 1225 g de clorato de potasio (K = 39; Cl = 35,5; O = 16)? 2KClO3 → 2KCl + 3O2 a) 96 g b) 400 g c) 122,5 g d) 480 g e) 1225 g



6)

¿Qué peso de hierro puro se obtiene a partir de 2000 g de óxido férrico? Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

12)

a) 56 g b) 25 g c) 112 g d) 1400 g e) 2000 g 7)

¿Cuántas moles de oxígeno se requieren para la combustión de 3 moles de C3H8? 1C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O a) 10 d) 25

8)

a) 31,1 d) 54

b) 4 e) 8

13)

c) 20

14)

a) 10 d) 22

b) 15 e) 25

11)

b) 3 e) 10

20)

c) 134,4

a) 66 g b) 1320 g c) 880 g d) 132 g e) 44 g

b) 30 e) 63

c) 42

b) 40 L e) 6 L

c) 120 L

Si reacciona 160 g de Ca en: Ca + HCl → CaCl 2 + H 2 , determina el volumen de hidrógeno formado a C.N. 1Ca + 2HCl → 1CaCl2 + 1H2 a) 22,4 L b) 40 L c) 89,9 L d) 160 L e) 333 L

Determina la cantidad de CO2 formado a partir de 500 g de CaCO3 en: CaCO3 → CaO + CO2

21)

a) 220 g b) 200 g c) 145 g d) 249 g e) 320 g

c) 5

El 50% de CO 2 producido en la combustión completa del propano es utilizado para producir hielo seco. Determina el peso de propano necesario para producir 1320 g de hielo seco.

c) 145

Para la combustión completa del metano (gas CH4) se forma 40L de gas. Halla el volumen de CH4 empleado. 1CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O a) 1 L d) 3 L

c) 17

Indica cuántas moles de FeCl2 se produce con 3 moles de hierro puro en: Fe + CuCl2 → FeCl2 + Cu a) 6 d) 7

19)

b) 200 e) 320

¿Cuántas moles de NH 3 se forman por reacción de 60 g de hidrógeno? a) 20 d) 55

c) 39 L

Al descomponer 490 g de clorato de potasio, ¿cuántos litros de oxígeno a C.N. se podrán liberar? 2KClO3 → 2KCl + 3O2 a) 230 b) 142 d) 158,5 e) 320

15) 10)

b) 36 L e) 51 L

¿Cuántos gramos de H2O se forma por combustión completa de 150 g de etano (C2H6)? C2H6 + O2 → CO2 + H2O a) 220 d) 249

c) 25

¿Cuál es el volumen de anhídrido carbónico, producido en la combustión completa de 12 litros de gas propano (C 3H8) realizado a C.N. ( C = 12 ; H = 1)? 1C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O a) 30 L d) 42 L

c) 5

¿Cuántas moles de oxígeno se necesita para producir 8 moles de NO en la siguiente reacción? 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

b) 67,2 e) 24,4

17)

18)

¿Cuántas moles de amoniaco se produce con 6 moles de hidrógeno? 3H2 + 1N2 → 2NH3 a) 6 d) 7

9)

b) 15 e) 30

Al reaccionar 25 g de aluminio en exceso de ácido, ¿cuántos litros de gas hidrógeno se producirá a C.N.? Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2

a) 16 g d) 32 g

Nivel II 16)

En la siguiente reacción, ¿cuántos gramos de potasio se emplea para obtener 4g de H2? P.A. (K) = 39 K + HCl → KCl+ H2 a) 220 d) 249


Determina la masa de O2(g) que se desprende por descomposición de 227 g de KClO4, según la ecuación: KClO4 → KClO3 + 1/2O2 (K = 39; Cl = 35,5; O = 16)

b) 200 e) 320

c) 145

22)

b) 48 g e) 64 g

c) 72 g

¿Cuánto de SO 2 se formará por la quema de 480 g de pirita (FeS2), según la ecuación? FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 (Fe = 56; S = 32; O = 16) a) 64 g b) 320 g c) 400 g d) 960 g e) 512 g



23)

¿Cuántas moles de amoniaco pueden reaccionar con 10 moles de O2 en la reacción? NH3 + O2 → NO + H2O2 a) 8 d) 10

24)

c) 5

¿Qué volumen de oxígeno gaseoso O2 a C.N. se necesita para la combustión de 5 litros de metano (CH4) a C.N.? a) 5 L d) 20 L

25)

b) 4 e) 15

b) 0,5 e) 5

30)

27)

b) 52 g e) 58 g

31)

c) 54 g

33)

92

b) 21,3 e) 22,3

c) 22,7

b) 75 g e) 42 g

36)

¿Qué volumen de CO2 a 1,64 atm y 127º C se forma de la combustión de 0,4 mol de gas acetileno: C2H2?

37)

a) 10 d) 20

a) 2,0 d) 0,4

b) 1,8 e) 0,2

b) 12 L e) 20 L

c) 14 L

De acuerdo a la reacción: CO + O2 → CO2 ¿cuántos litros de O 2 a condiciones normales se requiere para que reaccione con 2,5 litros de CO? a) 5,0 d) 0,75

b) 2,5 e) 0,25

c) 1,25

Se coloca en un reactor 150 g de CaCO3 con 135 g de HCl. CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O ¿Quién es el reactivo en exceso? Masa atómica (Ca = 40; C = 12; O = 16; Cl = 35,5; H = 1) 38)

a) CaCO3 b) HCl c) CO2 d) H2O e) No hay

c) 60 g

¿Cuántas moles de NH 3 se forman a partir de 5 moles de N2 en: N2 + H2 → NH3?

III Bim. / QUÍMICA / 5TO. AÑO

a) 11,2 L b) 22,4 L c) 33,6 L d) 44,8 L e) 56,0 L

b) 132 g c) 176 g e) 22 g

¿Cuántas moles de HCl reacciona con 6,5 gramos de zinc? Zn + HCl → ZnCl2 + H2 Masa atómica (Zn = 65, H = 1, Cl = 35,5)

c) 15

¿Qué volumen de CO 2 a condiciones normales se obtiene de la descomposición térmica de 50 g de CaCO3? CaCO3 → CaO + CO2 Masa atómica (Ca = 40, C = 12, O = 16)

a) 10 L d) 16 L

Según la reacción: NH3 + O2 → NO + H2O ¿cuántos gramos de NO se forman a partir de 3,5 mol de O 2? a) 84 g d) 52 g

34)

b) 12 e) 25

c) 2,7 g

De acuerdo a la reacción: Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O ¿cuántos gramos de Fe2O3 deben reaccionar para formar 7,2 g de H2O? Masa atómica (Fe = 56, O = 16, Cl = 35,5) a) 20,3 d) 23,7

a) 6 mol b) 3 mol c) 2 mol d) 18 mol e) 12 mol 28)

b) 3,6 g e) 1,5 g

¿Cuántos gramos de CO2 se forman de la combustión de 26 kg de C2H2? a) 44 g d) 88 g

c) 2

De acuerdo a la reacción: P2O5 + H2O → H3PO4 ¿Cuántas moles de H 2 O reaccionan con 6 moles de P2O5?

c) 0,8

35)

Nivel III

Para formar óxido de calcio se requiere de 40 g de calcio y 16 g de oxígeno. ¿Cuál es la masa del óxido? a) 50 g d) 56 g

b) 1,2 e) 2,4

Halla la masa de agua que se requiere para que reaccione con 4,6 g de sodio según: Na + H2O → NaOH + H2 Masa atómica (Na = 23, H = 1, O = 16) a) 5,4 g d) 1,8 g

32) 26)

Indica cuántas moles de KClO3 se deben descomponer para obtener 1,2 moles de O 2 en: KClO3 → KCl + O2 a) 1,0 d) 0,75

b) 10 L c) 15 L e) 7, 5 L

Indica cuántas moles de Cl2 deben reaccionar con ácido sulfhídrico para formar 49 g de H2SO4 de acuerdo a: Cl2 + H2S + H2O → HCl + H2SO4 (Cl = 35,5; S = 32; H = 1) a) 1 d) 2,5

29)

c) 1,2 CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE


39)

Según: C6H12O6enzima CO2 + C2H5OH ¿cuántos gramos de CO2 se forman de la fermentación de 9 g de C6H12O6 en un proceso cuya eficiencia es 75%? a) 4,4 d) 1,1

40)

b) 3,3 e) 0,8

c) 2,2

De acuerdo a: Fe2O3 + HCl3 → FeCl3 + H2O ¿cuántos gramos de óxido férrico se deben tratar para formar 1,35 moles de H2O en un proceso cuya eficiencia es 60%? a) 100 d) 150

b) 110 e) 180

45)

a) 320 d) 128

46)

Al calentar 245 g de clorato de potasio se pierde 96 g de gas oxígeno. ¿Qué masa queda?

43)

c) 12

De acuerdo a: NH3 → N2 + H2 ¿cuántos moles de NH3 se deben descomponer para obtener 1,2 moles de N2? a) 0,6 d) 1,8

44)

b) 6 e) 18

b) 0,9 e) 2,4

c) 1,2

En C 3 H 8 + O 2 → CO 2 + H2O si se forman 1,6 moles de H2O, ¿cuántos moles de CO2 se formaron? a) 1,2 d) 3,6

b) 1,8 e) 4,8

b) 17,6 e) 26,7

c) 26,4

c) 2,4

Se trata hidróxido de sodio (NaOH) con suficiente ácido clorhídrico HCl para formar 11,70 g de cloruro de sodio NaCl. ¿Qué cantidad de hidróxido se usó? Masas atómicas (Na = 23; O = 16; Cl = 35,5; H = 1) a) 2 g d) 8 g

Según: H 2 + O 2 → H 2 O, ¿cuántos moles de H2 reaccionan con 6 moles de O2? a) 3 d) 14

c) 640

c) 120

a) 256 g b) 331 g c) 341 g d) 149 g e) 506 g 42)

b) 480 e) 360

48)

49)

b) 4 g e) 10 g

El magnesio, al reaccionar con el oxígeno desprende una luz brillante, similar a las luces de bengala. Sea la reacción siguiente: Mg(s) + O2(g) → MgO(s) Si reaccionan 1,2 g de magnesio puro con suficiente oxígeno, ¿qué cantidad de MgO se generará? P.A (Mg = 24, O = 16) a) 2 g d) 0,5 g

¿Cuántos gramos de CO2 se forman de la combustión de 8,8 g de gas propano C3H8? a) 20,4 d) 17,9

47) 41)

¿Cuántos gramos de carburo de calcio CaC2 se debe agregar a 360 g de H2O para formar gas acetileno? CaC2 + H2O → C2H2 + Ca(OH)2 Masa atómica (Ca = 40, C = 12, O = 16, H = 1)

50)

b) 4 g e) 0,4 g

c) 8 g

Suponga que para deshacerse de los 1,8 kg diarios de agua que excreta un astronauta, se aprovecha la reacción: Li2O + H2O → LiOH ¿qué masa de óxido de litio habría que introducir en la cápsula para un viaje de 15 días? P.A. (Li = 7, O = 16) a) 60 kg b) 45 kg c) 35 kg d) 62 kg e) 18 kg

c) 6 g

Respecto a las siguientes proposiciones: I. La estequiometría estudia al aspecto cualitativo de las reacciones químicas. II. Según Lavoisier, la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos III. Según Proust, los reactantes se consumen en una proporción definida de masas. IV. La ley de combinación de volúmenes se aplica a presión y temperatura constante. Es (son) correcto(s) a) II y IV b) III c) II y III


d) II, III y IV e) I, II y III



Línea de Tiem po Marcellin P ier re Ber t helot

1827

Nace en París (Francia), Marcellin Berthelot.

Inicio del gobierno de José de la Mar.

Sintetizó por primera ve z m et a n o e n un laboratorio.

1856 Publica su obra, Los orígenes de la alquimia.

1885 Gobierno de Ramón Castilla. Muere en Francia, Marcellin Berthelot.

Gobierno de Miguel Iglesias.

1907 Gobierno de José Pardo y Barreda.




Estequiometría II RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Es el porcentaje que representa el peso o volumen práctico obtenido, con respecto al peso o volumen teórico. * Para pesos

R=

* Para volúmenes

R=

WP x 100 WT

VP x 100 VT

¿Cómo reconocer a la sustancia limitante?

¿Cómo se forman las caries dentales?

El esmalte dental es un compuesto básico (hidroxiapatita), por lo que es atacado y destruido por los ácidos. Aunque la saliva es neutra, las bacterias presentes en la boca descomponen los restos de alimentos atrapados entre los dientes, produciéndose sustancias ácidas. El azúcar es especialmente peligroso, ya que en mano de dichas bacterias termina dando ácido láctico, que termina por disolver el esmalte.

SUSTANCIA LIMITANTE

Es aquella sustancia que limita una reacción, o sea, la reacción finaliza cuando se termina esta sustancia. Para reconocer la sustancia limitante teniendo la ecuación balanceada y conociendo los pesos tomados de cada reactante, se dividirá el peso tomado de cada reactante entre su respectivo peso estequiométrico; allí donde resulta la menor cantidad se tendrá al reactivo limitante. Ejemplo:

Si reaccionan 100g de N2 y 100 g de H2, ¿cuánto NH3 producen? N2 + 3H2 → 2NH3 100g 100g x 28g 6g 34g 1mol 3moles 2 moles CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE

¿Por qué se seca la ropa más deprisa cuando hay viento que cuando no hay?

Al haber viento, aumenta la velocidad de las moléculas de agua de la ropa y, por tanto, se desprenden más fácilmente de la ropa húmeda.



⇒ N2=

100 28 = 3,57

Limitante

⇒ H2=

100 = 16,7 6

Exceso ¿Por qué al pelar las manzanas éstas forman o toman un color marrón?

100 W \ 1 x 28 = 2 x 17 W = 121,4 g de NH3 SUSTANCIA EN EXCESO

Es aquella sustancia que se halla en mayor proporción y se reconoce al consumirse el reactivo limitante, ya de que ésta aún sobrará una cantidad. CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA

Las manzanas contienen unas sustancias llamadas polifenoles. Al pelarlas, permites que reaccionen con el oxígeno del aire. Gracias a unas enzimas que contiene la manzana, tienen lugar unas complicadas reacciones químicas de polimeración debido a las cuales se forma un pigmento marrón.

Es la disminución del volumen que experimentan las sustancias gaseosas al reaccionar, que es igual a: CV=

VR - VP VR

Donde: VR : Volumen total de reactantes VP : Volumen total de productos Ejemplo:

i) En la reacción: N2 + 3H2 → 2NH3 10L 30L 20L CV = 40L - 20L = 20L = 1 40L 40L 2

¿Por qué no se quema nada en la Luna?

\ Contracción

volumétrica 1/2

ii) 1H2(g) + 1I2(g) → 2HI(g)

CV = 0

iii) 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(g)

CV = 1 3 CV = 1 2 CV = 0

iv) 1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) v) H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)


Al no haber oxígeno presente, no se puede dar una reacción de combustión.



1) Se dispone de 200 g de una muestra que contiene 52% de BaCl 2. Al reaccionar esta muestra con 56g de H 2SO4 concentrado, ¿qué cantidad de BaSO4 precipita? P.A. (Ba = 137, S = 32, O = 16 , H = 1) BaCl2(ac) + H2SO4(ac) → BaSO4(S) + HCl(ac) Resolución:

De la muestra se tiene que del total sólo el 52% es BaCl2, entonces hallando la cantidad de BaCl2 obtenemos: WBaCl2 = 52%(200g) = 104g Luego para relacionar las cantidades, conviene trabajar con la relación de moles. Para hacer esto, la ecuación tiene que estar balanceada.

PM BaCl2 = 208 PM H2SO4 = 98 PM BaSO4 = 233

BaCl2(ac) + H2SO4(ac) → BaSO4(S) + 2HCl(ac) 1 mol 208g 104g {

Dato

1 mol 98g 56g

1 mol 233g WBaSO4

WH2SO4= 104 x 98 208 WH2SO4= 49 g

con este dato hallado notamos que hay un reactivo en exceso (H2SO4) ⇒ en la reacción: BaCl2(ac) + H2SO4(ac) → BaSO4(S) + 2HCl(ac) 208 g 104 g

233 g WBa2SO4

Por una simple relación, entonces: WBa2SO4 = 233 x 104 208

Resolución:

Primero hallamos los pesos moleculares: PM (C3H8 )= 3(12) + 8(1) = 44 PM (O2 ) = 2(16) = 32 Luego en la reacción: C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O 1 mol 5 mol ⇒ Esta relación molar quiere

decir 1 mol de C3H8 reacciona exactamente con 5 moles de O2.. Entonces:

{

Dato

luego notamos que para 208 g de BaCl2 se necesita 98g de H2SO4, entonces: 208 → 98 ⇒ 104 → WH2SO4

2) ¿Qué volumen de O2 se necesita para la combustión de 132 g de gas propano (C 3H 8) si la eficiencia de la reacción es 98%? P.A. (C = 12, O = 16, H = 1) C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O

WBa2SO4 = 116,5 g

1mol(C3H8) 1(44g) 44g(C3H8) 132gC3H8

5 mol (O2) 5(32)g 160g(O2) WO2

Dato:

* Luego por una simple relación, hallaremos el WO2 WO2 = 132 x 160 44 WO2 = 480 g Pero este peso está al 100% y por dato la reacción se efectúa a un 98%, entonces: ⇒ 98%(480)g

= 470,4g de O2




3)

Por el proceso Haber se sintetiza NH3 (amoniaco) utilizando nitrógeno e hidrógeno de la siguiente manera: N2 + 3H2 → 2NH3. Si tenemos 100g de nitrógeno al 98% de pureza, ¿qué cantidad de NH3 se formará?

Resolución:

N2 + 3H2 → 2NH3 1 mol 3mol 2mol 28g 2(17)g 28g 34g

PMN2 = 28 PMNH3 = 17 hemos relacionado moles y masa molecular con el fin de hallar una relación de masas apropiada.

Cuando nos dicen nitrógeno al 98% se refiere que hay una mezcla de gases en la cual el 98% del total es nitrógeno.

Obs.:

N2 28g WN2

+

2NH3 34g WNH3

hallando la masa de N2. ⇒ 98%(100g) = WN 2 98g = WN2

34 x 98

WNH3 = 119 g

28

Según la reacción 2HNO3(ac) + 3H2S(ac) → 2NO(g) + 3S(s) + 4H2O( ) Se tiene 42,14 x 10 23 moléculas de HNO3, de acuerdo a esto, ¿cuántos litros de NO(g) se obtiene a 67°C y 7 atm de presión? P.A. (N = 14; S = 32; H = 1; O = 16) l

Resolución:

42,14 x 10 6,02x 1023

23

⇒

x = 7 moles

Hemos hallado el número de moles que participan en la reacción.

Luego: 2HNO3(ac) + 3H2S(ac) → 2NO(g) + 3S(s) + 4H2O( ) l

2mol 7 moles y =

2mol y mol

}

Relacionando el número de moles

7 x 2 ⇒ y = 7 moles NO(g) 2


balanceando: 2KClO3 → KCl + 3O2 R. de moles: 2 mol 3 mol R. masa-moles: 2(122,5)g 3 mol PM KClO3= 122,5 245g Dato: 735g

3 mol x mol

Luego de haber relacionado las masas con el número de moles apropiado, procedemos a trabajar con dicho número de moles.

Nos dan 42,14 x 10 23 moléculas de HNO3, luego sabemos: 1 mol HNO3 <>6,02 x 1023 moléculas HNO3 x moles HNO3 <> 42,14 x 1023 moléculas HNO3

x =

Si la siguiente reacción KClO 3(s) → KCl (s) + O 2(g) se efectúa a condiciones normales (C.N.) ¿qué volumen de oxígeno se produce con 735 g de KClO 3? P.A.(K = 39 ; Cl = 35,5 ; O = 16) 5)

Si la reacción KClO3 → KCl + O2 se trabaja tal como está, encontraremos valores inadecuados ya que la ecuación química no está balanceada.

28

WNH3 =

PV = nRT 7V =(7) (0,082) (340) V = 27,88 L

Resolución:

34 x WN2

WNH3 =

4)

3H2 →

Para hallar el volumen de NO(g) se utilizará PV = nRT. P = 7 atm V=? n = 14 moles T = 67°C = (67+273)K=340K R = 0,082 atm.L/mol-g.K ya que la presión está en atm.

245 g 735 g

3 mol x mol

x =

735 x 3 245

x = 9 moles Sabemos que para cualquier gas que está sometido a condiciones normales 1 mol de dicho gas ocupa 22,4 litros, entonces: C.N. 1 mol (O2) 22,4L Valor hallado → 9 mol(O2) VL → V =

9 x 22,4 ⇒ V = 201,6L 1



Nivel I 1)

¿Cuántos moles de óxido ferroso se formarán a partir de 6 moles de hierro?(Fe = 56) Fe + O2 → FeO a) 5 d) 8

2)

b) 6 e) 10

b) 30 e) 60

a) 10 d) 40

b) 9g e) 36g

b) 20 e) 50

c) 30

c) 7 7)

Determina cuántas moles de carbono se necesita para preparar 6g de H2.

c) 10

a) 1 d) 4 8)

c) 18g

b) 2 e) 5

c) 3

¿Cuántas moles de HCl se forman a partir de 20g de hidrógeno? H2 + Cl2 → HCl a) 30 d) 5

la reacción: H2 + N2 → NH3, se combina 13g de hidrógeno con una determinada cantidad de nitrógeno. Halla el número de moles de amoniaco que se obtiene. (N = 14; H = 1)

b) 20 e) 60

c) 10

4) Para

a) 2 d) 6 5)

b) 4 e) 7

c) 3

¿Qué masa de anhídrido sulfúrico se necesita para preparar 196g de ácido sulfúrico? (S = 32) SO3 + H2O → H2SO4 a) 160 g b) 82 g d) 136 g e) 80 g

9)

10) ¿Qué peso de hidrógeno se obtiene

a partir de 48 g de magnesio de si la eficiencia de la reacción es 60%? (Mg = 24; H = 1) Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 a) 4 g d) 5 g

b) 2,4 g e) 6,4 g

c) 3,8 g

De acuerdo a la ecuación: C + H2O → CO + H2

¿Qué masa de agua se formará a partir de 2g de hidrógeno? H2 + O2 → H2O a) 36g d) 28g

¿Cuántas moles de H2O se forma a partir de 40g de H2? H2 + O2 → H2O

Halla el número de moles de agua que se forman al quemarse 5 moles de metano. CH4 + O2 → CO2 + H2O a) 20 d) 50

3)

6)

200 g de un mineral que tiene una pureza de 80 % correspondiente al CaCO3 se descompone de acuerdo a la siguiente reacción:

11) ¿Qué peso de hidróxido de sodio

se obtiene a partir de 92g de sodio si el rendimiento de la reacción es 70%? (Na=23 ; O=16 ; H = 1) 2Na + 2H2O → 2NaOH + 1H2 a) 160 g b) 112 g c) 140 g d) 70 g e) 80 g

12) 490g de un mineral que contiene

50% de pureza de clorato de potasio se descompone de acuerdo a la siguiente reacción: KClO3 → KCl + O2 Halla el peso de oxígeno que se desprende. a) 90 g d) 64 g

b) 96 g e) 98 g

c) 86 g

CaCO3 → CaO + CO2 Halla el peso de óxido de calcio que se obtiene. (Ca = 40 ; C = 12; O = 16) a) 90 g d) 97 g

c) 18 g


b) 100 g c) 95 g e) 88 g

13) En la siguiente reacción:

CaCO3 → CaO+CO2 (Ca = 40 ; O = 16; C = 12) se descompone 400g de carbonato de calcio (CaCO3). ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se obtiene si la eficiencia es del 50%? a) 88 d) 44

b) 22 e) 48

c) 33



14) Se

hace reaccionar 16g de hidrógeno con 16g de oxígeno. Determina: * La sustancia limitante * El peso de la sustancia en exceso * El peso de agua formado 2H2 + 1O2 → 2H2O

hace reaccionar 20g de magnesio con 8g de oxígeno. Determina la sustancia limitante y el peso de la sustancia que queda sin reaccionar. (Mg = 24; O = 16)

19) Determina el volumen de oxígeno

C2H4 + O2 → CO2 + H2O

gramos de amoniaco se formará cuando se combinan 56g de nitrógeno con 24g de hidrógeno? H2 + N2 → NH3

a) 100L b) 180L c) 50L d) 200L e) 300L

a) 33 d) 17

gaseoso que se ha empleado para liberar 100 litros de CO 2, de acuerdo a:

24) ¿Cuántos

b) 34 e) N.A.

c) 68

15) Se

20) Halla los volúmenes de nitrógeno

e hidrógeno necesarios para producir 1000 litros de amoniaco (NH3). N2 + H2 → NH3

2Mg + 1O2 → 2MgO a) O2;32 g b) Mg; 0,4 g c) Mg; 12 g

d) Mg; 0,2 g e) O2; 8 g

Nivel II

2

16) Se

hace reaccionar 10,08 g de hierro y 5,12g de azufre. Determina el peso de la sustancia en exceso. (Fe = 56 ; S = 32)

a) 8,96 g b) 1,12 g c) 10,08g d) 5,12 g e) 4,22 g 17) Se

ha ce re accionar 42g de nitrógeno con 15g de hidrógeno. ¿Qué peso de amoniaco se formará? (N = 14; H = 1) b) 42 g e) 34 g

c) 17 g

VN = 500L VN2 = 500L VN2 = 1500L VN2 = 1500L VN 2 = 200L 2

21) ¿Qué volumen de H2 a

27°C y 6 atm reaccionará con 5L de N 2 a 227°C y 4 atm en la síntesis de amoniaco? a) 15 L d) 6 L

Fe + S → FeS

a) 51 g d) 28 g

a) VN = 1500L b) VN2 = 500L c) VN2 = 500L d) VN2 = 1500L e) VN 2 = 800L

b) 12 L e) 3 L

c) 5 L

22) ¿Qué

masa de carbón de 60% de pureza deberá quemarse para formar 560g de monóxido de carbono? C + O2 → CO

25) ¿Cuántos

gramos de agua se formará al reaccionar 8 gramos de oxígeno y 8 gramos de hidrógeno? H2 + O2 → H2O a) 8 d) 32

b) 10 e) 44

c) 12

26) En la reacción:

Na + H2O→ Na(OH) + H2 Si se forman 8 gramos de NaOH, ¿cuántos gramos de gas H2 se liberó? a) 0,1 d) 0,8

b) 0,2 e) 1,0

c) 0,5

27) De acuerdo a la

reacción: Al + HCl→ AlCl3 + H2 ¿Cuántas moles de hidrógeno gaseoso: (H2) se forman con 5,4g de Aluminio: (Al)? Masa atómica: Al = 27 a) 1,5 d) 3,6

b) 1,2 e) 0,3

c) 3,0

a) 600 g b) 800 g c) 288 g d) 240 g e) 400 g 23) ¿Cuántos

18) ¿Qué

volumen de amoniaco (NH3) se formará a partir de 12 litros de H2 gaseoso? N2 + H2 → NH3 a) 8 L d) 6 L

b) 4 L e) 18 L

c) 12 L


gramos de agua se formará si reaccionan? totalmente 40g de oxígeno con suficiente cantidad de hidrógeno si la eficiencia de la reacción es de 60%? H2 + O2 → H2O a) 24 d) 27

b) 25 e) 28

c) 26



28) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico

HNO3 reaccionan con 6,4 mol-g de cobre según: 3Cu +8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Masa atómica: (Cu=63,5; N=14; O=16; H=1) a) 1075,2 b) 3075,5 c) 4008

d) 2063,2 e) 4000

29) De acuerdo a la

reacción: NH3 +O2 → NO + H2O ¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso O2 reaccionan con 6,8g de NH3? a) 0,4 d) 0,7

b) 0,5 e) 0,8

c) 0,6

33) ¿Qué

volumen de O 2 a 1,64 atm y 127°C se obtiene por descomposición de 0,4 moles de KClO3? 2KClO3 → 2KCl +3O2 a) 10L d) 15L

b) 11L e) 20L

c) 12L

I. Se tiene 400g de CaCO3 en la reacción: CaCO3 → CaO +CO2 34) Halla las moles de la sal. 35) Halla

calcio.

los gramos del óxido de

36) Halla

los gramos del dióxido de carbono.

37) Halla el volumen a C.N. del CO2. 30) ¿Cuántos litros de O2 reaccionan

con 6L de H 2 a las mismas condiciones, para formar H 2O? a) 12 d) 3

b) 10 e) 2

c) 4

Nivel III

31) ¿Cuántos litros de NH3 se forman

de la síntesis de 8L de N 2 con suficiente cantidad de H2? a) 8 d) 24

b) 16 e) 30

c) 20

32) Halla

el volumen de CO 2 a condiciones normales, que se obtiene por descomposición térmica de 10g CaCO3. CaCO3 → CaO +CO2 Masa atómica: (Ca=40, C=12, O=16) a) 1,12L b) 2,24L c) 3,36L d) 5,4L e) 5,6L

38) Las

pinturas antiguas al óleo se oscurecen debido al sulfuro de plomo (II), que se forma por reacción del plomo con el sulfuro de hidrógeno que se encuentra en pequeñas cantidades en el aire contaminado. La reacción química es: Pb(S)+H2S(g) → PbS(S) + H2(g) Si en la pintura existen 4,14g de Pb, ¿qué peso de PbS se produce? P.A. (Pb=207, S=32) a) 5,6 g b) 3,6 g c) 7,5 g d) 4,78 g e) 8,25 g

39) Para

disolver el “caliche” de ciertas tuberías se utiliza ácido clorhídrico,(HCl), el cuál reacciona de la siguiente manera: HCl+CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O

40) Al combustionar 2,3 kg de alcohol

etílico, ¿qué masa de aire se consume? C2H5OH( )+O2(g)→ CO2(g)+ H2O Aire: 20% mol O2 y 80% mol N2 l

M aire = 28,8

a) 25,8 kg b) 32,6 kg c) 21,6 kg

d) 28,8 kg e) 42,6 kg

41) Cuando

se requiere refinar una mena de cobre que contiene óxido cuproso se da la siguiente reacción: Cu2O(s)+C(s)→ Cu(s)+ CO 2(g) Si se tiene 395 g de Cu2O y 140 g de carbono, indica el reactivo en exceso y la masa de CO2 que se forma. Dato: P.A. (Cu=63,5) a) 320,8 g b) 120,6 g c) 126,6 g

d) 272 g e) 175,3 g

42) La

hidracina, (N 2 H 4 ) y el tetróxido de dinitrógeno, (N 2O4), reaccionan violentamente y li bera n buena ca ntidad de gases y por ellos se emplea como propulsor de cohetes. N2H4+N2O4(g)→ N2(g)+H2O(g) A partir de 160 kg de N2H4 y 250 kg de N2O4. ¿Qué peso de N2 se libera? a) 210 kg b) 95 kg c) 160 kg

d) 180 kg e) 120 kg

¿Qué masa de CO2 se produce si se utilizó 610 g de HCl al 60% de pureza? P.A. (Cl=35,5 ; O=16, C=12) a) 320,8 g b) 150,6 g c) 425,8 g


d) 220,6 g e) 380,6 g III Bim. / QUÍMICA / 5TO. AÑO 101


43) Muchas fábricas que liberan SO2,

utilizan un proceso denominado lavado húmedo para evitar la contaminación, el cual se indica a continuación: SO2+Ca(OH)2→ CaSO3+H2O

Si se utilizan 200g de Ca(OH) 2 al 74% de pureza, ¿cuántos gramos de SO2 se puede eliminar? a) 160 g b) 32 g c) 128 g

d) 320 g e) 64 g

44) En

el motor de los cohetes que colocan satélites artificiales se utiliza una mezcla líquida de hidracina (N2H4) y peróxido de hidrógeno (H2O2) que al reaccionar espontáneamente lo hace en forma explosiva ya que es una reacción fuertemente exotérmica. N2H4+H2O2→ N2(g)+H2O(g) A partir de 640g de hidracina, qué volumen de N2 se puede recolectar medidos a 127°C y 8,2 atm de presión. P. A. (N=14) a) 90 L b) 80 L c) 40 L

d) 120 L e) 60 L

45) El gas tóxico monóxido de carbono

se produce cuando se queman combustibles fósiles como el petróleo. El CO se convierte finalmente en CO2 en la atmósfera. Existen ciertos convertidores catalíticos de los automóviles que están diseñados para acelerar esta conversión: CO(g)+O2(g)→ CO2(g) Si se utiliza 1 120 L de CO a C.N., ¿cuál es la masa del CO2 formado a C.N.? a) 4,4 kg b) 8,8 kg c) 6,25 kg

d) 2,2 kg e) 6,6 kg


46) El

carbón mineral que se quema en las centrales termoeléctricas contienen alrededor de 1,2% en peso de azufre, además en la combustión del crudo el azufre se transforma según: S(s)+O2(g)→ SO2(g) Si se quema 640 kg de carbón mineral, ¿qué volumen de SO2 se produce a condiciones normales con un rendimiento de 80%? a) 4,3 m3 b) 8 m3 c) 3,3 m3

d) 6,5 m3 e) 2,5 m3

49) El

metanol (CH3OH) se utiliza como combustible para autos de carrera. Se quema en el motor de combustión según la reacción: CH3OH+O2(g)→ CO2(g)+H2O(g) A partir de 400 g de CH3OH y 612 g de O2 se han producido 450 g de CO2. ¿Cuál es la eficiencia del proceso? a) 92,6 % b) 75 % c) 62,5 %

d) 81,8 % e) 60 %

50) En

47) Se trata 11,2 g de hierro metálico

con ácido clorhídrico al 36,5 % en peso y cuya densidad es 1,1 g/ mL. ¿Qué volumen de ácido se consume? Fe(s)+HCl(ac)→ FeCl2(ac)+H2(g) P.A. (Fe=56; Cl=35,5) a) 18,6 L b) 40 mL c) 22,4 mL

d) 32,6 L e) 36,36 mL

las soldaduras se emplean sopletes de oxiacetileno que puede alcanzar temperaturas de 2000°C, la elevada temperatura es producto de la combustión del acetileno según: C2H2(g)+O2(g)→ CO2(g)+H2O(g) Si se quema 100 L de acetileno, ¿qué volumen de aire se debe consumir? Aire: 20% Vol O2, 80% Vol N2 a) 1250 L b) 965 L c) 1825 L

d) 2500 L e) 1625 L

48) En los viajes espaciales es necesario

incluir una sustancia que elimine CO2, producto de la respiración de los ocupantes, para ello se emplea LiOH, siendo la ecuación química:

LiOH+CO2 → Li2CO3+H2O ¿Qué peso de Li2CO3 se produce a partir de 220 g de CO2 con un rendimiento del 75%? P.A. (Li=7) a) 360,5 g b) 126,7 g c) 277,5 g

d) 160,2 g e) 325,5 g



Línea de Tiem po Linus Car l P auling

1901 Nace Linus Carl Pauling en Oregon (EE.UU).

Gobierno de Eduardo López de Romaña.

Publicó su obra La Naturaleza del Enlace Químico.

1939 Recibe el premio Nobel de química por su investigación de la estructura atómica de las proteínas, incluyendo la hemoglobina.

Fin del gobierno de Óscar R. Benavides.

1954 Recibe el premio Nobel de la Paz.

1962

Gobierno de Manuel A. Odría.

Muere, Linus Carl Pauling en EE.UU.

1994

Manuel Prado Ugarteche.

Gobierno de Alberto Fujimori.




Peso Equivalente 1. CONCEPTO Es el proceso de combinación química del elemento. Es la cantidad de la sustancia que se cambia o desplaza una parte en masa de H, 8 en masa de oxígeno o 35,5 partes en masa de Cl. El peso equivalente no tiene unidad. Ejemplos:

Peq (O2) = 8 Peq (H2) = 1 Peq (Cl2) = 35,5 Relación de Masa:

1C + 1O2 → 1CO2 12g 32g

Sean Ca, CuO, Cu2O y Fe+2, halla el Peq de cada elemento. Se calcula para cada átomo y para el calcio se calcula el Peq resultando.

Z Peq(E) = Valencia

Peq(Ca)= +2 - 2 CuO

b. En un compuesto

Depende del peso molecular (M) (parámetro numérico que depende de cada especie). M Peq = q

Valor de q (por unidad fórmula)

q = Número de H ionizable o sustituidos. q = Número de OH ionizables o sustituidos. q = |Carga total del catión o anión| (Oxígeno


40 = 20 2

Peq(O)=16/2=8 Peq(Cu)=63,5/2=31,75

+1 - 2

CuO Peq(Cu)=63,5/1=63,5 +2 Fe Peq(Fe)=56/2=28

En un compuesto:

Si participa en una reacción no rédox, se calcula así:

o sales)

q

En un elemento:

a. En un elemento (E)

Depende del Z y la valencia.

M

Ejemplos:

2. REGLAS

Ácido Hidróxido Óxido y Sal

Puede ser compuesto o elemento, en forma molecular o iónica. Se calcula para cada partícula según: q =Número e¯ ganados o perdidos por unidad fórmula.

Peq =

Relación de Peq: Peq(O) =8 → Peq(C)= 3

Compuesto

c. En un Agente (oxidante o reductor)

Los ácidos, hidróxidos y sales, reaccionan con mayor rapidez al estar disueltos en agua, donde se encuentran en forma de iones. Halla el Peq de HNO3, H 2SO4, Ca(OH)2 y K2Cr2O7.



63 = 63 1 74 Peq (Ca(OH)2)= 2 = 37 Peq (HNO3)=

98 = 49 2 294 Peq (K2Cr2O7)= 2 = 147 Peq (H2SO4)=

Ejemplo:

En un agente:

¿Cuántos gramos de Na se combinan con 19,6g de H3PO4, sabiendo que la sal producida es Na2HPO4? La ecuación sin balancear es:

Halla el Peq del NH3 en NH3 + CuO → N2 + Cu +H2O

Na + H3PO4 → Na2HPO4 + H2

-

m 196 23 = 98 1 2 \ 9,2 de Na se consume. Ley:

3e

-

0 1 1NH3 + CuO → N+ Cu +H2O 2 3

-

Peq (NH3) = 17/3 = 5,7 3. EQUIVALENTE GRAMO O EQUIVALENTE (Eq - g)

Es la masa en gramos de una sustancia que se combina o desplaza 1g de H, 8g de O o 35,5g de Cl. En rédox es la masa en gramos de una sustancia oxidante que gana o pierde 6,022 x 1023 e¯. 1Eq − g = Peq - gramo

Ejemplo:

1Eq

− g(O2) = 8g

4. NÚMERO DE EQUIVALENTE GRAMO (#Eq - g)

Es el múltiplo o submúltiplo de 1 Eq− g, que está presente en una muestra química. 1Eq − g =

W . (q) Peq

W: masa

Entre los siglos III a.C. y el siglo XVI d.C la química estaba dominada por la alquimia. El objetivo de investigación más conocido de la alquimia era la búsqueda de la piedra filosofal, un método hipotético capaz de transformar los metales en oro. En la investigación alquímica se desarrollaron nuevos productos químicos y métodos para la separación de elementos químicos. De este modo se fueron asentando los pilares básicos para el desarrollo de una futura química experimental.

Ejemplo:

1Eq

5Eq − g(Ca) = 5 x 20g = 100g 0,3Eq − g(Ca) = 0,3 x 20g = 6g − g(Ca) = 20g

5. LEY DE EQUIVALENCIA:

Se aplica en reacciones químicas (las sustancias combinadas forman igual número de equivalente gramo). Si la reacción fuera A + B → C + D W(A) W(B) W(C) W(D) = = = Peq(A) Peq(B) Peq(C) Peq(D)


W: peso



Nivel I

6) ¿El

Peq no depende del tipo de reacción química?

• Responde las preguntas sustentando tu respuesta. 1)

11) Halla el equivalente gramo de una

sustancia al disolverse en agua, sabiendo que participa en una reacción de metátesis CuSO4 . 5H2O

¿El equivalente gramo siempre es el peso molecular en gramos? 7) ¿En

HNO3(ac) → H+1 (ac) + NO3 1(ac), el Peq del ácido es igual a la suma del peso equivalente de sus iones ? -

2)

¿El peso equivalente del O es 8 ?

8) 3) ¿La

ley de equivalente se aplica para cualquier tipo de reacción química rédox ?

KMnO 4, el parámetro q es igual a 7 cuando se reduce a MnO2?

el número de equivalentes gramo contenidos en 4,76g de MnO4¯, al participar como agente oxidante en: I. Medio básico; II Medio ácido.

¿Al combinarse 2Eq – g de ácido con 0,8 Eq – g de hidróxido se producen 2,8 Eq – g de sal? 13) Halla

el Peq del H 2 O y del nitrógeno en la reacción: NH3O2 →H2O +N2

9) 4) ¿Para

12) Halla

¿Al oxidarse el He pierde 4 moles de e¯, entonces se consumen 4g de aquel?

10) Halla el equivalente gramo de una 5) ¿El

peso equivalente de H 3PO3 puede tomar 3 valores, según el número de H+ liberados?


sustancia al disolverse en agua, sabiendo que participa en una reacción de metátesis: K2Cr2O7.



14) Halla el Peq de un elemento si 28g

de él se combinan con 48g de O y tiene 5 e¯ de valencia.

20) El

ácido fosforoso frente a K métalico produce H2, entonces halla el menor peso equivalente del ácido. a) 41 d) 51

15)

De lo anterior, halla su peso atómico.

hidróxido férrico al reaccionar con el ácido nítrico producen nitrato dibásico férrico y H 2O. Entonces halla Eq – g del antiácido.

composición centesimal de un metal es 78, 66% y 71,08% en 2 óxidos diferentes. Si la menor valencia es 2, entonces halla el peso atómico.

b) 127 e) 140

c) 56 1

-

22) Halla el Peq del NO3 -

16) La

c) 82

21) El

a) 107 d) 53,5 Nivel II

b) 21 e) 70

en:

+2

NO3 + Cu → Cu+NO a) 20,67 b) 62,35 c) 25,30 d) 40,60 e) 30,60 23) Una muestra de 48,8g de un metal

es atacado por HCl creando su cloruro y 6 litros de H 2 a 8,2 atm y 27° C. Halla el Peq del metal.

17)

De lo anterior, halla la otra valencia.

a) 24,4 d) 15,4

b) 12,2 e) 4,3

27) ¿Cuántas moles de Cr2O7 faltarán +

para oxidar 0,136 Eq – g de N 2H5 para obtener el N2 y Cr+3? a) 0,23 mol b) 0,023 mol c) 0,52 mol d) 0,052 mol e) 0,72 mol

28) Si falta 2,14g de Zn para reducir

0,0218 moles de [V(OH) 4] +1 ¿cuál será el estado de oxidación del variado en el producto? Zn + [V(OH)4]+1→ Zn+2 +... a) +2 d) +1

b) +3 e) +5

c)+4

29) 8

equivalentes gramo de H2SO4 al reaccionar con Fe produce un cierto volumen de hidrógeno a C.N. Calcula dicho volumen. a) 22,4 L b) 33,4 L c)158 L d) 372 L e) 896 L

c) 6,6 30) Si

24) Halla el Peq del C3H8 en: 18) Por

tratamiento de 375mg del correspondiente sulfato metálico, halla el número de equivalente gramo de nitrato metálico.

C3H8 + O2 → CO2+H2O a) 2,2 d) 1,1

b) 4,4 e) 4,6

c) 2,5

1,8066 x 10 24 átomos de un elemento “E” se combinan con 2 at - g de Al, halla la valencia de “E”. a) 1 d) 5

b) 2 e) 4

c) 3

25) Si 180g de X se combinan con 2

at-g de boroide, halla el eq-gramo. de X.

19) De

lo anterior, halla el Peq del metal.

a) 30g d) 45g

b) 60g e) 90g

c) 15g

26) Si 0,795g de óxido de un elemento

produce ClCa 1,345 g de un cloruro del mismo, halla Z del elemento divalente. a) 63,5 b) 33,5 d) 131,25 e) 38,3


c) 127



38) Si

36g de un metal interactúan con 2,4 x 1024 e¯, entonces ¿el Peq del metal es 9?

Nivel III

46) ¿El

Peq de un elemento puede tener un determinado valor, inclusive un valor fraccionario?

31) ¿El

Peq es el mismo en toda reacción? 39)

¿En toda reacción el Peq(Cl)= 35,5? 47) ¿El

CH3COOH podrá presentar dos valores de Peq?

32) ¿En una reacción reversible el Peq

no es el mismo?

40) ¿La

ley de equivalencias sólo se cumplen en las reacciones de adición, sustitución simple y doble?

33) ¿En un compuesto binario, su Peq

48) ¿El H3PO3 tiene 3 valores de Peq?

es igual a la suma de los Peq de los elementos?

41) Halla el Peq (CO2) en:

CaCO3→ CaO +CO2

49) En K2Cr2O7 →

=

34) Halla el Peq del C2O4 en:

de q para Cr+3.

[(C2O4)¯2 → CO2]

35) Si Fe+2 →

Fe+3.

Fe+3, halla el Peq del

36) Si H2SO4 → KHSO4, halla el Peq

de KHSO4.

37) ¿El Peq (PH3O3) en

PH3 → PH3O3 es 27,333?


Cr+3, halla el valor

42) Halla el Peq (H2O) si:

Ca(OH)2 + HCl → CaCl2 + H2O

50) El

K2Cr 2O7 tiene una parte en masa de oxígeno igual a 27%. Halla el Peq del compuesto.

43) Halla el Peq (SO3) si:

SO2 + O2 → SO3

44) ¿El Peq se halla a partir de las masas

de combinación de las sustancias?

45) De

acuerdo al sentido de la reacción ¿el Peq de un elemento (o sustancia) varía?



Ejercicios de Reforzamiento Nivel I 1)

5)

¿Cuántos moles de cloruro de amonio se obtienen a partir de 1 mol - g de HCl con suficiente amoniaco? HCl + NH3 → NH4Cl a) 2 mol - g b) 3 mol - g c) 4 mol - g

2)

En la siguiente reacción: HCl + O2 → H2O + Cl2 ¿Cuántas moles de HCl se necesitaron para formar 0,35 mol - g de Cl2? a) 0,35 d) 1,4

3)

d) 5 mol - g e) 1 mol - g

b) 0,7 e) 1,0

c) 1,05

a) 14 g d) 34 g

c) 17 g

Calcula la cantidad de CaCO 3 necesaria para obtener 66 g de dióxido de carbono por tratamiento de esa sustancia con ácido clorhídrico: CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

7)

El 50% del CO 2(g) producido en la combustión completa del propano es utilizado para producir hielo seco. Determina la masa del propano necesario para producir 1320 g de hielo seco.

Si reaccionaron 2 g de hidrógeno con suficiente O2, halla el peso del agua obtenido en: H2 + O2 → H2O

Halla cuántos gramos de CH 4 se obtienen a partir de 36 g de carbono de aluminio si la reacción es: Al4C3 + H2O → Al(OH)3 + CH4 P.A. (Al = 27, C = 12)

a) 36 g d) 18 g

a) 12 g d) 18 g

c) 54 g

10)

b) 14 g e) 56 g

c) 28 g


b) 24 g e) 3 g

c) 6 g

Halla cuántos litros de NH3 se producen a partir de 60 litros de nitrógeno según: N2 + H2 + NH3 a) 120 L b) 140 L c) 60 L d) 170 L e) 8 L

11)

Halla cuántos litros de SO2 se obtendrán a partir de 121 L de O2 de acuerdo a la siguiente reacción: FeS2 + O2 → SO2 + Fe2O3 a) 126 L b) 98 L d) 86 L e) 88 L

a) 480 g b) 350 g c) 880 g d) 840 g e) 800 g


b) 9 g e) 12 g

Determina la masa de agua formada por la combustión completa de 56 g de gas etileno (C2H2). C2H2 + O2 → CO2 + H2O a) 7 g d) 72 g

a) 80 g b) 90 g c) 120 g d) 125 g e) 150 g

8) 4)

b) 37 g e) 16 g

9)

6)

Halla cuántas moles de CO2 se obtienen por la reacción de 2 moles de gas propano en: C3H8 + O2 → CO2 + H2O a) 2 moles b) 1 moles c) 3 moles

Halla el peso de amoniaco obtenido si reacciona 14 g de nitrógeno con H2: N2 + H2 → NH3

12)

c) 76 L

Halla cuántos gramos de oxígeno se obtendrá por la descomposición de media mol de clorato de potasio según: KClO3 → KCl + O2 a) 14 g d) 34 g

b) 24 g e) 54 g

c) 44 g



13)

Se tienen 4 moles de átomos de sodio. Indica la cantidad de hidrógeno que se obtiene cuando reacciona con agua. Na + H2O → NaOH + H2 a) 6 g d) 3 g

b) 5 g e) 2 g

Indica cuántas moles de MnO2 son necesarias para producir 44,87g de Cl2 a C.N. MnO2 + HCl → MnCl + Cl2 + H2O? d) 4 mol - g e) 5 mol - g

18)

19)

15)

20)

21)

a) b) c) d) e)

Dalton Döbereiner Lavoisier Berzelius Mendeléyev


24)

Halla cuántas moles de KClO3 se tienen que descomponer para obtener 9 moles de oxígeno KClO3 → KCl + O2

22)

b) 37 g e) 53 g

c) 73 g

¿Qué cantidad de cloruro de potasio se pierde al obtener con una descomposición de 1225 gr de clorato de potasio? Considera la eficiencia de la descomposición al 90%: Rxn: KClO3 → KCl + O2 a) 745 g b) 670,5 g c) 625 g


d) 826 g e) 11,02 g

Halla cuántos gramos de ácido propanoico se obtendrá de una hidrólisis completa en medio ácido de 1020 g de propanato de etilo. Rxn C2H5 - COO - C2H5 + H2O → C2H5COOH + C2H5OH

25)

Determina el número de moles de aluminio que se emplea para formar 12 moles de hidrógeno de acuerdo a la siguiente reacción: Al + HCl → AlCl3 + H2 d) 4 moles e) 8 moles

¿Cuántas moles de agua se producen por la combustión completa de 4 moles de gas metano (CH4)? a) 2 moles b) 6 moles c) 8 moles

En la reacción de 18 g de aluminio con ácido clorhídrico. Halla la cantidad de ácido que se necesita para formar cloruro de aluminio. Al + HCl → AlCl3 + H2 P.A. (Al = 27; Cl = 35,5) a) 47 g d) 48 g

Las leyes volumétricas fueron enunciadas por:

a) 2 moles b) 3 moles c) 6 moles

Nivel II

La Ley de la conservación de la masa fue enunciada por:

Lavoisier Wenzel Proust Gay - Lussac Dalton

a) 9 moles b) 6 moles c) 3 moles

a) No/2 b) No/4 c) No/6 d) 4 No e) 2 No

16)

23)

a) Richter d) Proust b) Meyer e) Wenzel c) Gay - Lussac

En el motor de los cohetes que colocan satélites artificiales, se usa en ocasiones como impulsor el efecto de una mezcla líquida de hidracina (N2H4) y peróxido de hidrógeno (H 2O 2) que al reaccionar espontáneamente lo hacen en forma explosiva por la gran cantidad de gases producidos a elevadas temperaturas, debido a que es una reacción fuertemente exotérmica según la ecuación: N2H4(l) + H2O2(l) → Na2(g) + calor Si se colocan 8 g de hidracina, ¿cuántas moles de nitrógeno se obtienen?

La Ley de las proporciones constantes y definidas es conocida como la ley de: a) b) c) d) e)

c) 4 g

14)

a) 2 mol - g b) 3 mol - g c) 1 mol - g

17)

a) 740 g b) 560 g c) 140 g d) 600 g e) 510 g 26)

a) 220 kg b) 660 kg c) 600 kg d) 490 kg e) 620 kg


Halla cuántos gramos de óxido de calcio se obtienen a partir de 200 g de carbonato de calcio: CaCO3 → CaO + CO2 P.A. (Ca = 40, C = 12, O = 16) a) 56 g b) 28 g c) 14 g d) 172 g e) 112 g

¿Qué masa de oxígeno hará falta para oxidar 900 kg de pirita (FeS2)? FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2

Calcula el peso del óxido cálcico que se produce al 80% de pureza si se descompone 800 kg de carbonato de calcio con 80% de pureza. Rxn: CaCO3 + Calor → CaO + CO2 27)

a) 252 kg b) 460 kg c) 540 kg d) 220 kg e) 448 kg



28)

Si 120 cc de una mezcla de metano y acetileno al combustionarse completamente desprende 200 cc de CO2 a C.N. Halla la cantidad de metano empleado en la reacción. a) 432,5 g b) 125,3 g c) 312,5 g

32)

d) 250,5 g e) 120 g

Se dispone de 90 g de agua y 510 g de amoniaco, los cuales se obtienen del número de equivalentes gramo para los productos indicados. Halla la suma de equivalentes gramos. H2(g) + O2(g) → H2O(l) N2(g) + H2(g) → NH3(g) a) 10 d) 40

29)

El propano C 3 H 8 es un gas combustible muy utilizado en nuestros hogares, su combustión completa produce dióxido de carbono, (CO2). Si en el proceso se consume 400 litros de aire, determina el volumen de CO 2 producido con un rendimiento de 78%. Datos: 20% V de O2, 80% V de N2. a) 37,44 L b) 42,46 L c) 32,98 L

30)

34)

39)

d) 84,28% e) 96,96%

35)

c) 30

40)

Halla la suma de los pesos equivalentes del agente oxidante y del agente reductor en el siguiente proceso rédox: NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(l) b) 8,5 e) 11,4

c) 12,5

37)

b) 3x e) 12x

c) 30

b) 1 e) 4

c) 2

c) 1 41)

42)

c) 2x

Hallar el parámetro de carga del carbonato de magnesio. a) 0 d) 3

c) 12

Determina el peso equivalente de un alcalino térreo empírico si su peso atómico es 6x. a) 6x d) 4x

31)

b) 8 e) 32

b) 20 e) 50

El metal “G” forma un óxido triatómico que contiene 2 oxígenos. Indica el parámetro de carga. a) 0 d) 3

Determina el peso equivalente del oxígeno gaseoso. a) 4 d) 16

36)

b) 1/2 e) 4

c) 17

A partir del siguiente proceso, halla el número de mili equivalentes gramo de ácido si este posee una masa de 1,96 g. 1 -2 +1 → HPO4(ac) H2PO-4(ac) + H(ac) (-1) (-2) (+1) a) 10 d) 40

Determina el peso equivalente del hidrógeno gaseoso. a) 1/4 d) 2

Nivel III

a) 24,5 d) 19,4

b) 20 e) 50

b) 54 e) 24

c) 30

Se dispone de 51 g de amoniaco (NH3) y 168 g de hierro puro los cuales se obtuvieron a partir de los siguientes procesos.Hallar la suma de equivalentes en gramos. N2(g) + H2(g) → NH3(g) Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(g) a) 10 d) 40

El peso equivalente del hidróxido de cierto metal es 26. Si este metal forma un óxido al reaccionar con el oxígeno, halla el peso equivalente de dicho óxido si se sabe que la unidad fórmula del hidróxido posee 7 átomos. a) 34 d) 14

d) 51,42 L e) 48,29 L

En un reactor químico se inyecta 480 mL de O2(g) y 990 mL de H2 produciéndose la siguiente reacción: H2(g) + O2(g) → H2O(l) Determina el porcentaje de volumen del vapor producido en el reactor. a) 86,28% b) 92,26% c) 79,80%

33)

b) 20 e) 50

38)

b) 1 e) 4

c) 2

Indica el compuesto que tiene como parámetro de carga 2 es. a) b) c) d) e)

CH3COOH COOH - CH2 - CH2 - COOH Ca(OH)2 KClO3 AlPO4

Identifica a cuál de los siguientes elementos presentará mayor peso equivalente: Na, Al, Mg, Ca, H. P.A. (Na = 23, Al = 27, Mg = 12, Ca = 4, O = 1) a) Na d) Mg


b) Al e) H

c) Ca


quimica-5s-3bim-130815144220-phpapp02

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