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INSTITUTO DE EDUCACIÓN SUPERIOR 9-026
Las Heras - Mendoza – Argentina
PROFESORADO DE EDUCACIÓN SECUNDARIA EN QUÍMICA
CUADERNILLO PREPARATORIO PARA EL INGRESO 2012:
QUÍMICA
RES Nº 3117/06
FORMULAS QUMICAS
Fórmula química
Es la representación simbólica de las formas arbitrarias que adoptan los elementos para formar una molécula.
Dependiendo del contexto en el que se use, una fórmula química puede tener diferentes significados, ya sea a
una entidad química individual (átomo, molécula, ión o unidad fórmula) o a un mol de dicha unidad. Dos
ejemplos de fórmula química son 1) La fórmula empírica (FE): Indica las proporciones variables de cada uno
de los elementos. Se determina gracias a que los átomos individuales en un compuesto se combinan en
relaciones de números enteros y por que cada elemento tiene una masa atómica específica. 2) La fórmula
molecular (FM): Indica las proporciones fijas de cada uno de los elementos. En muchos casos, ésta es igual a la
(FE), de lo contrario será entonces un múltiplo de la misma.
Óxidos
Son compuestos binarios formados de la unión de un metal o no metal con el oxigeno. Se clasifican en óxidos
básicos u óxidos metálicos y óxidos ácidos u no metálicos. Metálicos (Básicos) y No Metálicos (Ácidos), los
metálicos forman hidróxidos y los no metálicos forman oxácidos.
Óxidos Metálicos:
Son compuestos con elevado punto de fusión que se forman como consecuencia de la reacción de un metal con
él oxigeno. Un ejemplo de formación de un óxido metálico es la reacción del hierro con él oxígeno. Otro
ejemplo podemos verlo en la Ecuación:
Magnesio + Oxigeno = Óxido de Magnesio
2Mg + O2 = 2MgO
Los Óxidos Metálicos se denominan también Óxidos Básicos por que tiene la propiedad de reaccionar con el
agua y formar bases o hidróxidos.
Ejemplo: Óxido de Magnesio + Agua = hidróxido de Magnesio
MgO + H2O = Mg (OH)2
Las bases se reconocen por el cambio de color en un indicador acido-básico como el papel tornasol. Las
disoluciones básicas tornan el papel tornasol rosado a un color azul al entrar en contacto con ella.
Óxidos No Metálicos u óxidos Ácidos:
Los óxidos no metálicos son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman al reaccionar un no metal con
el oxigeno. Se denominan también anhídridos.
Ejemplo: Carbono + Oxigeno = Dióxido de Carbono.
C + O2 = CO2
Cuando los óxidos metálicos reaccionan con el agua forman ácidos, por lo que se les llaman también óxidos
ácidos.
Ejemplo: Dióxido de Carbono + Agua = Acido Carbónico
CO2 + H2O = H2CO3
Los Ácidos se pueden también reconocer por el cambio de color de un indicador ácido-base como el papel
tornasol. Las disoluciones ácidas tornan el papel tornasol azul a un color rosado al entrar en contacto con ella.
Los ácidos producidos por la reacción de los óxidos no metálicos con el agua se denominan Oxácidos debido a
que contienen Oxigeno.
Ejercicios de óxidos:
1.- Analiza los siguientes óxidos metálicos y anótalos en tu cuaderno:
Li2O óx lítico
MgO óx magnésico
MnO óx manganoso
Mn2O3 óx mangánico
SiO óx silicoso
SiO2 óx silícico
CrO óx cromoso
Cr2O3 óx crómico
Na2O óx sódico
BeO óx berílico
Cu2O óx cuproso
CuO óx cúprico
Hg2O óx mercurioso
HgO óx mercúrico
K2O óx potásico
Rb2O óx rubídico
CaO óx cálcico
SrO óx estróncico
NO óx nitroso
NO2 óx nítrico
FeO óx ferroso
Fe2O3 óx férrico
SnO óx estañoso
SnO2 óx estánnico
Cs2O óx césico
Fr2O óx fráncico
BaO óx bárico
RaO óxrádico
CoO óx cobaltoso
Co2O3 óx cobáltico
PbO óx plumboso
PbO2 óx plúmbico
Ag2O óx argéntico
F2O anhdrido fluórico
CdO óx cádmico
ZnO óx zínquico
NiO óx niqueloso
Ni2O3 óx niquélico
PtO óx platinoso
PtO2 oxplatinico
2.- Analiza los siguientes óxidos ácidos y anótalos en tu cuaderno.
B2O3 anhídrido bórico
CO anhídrido carbonoso
CO2 anhídrido carbónico
N2O anhídrido hiponitroso
N2O3 anhídrido nitroso
N2O5 anhídrido nítrico
SO anhídrido hiposulfuruso
SO2 anhídrido sulfuroso
SO3 anhídridosulfúrico
Cl2O anhídrido hipocloroso
Cl2O3 anhídrido cloroso
Cl2O5 anhídrido clórico
Cl2O7 anhídrido perclórico
P2O anhídrido hipofosforoso
P2O3 anhídrido fosforoso
P2O5 anhídrido fosfórico
SeO anhídrido hiposelenioso
SeO2 anhídrido selenioso
SeO3 anhídrido selénico
Br2O anhídrido hipobromoso
Br2O3 anhídrido bromoso
Br2O5 anhídrido brómico
Br2O7 anhídrido perbrómico
TeO anhídrido hipoteluroso
I2O5 anhídrido iódico
CrO3 anhídrido crómico
I2O3 anhídrido iodoso
Mn2O7 anhídridopermangánico
TeO2 anhídrido teluroso
MnO3 anhídrido mangánico
TeO3 anhídrido telúrico
I2O anhídrido hipoiodoso
MnO2 anhídrido manganoso
I2O7 hídridoperiódico
Completa la formula de los siguientes óxidos - anhídridos.
Anhídrido carbónico
Óxido magnésico
Óxido mangánico
Anhídrido sulfuroso
Anhídrido hipocloroso
Óxido ferroso
Anhídrido hiposelenioso
Óxido bárico
Óxido argéntico
Anhídrido telúrico
Anhídrido cloroso
Óxido bórico
Óxido niqueloso
Anhídrido hipobromoso
Anhídrido crómico
Óxido cádmico
Óxido césico
Óxido zínquico
Anhídrido nitroso
Anhídrido nítrico
Anhídrido hipofosforoso
Anhídrido iódico
Anhídrido fosfórico
Óxido silícico
Óxido estróncico
Óxido fráncico
Óxido sódico
Anhídrido hiponitroso
Anhídrido selénico
Óxido cobáltico
Óxido férrico
Anhídrido sulfúrico
Anhídrido hipoteluroso
Anhídrido fosforoso
Óxido potásico
Anhídrido clórico
Óxido crómico
Anhídrido hiposulfuroso
Óxido silicioso
Anhídrido carbonoso
Óxido cúprico
Óxido mercúrico
Óxido alumínico
Anhídrido brómico
Anhídrido hipoyodoso
Óxido crómoso
Óxido cálcico
Anhídrido selenioso
Anhídrido periódico
Anhídrido manganoso
Óxido cuproso
Óxido mercurioso
Óxido estánnico
Óxido platinoso
Anhídrido hipomanganoso
Óxido manganoso
Óxido cobaltoso
Óxido plúmbico
Óxido estannoso
Anhídrido mangánico
Anhídrido iodoso
Anhídrido bromoso
Anhídrido teluroso
Óxido platínico
Óxido niquélico
Anhídrido brómico
Anhídrido perclórico
Óxido berílico
Óxido rubídico
Óxido plumboso
Ácidos
Los ácidos y las bases son grupos de compuestos que pueden ser identificados por su acción frente a los
indicadores. Los hidrácidos y los oxácidos se forman de la siguiente manera: Al reaccionar un no metal con el
hidrogeno se forma un hidrácido.
Ejemplo: Cloro + Hidrogeno = Acido Clorhídrico
Cl2 + H2 = 2HCl
Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido.
Ejemplo: Trióxido de Azufre + Agua = Acido Sulfúrico.
SO3 + H2O = H2SO4.
Propiedades de Los Ácidos:
1. Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja.
2. Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora
a la fenolftaleina.
3. Son corrosivos.
4. Producen quemaduras de la piel.
5. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
6. Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrogeno.
7. Reacciona con bases para formar una sal mas agua.
8. Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.
Ejercicios de ácidos
1. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos:
1. ácido fluorhídrico
2. sulfuro de hidrógeno
3. hidruro de níquel(II) 4. ácido bromhídrico
5. hidruro estánnico
6. cloruro de hidrógeno 7. ácido sulfhídrico
8. hidruro cálcico
9. hidruro de litio
1. Nombra los siguientes compuestos: 1. NH3
2. NaH
3. HCl
4. CH4 5. GaH3
6. H2O
7. HCl 8. PbH4
9. H2S
10. PH3
2. Escribe estado de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes compuestos: 1. HFO (ejemplo: H +I; F +I; O –II)
2. HClO
3. HBrO 4. HIO
5. HClO2
6. H2SO2 7. HNO2
8. H2CO3
9. H2SO3
10. HIO3 3. Nombra los compuestos siguientes:
1. HFO
2. HClO2 3. HBrO3
4. HIO4
5. H2SO2
6. HNO3 7. H2CO3
8. H3PO4
4. Escribe la fórmula química de los siguientes compuestos: 1. Ácido selénico
2. Ácido perfluórico
3. Ácido clórico 4. Ácido bromoso
5. Ácido hipoyodoso
6. Ácido sulfúrico
7. Ácido nitroso 8. Ácido carbónico
9. Ácido fosfórico
Bases
Son compuestos que resultan de la unión de un oxido básico con el agua, y se forman de dos maneras:
1. Al reaccionar en metal activo con agua.
Ejemplo: Litio + agua = Hidróxido de Litio
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2.
2. Al reaccionar un óxido básico con agua.
Ejemplo: Óxido de Sodio + Agua Hidróxido de Sodio
Na2O + H2O = 2NaOH
Propiedades de las Bases:
1. Tienen sabor amargo.
2. Cambian el papel tornasol de rosado a azul, el anaranjado de metilo de anaranjado a amarillo y la fenolftaleina
de incolora a rosada fucsia.
3. Son jabonosas al tacto.
4. Son buenas conductoras de electricidad en disoluciones acuosas.
5. Son corrosivos.
6. Reaccionan con los ácidos formando una sal y agua.
7. Reacciona con los óxidos no metálicos para formar sal y agua.
Formación de una base
Una base se forma cuando un óxido de un metal reacciona con agua:
igual es:
DESARROLLA EN TU CUADERNO 20 BASES, UTILIZANDO LA TABLA PERIODICA
Sales
Las sales son compuestos que se forman por la sustitución del hidrógeno de un ácido por un metal a través de varias
reacciones. Son compuestos que resultan de la reacción de un acido con una base.
Formulación y nomenclatura:
Una sal haloidea, es decir, una sal que no contiene oxígeno se puede formar a través de reacciones como las
siguientes:
1. Al reaccionar un metal con un halógeno.
Ej: Sodio + Cloro = Cloruro de sodio
2 Na + Cl2 = 2NaCl
2. Al reaccionar un metal activo con un hidrácido.
Ej: Magnesio + Ácido clorhídrico = Cloruro de Magnesio
Mg + 2 HCl = MgCl2 + H2
3. Al reaccionar un hidrácido con un óxido metálico.
Ej: Ácido bromhídrico + Óxido metálico = Bromuro de potasio + agua
2HBr + K2O = 2 KBr + H2O
4. Al reaccionar un hidrácido y un hidróxido (neutralización)
Ej: Ácido clorhídrico + Hidróxido de sodio = Cloruro de sodio + Agua
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Una oxisal, es decir, una sal que contiene oxígeno se puede formar así:
5. Al reaccionar un metal activo con un oxácido.
Ej: Magnesio + Ácido sulfúrico = Sulfato de magnesio + Hidrógeno
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2O
6. Al reaccionar un hidróxido con un anhídrido.
Ej: Hidróxido de calcio + Dióxido de carbono = Carbonato de Calcio + agua
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
7. Al reaccionar un hidróxido y un oxácido (neutralización)
Ej: Ácido nítrico + hidróxido de bario =Nitrato de Bario + agua
2HNO3 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + 2H2O
Propiedades de las Sales:
Las sales son por lo general sólido de sabor salado disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. La mayoría
no cambian el color del papel tornasol porque son sales neutras como el cloruro de sodio (NaCl) y nitrato de potasio
(KNO3); no obstante, hay sales ácidas y básicas. Las sales ácidas forman disoluciones ácidas como en el caso del
cloruro de aluminio (AlCl3) y cloruro de amonio (NH4Cl). Las sales básicas forman disoluciones básicas como en
el caso del carbonato de sodio (Na2CO3) y cianuro de potasio (KCN).
COMBINACIONES BINARIAS DE UN METAL CON UN NO METAL: SALES BINARIAS
Como su propio nombre indica estos compuestos están formados por dos elementos: uno metálico y el otro no
metálico. En estos compuestos, el símbolo del metal se escribe en primer lugar y, a continuación, el símbolo del no
metal.
En las sales binarias, el no metal, al igual que lo hace en las combinaciones con el hidrógeno, siempre utiliza su
menor valencia y se nombra con la terminación -uro.
Ejercicios de sales binarias.
1.- Anota en tu cuaderno las siguientes sales binarias:
NaF Fluoruro sódico
MgF2 Fluoruro magnésico
AgCl Cloruro argéntico
AlCl3 Cloruro alumínico
KBr Bromuro potásico
CoBr2 Bromuro cobaltoso
NiBr3 Bromuro niquélico
SnBr4 Bromuro estannico
KI Ioduro potásico
NaI Ioduro sódico
MgI2 Ioduro magnésico
FeI2 Ioduro ferroso
FeI3 Ioduro férrico
FeS Sulfuro ferroso
Fe2S3 Sulfuro férrico
Hg2S Sulfuro mercurioso
HgS Sulfuro mercúrico
MgS Sulfuro magnésico
2.- Formula las siguientes sales binarias
Seleniuro mercúrico Bromuro cálcico
Sulfuro magnésico
Ioduro potásico
Sulfuro ferroso
Cloruro sódico
Fluoruro sódico
Ioduro férrico
Cloruro alumínico
Teluro cobáltico
Ioduro sódico
Cloruro argéntico
Bromuro potásico
Bromuro argéntico
Sulfuro-manganoso
3.- Nombra las siguientes sales binarias:
AgBr
AgCl
Ag2S
AlCl3
CoBr2
CoBr3
FeCl2
FeCl3
FeI2
FeI3
FeS
Fe2S3
Hg2S
HgS
KBr
KCl
KI
MgCl2
MgF2
MgI2
MgS
NaF
NaI
NiBr3
SnBr4
ZnCl2
ZnS
Cu2S
CuS
NaBr
LA MATERIA
Estado sólido
Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos se presentan en forma sólida y
precisa, los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo
que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son calificados generalmente como duros y resistentes. En el sólido hay que destacar que las Fuerzas de
Atracción son mayores que las fuerzas de repulsión y que la presencia de pequeños espacios
intermoleculares caracterizan a los sólidos dando paso a la intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en una forma geométrica.
El estado sólido presenta las siguientes características:
Forma y volumen definidos
Cohesión (atracción) Vibración
Tienen forma definida o rígida
No pueden comprimirse Resistentes a fragmentarse
No fluyen
Algunos de ellos se subliman (yodo) Volumen tenso
Estado líquido
Si se incrementa la temperatura el sólido va "descomponiéndose" hasta desaparecer la estructura
cristalina, alcanzando el estado líquido. Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe cierta unión entre los átomos
del cuerpo, aunque mucho menos intensa que en los sólidos. El estado líquido presenta las
siguientes características: Cohesión menor (regular)
Movimiento energía cinética.
No poseen forma definida. Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene.
En el frío se comprime, excepto el agua.
Posee fluidez a través de pequeños orificios.
Puede presentar difusión. No tienen forma fija pero si volumen. la variabilidad de forma y el presentar unas
propiedades muy específicas son características de los líquidos.
Estado gaseoso Incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los átomos o moléculas del
gas se dispersan
Ejercen presión sobre las paredes del recipiente contenedor.
Las moléculas que lo componen se mueven con libertad. Ejercen movimiento ultra dinámico.
Transformaciones en la materia:
Términos y procesos utilizados
Condensación: Transformación de un vapor en un líquido, por un enfriamiento leve.
Se denomina condensación al proceso físico que consiste en el paso de una sustancia en forma
gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la vaporización. Si se produce un paso de estado gaseoso a estado sólido de manera directa, el proceso es llamado sublimación inversa.
Licuación:
Transformación de un vapor a un líquido, mediante enfriamiento y compresión.
Vaporización: La Vaporización es el cambio de estado de líquido a gaseoso.
Hay dos tipos de vaporización: la ebullición y la evaporación.
La Ebullición es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado líquido al estado de vapor.
Para que ello ocurra debe aumentar la temperatura en toda la masa del líquido.
A la temperatura durante la cual se dice que un determinado líquido hierve se la llama punto de ebullición.
La diferencia entre la evaporación y la ebullición, es que en la evaporación, el cambio de estado
ocurre solamente en la superficie del líquido.
Cuando se realiza una destilación, para separar dos o más líquidos de diferente punto de ebullición, la temperatura permanece constante en el punto de ebullición de cada uno de los
líquidos que se desea separar de la mezcla.
Evaporación:
Fenómeno superficial y a cualquier temperatura.
La evaporación es el proceso físico por el cual una sustancia en estado líquido pasa al estado gaseoso, tras haber adquirido energía suficiente para vencer la tensión superficial. A diferencia de
la ebullición, este proceso se produce a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más
elevada aquélla. No es necesario que toda la masa alcance el punto de ebullición
Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea si no tenemos interés en utilizar el
componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase.
Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene
numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio, etc…
Ebullición:
Se produce cuando un líquido hierve. Se produce en toda la masa y depende de la presión externa y de la naturaleza del líquido.
La ebullición es el proceso físico en el que un líquido pasa a estado gaseoso. Se realiza cuando la
temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a esa presión. Si se continúa calentando el líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el
calor se emplea en la conversión del agua en estado líquido en agua en estado gaseoso, hasta que
la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso. En ese momento es posible aumentar la temperatura de la masa gaseosa.
Este proceso es muy distinto a la evaporación, que es paulatino y para el que no es necesario el
calentamiento de toda la masa. Este proceso es también el inverso a la
Difusión: Tendencia a ocupar un espacio mayor.
Sistemas materiales: Heterogéneo:
Sistema que presenta variación en el valor de, al menos, una propiedad intensiva.
Homogéneo: Sistema que no presenta variación en el valor de ninguna propiedad intensiva.
Métodos de fraccionamiento:
Heterogéneos: Decantación:
Verter en un recipiente, el primero de dos líquidos que no se mezclen.
Se usa para separar mezclas formadas por sólidos y líquidos o por más de dos o más líquidos no
miscibles (no solubles). Consiste en dejar reposar el líquido que contiene partículas sólidas en suspensión.
Luego se transvasa con cuidado el líquido (menos denso) a otro recipiente, puede utilizarse una
varilla de vidrio a fin de retenerse alguna partícula sólida que trate de pasar. Esta técnica se utiliza también con líquidos no miscibles, como el agua y el aceite. Se emplea con
frecuencia el embudo de separación o de decantación.
Se coloca en el embudo la mezcla y cuando se hayan diferenciado las dos partes, abre la llave y se separan los líquidos. La capa superior pertenece al líquido menos denso y queda dentro del
embudo
La decantación se basa en la diferencia de densidad entre los dos componentes, que hace que al dejarlos en reposo, ambos se separen hasta situarse el más denso en la parte inferior del envase
que los contiene. De esta forma, es posible vaciar el contenido menos denso por la parte superior
del envase y transferirlo a un nuevo envase o filtro (si así lo requiere). Un ejemplo es el agua y el aceite.
Tría:
Retirar un sólido mediante una espátula o pinza. Tamización:
Para sólidos de diferentes tamaños.
Procedimiento mecánico empleado para separar mezclas de sólidos, cuyas partículas tienen
distinto tamaño. Se utiliza un tamiz, aparato que consta de tres partes: el cedazo, el recipiente y la tapa; los tamices se clasifican por el numero de mayas que lleve el cedazo por centímetro
cuadrado. Al agitar el tamiz las partículas van atravesando, según su tamaño, los orificios del
cedazo.
Este método se utiliza para análisis de la textura del suelo para separar arena fina de la
gruesa. El Tamizado es un método físico para separar mezclas. Consiste en hacer pasar una mezcla de
partículas sólidas de diferentes tamaños por un tamiz o colador. Las partículas de menor tamaño
pasan por los poros del tamiz atravesándolo y las grandes quedan retenidas por el mismo.
Es un método muy sencillo utilizado generalmente en mezclas de sólidos heterogéneos, como piedras y arena, en la cual la arena atravesará el tamiz y las piedras quedaran retenidas. Los
orificios del tamiz suelen ser de diferentes tamaños y se utilizan de acuerdo al tamaño de las
partículas que contenga la mezcla. Tamización: para aplicar este método es necesario que las fases se presenten al estado sólido. Se
utilizan tamices de metal o plástico, que retienen las partículas de mayor tamaño y dejan pasar las
de menor diámetro. Por ejemplo: trozos de mármol mezclados con arena; harina - corcho; sal fina - pedazos de roca; canto rodado - arena; bolitas de vidrio - azúcar; trozos de corcho - arena;
aserrín - sal fina; etc.
Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su tamaño. Prácticamente es utilizar coladores
de diferentes tamaños en los orificios, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. Es decir, los de orificios más grandes se encuentran en la parte
superior y los más pequeños en la inferior. Los coladores reciben el nombre de tamiz y están
elaborados en telas metálicas. Levigación:
Arrastre con agua de sólidos de diferente densidad (sin que uno o ambos, no sean solubles.)
Se utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales más livianos a través de una mayor
distancia, mientras que los más pesados se van depositando; de esta manera hay una separación de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean.
Flotación:
Con un líquido de densidad intermedia que no disuelva los sólidos, se logra que estos suban a la
superficie. Filtración:
Separar un sólido de un líquido, por medio de un filtro.
Se fundamenta en que alguno de los componentes de la mezcla no es soluble en el otro, se encuentra uno sólido y otro líquido. Se hace pasar la mezcla a través de una placa porosa o un
papel de filtro, el sólido se quedará en la superficie y el otro componente pasará.
Se pueden separar sólidos de partículas sumamente pequeñas, utilizando papeles con el tamaño de los poros adecuados.
Se usa para separas sólidos no solubles en líquidos. La separación se hace por medios porosos
que retienen las partículas sólidas y dejan pasar el líquido; algunos son:
Papel de filtro. Fieltro.
Porcelana Porosa.
Algodón. Lana de vidrio.
Arena.
Carbón. Según la mezcla que se valla a filtrar
Imantación:
Retirar un sólido, que tenga propiedades magnéticas, con un imán.
Se fundamenta en la propiedad de algunos materiales de ser atraídos por un imán. El campo magnéticodel imán genera una fuente tractora, que si es suficientemente grande, logra que los
materiales se acerquen a él. Para poder usar este método es necesario que uno de los componentes
sea atraído y el resto no. Se vale de las propiedades magnéticas de algunos materiales. Se emplea para separar mezclas en
donde uno de sus componentes es magnético, por ejemplo, para separar el hierro del mineral
llamado magnetita (Fe3O4).
Sublimación: Volatilización de un elemento y luego posterior sublimación.
se emplea para separar un sólido volátil de otro no volátil por sublimación. Por ejemplo, al
calentar una mezcla sólida de yodo y arena, el primero volatiliza y puede recuperarse colocando sobre la mezcla una superficie fría sobre la cual condensa el vapor de yodo.
Homogéneos:
Destilación fraccionada: Se separa el líquido de mayor volumen, mediante la ebullición, una columna de fraccionamiento
y luego condensación.
Destilación.
La destilación es el procedimiento más utilizado para la separación y purificación de líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles.
La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la
segunda el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación.
Las soluciones (sistemas homogéneos) o mezclas de líquidos miscibles pueden separarse por cambios de estado “Congelación, Evaporación y Condensación” para separar los componentes de
una solución se emplea con frecuencia la destilación; también se usa para purificar las sustancias
líquidas. El agua se destila con el fin de eliminar las sales contenidas en ésta. La destilación se basa en la
diferencia de los puntos de ebullición de sus componentes. Se calienta la solución y se concentran
los vapores, la sustancia que tiene menor punto de ebullición (más volátil) se convierta en vapor
antes que la otra, ésta primera sustancia se hace pasar al condensador para llevarla a estado líquido
Solidificación fraccionada:
Solidificar dos líquidos que presenten diferentes puntos de solidificación, obteniéndose un liquido y un sólido.
Cristalización:
Disolución de un sólido impurificado en un solvente adecuado, tratando de hacer una solución lo
suficientemente concentrada. Luego obtener mediante enfriamiento, cristales exentos de impurezas.
En éste proceso se utilizan los puntos de solidificación, la solución se enfría hasta que uno de sus
componentes alcance el punto de solidificación, y se cristalice. Se emplea además para purificar
sólidos, disolviendo un sólido impuro en el disolvente adecuado en caliente. Al bajar la
temperatura, el primer sólido se cristaliza, con lo cual quedará libre de impurezas.
ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos cuando experimentan cambios químicos
El Mol
Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos
que hay en exactamente 12 gramos de 12
C. Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 10
23
Se abrevia como 6.02 x 1023
, y se conoce como número de Avogadro.
Pesos atómicos y moleculares Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.
La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente
por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.
La escala de masa atómica
Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes
(hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y
88,9 gramos oxígeno. Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H
por cada átomo de O.
Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g
de Oxígeno. De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.
Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los
demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.
Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24
gramos, que el
átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23
gramos. Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que
será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.
Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto
al isótopo 12
C del carbono ( masa = 12 uma). Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (
1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de
oxígeno (16
O) es de 15,995 uma.
Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:
1 uma = 1,66054 x 10-24
gramos
y al revés:
1 gramo = 6,02214 x 1023
uma
Masa atómica promedio
Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla
de isótopos. Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la
abundancia relativa de cada isótopo.
Ejemplo:
El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12
C y 1,108% de 13
C y una
cantidad despreciable de 14
C. Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:
(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma
La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los
valores que se dan en las tablas periódicas.
Masa Molar
Un átomo de 12
C tiene una masa de 12 uma. Un átomo de
24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un
átomo de 12
C.
Entonces, una mol de átomos de 24
Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12
C.
Dado que por definición una mol de átomos de 12
C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24
Mg
debe pesar 24 gramos.
Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).
La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar
La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).
Peso molecular y peso fórmula
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:
[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma
Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.
Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.
Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos. Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del
azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.
Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:
[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como
moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus
pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es: 23,0 uma + 35,5 uma = 58,5 uma
Composición porcentual a partir de las fórmulas A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los
elementos de un compuesto.
Usaremos de ejemplo al metano:
CH4 <Peso fórmula y molecular:
[1 x (12,011 uma)] + [4 x (1,008)] = 16,043 uma
%C = 1 x (12,011 uma)/16,043 uma = 0,749 = 74,9% %H = 4 x (1,008 uma)/16,043 uma = 0,251 = 25,1%
Interconversión entre masas, moles y número de partículas Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles.
A esto lo conocemos formalmente con el nombre de análisis dimensional.
Ejemplo:
Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2
Masa atómica del Ca = 40,078 uma
Masa atómica del Cl = 35,453 uma
Al ser un compuesto iónico no tiene peso molecular, sino peso fórmula.. Peso fórmula del CaCl2 = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 uma
De manera que, un mol de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos. Y entonces, 1,5 moles de
CaCl2 pesarán: (1,5 mol)(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos
Ejemplo:
Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría? Fórmula del oro: Au
Peso fórmula del Au = 196,9665 uma
Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos.
De manera que, en 2,8 gramos de oro habrá: (2,8 gramos)(1 mol/196,9665 gramos) = 0,0142 mol
Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 x 1023
atomos/mol.
Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos: (0,0142 moles)(6,02x10
23atomos/moles)=8,56x10
21 átomos
La ecuación química y términos que debemos manejar Es una expresión taquigráfica de un cambio o reacción de naturaleza química, que muestra (en
relación a cada uno de las sustancias que intervienen en la reacción) el arreglo y número de los
átomos, las fórmulas, la composición, las cantidades relativas, cuáles son los reactivos y cuáles
son los productos, el número de moléculas y unidades de fórmula, el número de masas molares, el número de moles y el número de gramos.
Toda ecuación química deba estar balanceada para poder representarla cuantitativamente. El
procedimiento de balanceo de la ecuación no altera la cantidad de átomos de los reactivos ni de los productos, sino, que ajusta el número de átomos de cada elemento para que sea el mismo a
cada lado de la ecuación.
Reacción Química
Es el cambio, transformación o acción recíproca entre dos o más sustancias, en la que estas desaparecen y se transforman en otras distintas. Existen diferentes modalidades de reacciones
químicas:
a) De combinación: Se lleva a cabo cuando se forma una sustancia compuesta a partir de dos o más sustancias reaccionantes.
b) De descomposición: Se da cuando un sustancia, al reaccionar, se divide en dos o más
sustancias distintas (inversa a la reacción de combinación). c) De desplazamiento: Es aquella en donde un elemento reacciona con un compuesto para
ocupar un lugar de uno de los elementos de ese compuesto, es decir, se forma un compuesto
diferente, ya que éste desplaza uno de los elementos que lo constituyen por otro elemento nuevo
con el que reacciona. d) De doble descomposición: Es en la que dos compuesto intercambian entre sí parejas de elementos para producir compuestos distintos.
Las reacciones químicas también se pueden distinguir según su capacidad de desprender o
absorber calor; las reacciones exotérmicas liberan calor como producto de la reacción, mientras que las reacciones endotérmicas absorben calor mediante la interacción de los reaccionantes.
Relación Molar
Es el cociente entre el número de moles de cualquier par de especies implicadas en una reacción química; sirve como factor de conversión para pasar del número de moles de una sustancia al
número correspondiente de otra en una reacción química.
Reactivo limitante
En muchos procesos químicos se da el caso en el que un reactivo se encuentra en proporciones muy altas en comparación con otro que interviene en la reacción, a este último de menor
proporción se le llama reactivo limitante ya que determina la cantidad del producto que se va a
formar como resultado de la reacción.
Rendimiento teórico, real y porcentual El rendimiento teórico es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de
determinada cantidad de reactivo, de acuerdo con la ecuación química. El rendimiento real es la
cantidad de producto que se obtiene al final. Y el rendimiento porcentual es la relación del rendimiento real al teórico multiplicada por 100.
Unidad fórmula o fórmula unitaria.- La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para
las sustancias no iónicas. Fórmula empírica (fórmula más simple).- Es la fórmula más sencilla que expresa el número
relativo de átomos de cada clase que contiene; los números que figuran en la fórmula empírica
deben ser enteros.
Fórmula molecular.- Indica el número de átomos de cada clase que están contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo entero de la fórmula empírica.
Hidrato.- Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él.
Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante).- Enunciado que establece que las muestras diferentes de compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la
misma proporción de masas.
Unidad de masa atómica (uma).- Duodécima parte de la masa de un átomo del isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual se le
llama dalton.
Masa atómica.- De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.
Peso atómico.- El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.
Masa molecular.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en
la fórmula molecular de una sustancia. Peso molecular.- Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.
Masa fórmula.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la
fórmula empírica de una sustancia.
Peso fórmula.- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica. Composición porcentual.- El tanto por ciento de masa de cada elemento en un compuesto.
Mol.- Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por ejemplo, átomos,
moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 10
23 entidades.
Constante de Avogadro.- Es el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc)
contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x 1023
mol-1
. Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.
PROPIEDADES FISICAS
Son las características que se pueden observar y medir sin que se modifique la composición
ni estructura interna de la materia. PROPIEDADES QUÍMICAS
Son las que se observan cuando la identidad del sistema cambia, es decir los cambios o
transformaciones que puede experimentar la materia en su composición y estructura interna. La reactividad que tiene una sustancia frente a otra y la combustibilidad son propiedades químicas.
DEFINIR LAS VARIABLES. Es un proceso básico de la experimentación que consiste en
descubrir los factores o variables que afectan el resultado de un experimento o fenómeno determinado. Para ello se buscan relaciones entre tres importantes variables:
VARIABLE INDEPENDIENTE O MANIPULADA
Corresponde al factor que se modifica a voluntad para observar los efectos que se producen.
VARIABLE DEPENDIENTE O RESPUESTA Es el factor que aparece o se altera a causa de una modificación de la variable independiente.
VARIABLE CONTROLADA
Son los factores que no se modifican durante el experimento.
SISTEMA Corresponde al objeto de estudio, es decir, a la parte del universo en observación. Al resto del
universo, se le denomina AMBIENTE
MEDICIÓN Consiste en evaluar una determinada cantidad por comparación con otra cantidad de la
misma especie, que se considera patrón o unidad de medida. Las mediciones se expresan con un
número seguido de las unidades respectivas. SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI)
Es un conjunto de siete unidades de medida aceptado internacionalmente. A continuación se
definen las unidades básicas de masa y temperatura y las derivadas como volumen, densidad y
presión. MASA
Es la medida de la cantidad de materia contenida en un objeto. La unidad SI para masa es el
kilogramo (kg) .En laboratorio se usa generalmente la unidad de gramo (g). Se mide con la balanza.
VOLUMEN
Es la medida del espacio que ocupa un cuerpo y corresponde a una unidad derivada del SI,
siendo el metro cúbico (m3)
En el laboratorio se usan dos submúltiplos; el decímetro cúbico que llamamos litro (L) y el
centímetro cúbico (cm3) o mililitro (ml). Para medir volúmenes se emplean instrumentos como la
probeta, pipeta o bureta. DENSIDAD
Es la medida de masa (m) de una sustancia contenida en una unidad de volumen (V). La
unidad SI para densidad es kilogramo por metro cúbico (kg/m3), pero en el laboratorio de
química se utiliza el gramo por centímetro cúbico (g/cm3 ), o su equivalente, gramo por mililitro (g/ml). Para medir densidades se utilizan instrumentos como el densímetro y el picnómetro.
TEMPERATURA
Es la medida de la energía promedio de las moléculas que componen un cuerpo. La unidad SI es el kelvin (K), aunque habitualmente utilizamos la escala Celsius (a.C.) y en algunos países, la
escala Fahrenheit (s.f.). Las equivalencias entre las distintas unidades de temperatura son las
siguientes: PRESION
Es una medida de la fuerza ejercida sobre una unidad de área. Es una unidad derivada del SI
que se expresa en páscales (Pa), es decir, la presión de un Newton por metro cuadrado (N/m2). En química, se usa habitualmente la unidad llamada atmósfera (atm), que corresponde a la
presión que soporta una columna de mercurio de 760mm de altura al nivel del mar. Por ello, se expresa la presión en milímetros de mercurio (mm Hg), presión que ejerce una columna de aire al
nivel del mar. La equivalencia entre estas unidades es:
1atm = 101.325 Pa = 760mm Hg
MOL
Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12
gramos de carbono. Una entidad elemental es cualquier partícula, por ejemplo, iones, átomos y
moléculas. Un mal corresponde numéricamente a 6.02x1023 partículas.
1mol = 6.02x1023 partículas
NOTACION CIENTIFICA
Es un sistema específico de representación numérica que se utiliza para las cantidades
demasiado grandes o muy pequeñas. Consiste en cambiar el número, expresándolo como el producto de dos factores; el primero es un número que oscila entre 1 y 10 y el segundo una
potencia de 10. Esta potencia será positiva para números muy grandes y negativa para los
pequeños.
a) La reacción de 16.0 g de CH4 da 2 moles de agua.
b) La reacción de 16.0 g of CH4 da 36.0 g de agua.
c) La reacción de 32.0 g of O2 da 44.0 g de dióxido de carbono. d) Una molécula de CH4 requiere 2 moléculas de oxígeno.
e) Un mol de CH4 da 44.0 g de dióxido de carbono.
Las respuestas son: a) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g.
b) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de
agua = 18.0 g. c) FALSA: 2 moles de O2 dan 1 mol de CO2. 2 moles de O2 = 64.0 g, pero 1 mol de CO2 = 44.0 g.
d) VERDADERA: Un mol de moléculas de CH4 reacciona con 2 moles de moléculas de oxígeno
(O2), de modo que una molécula de CH4 reacciona con 1 molécula de oxígeno.
e) VERDADERA: Un mol de CH4 da 1 mol de CO2. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de CO2 = 44.0 g.
Ejercicios complementarios
1) Indicar el estado de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos por aplicación de las reglas respectivas
Li2O, NaNO3, HBr, HClO, H3PO4, KI, H2O2 , KH, Ba(OH)2, H2CO3 , Na2SO4
2) Calcular el número de oxidación del nitrógeno en cada caso
N2O, N2, NaNO3 , NO2-, N2O4, N2O5 , NO3
- , N2O3, NO, HNO2, NH4
+, NH3
3) Escribir las fórmulas de los óxidos correspondientes a los siguientes metales y nombrarlos
+1
Li
+2
Ca
+3
Al
+2
Co
+3
Co
+2
Pb
+4
Pb
+1
Au
+3
Au
+3
Cr
+6
Cr
+4
Mn
4) Idem para los siguientes no metales:
+2 C
+4 C
+1 N
+2 N
+3 N
+4 N
+5 N
+4 S
+6 S
+7 Cl
+5 I
+1 Br
5) Escribir las fórmulas de los hidróxidos correspondientes a los siguientes metales y nombrarlos: Na, Mg, Al, Zn, Cu, Fe
6) Dados los nombres de los siguientes compuestos, escribir su fórmula e indicar si se trata de
óxidos ácidos (o no metálicos), óxidos básicos (o metálicos), oxácidos o hidrácidos:
a) pentóxido de divanadio
b) ácido bromhídrico
c) ácido hipocloroso d) óxido de fósforo
e) triòxido de diarsénico
f) óxido de niquel (III) g) ácido perbrómico
h) dióxido de titanio
7) Dadas las siguientes fórmulas, dar las nomenclaturas correspondientes e indicar si se trata de
óxidos ácidos o básicos, hidróxidos, hidruros, oxácidos o hidrácidos:
a) H2S b) HClO3 c) HK d) NiO e) P4O6 f) Ba(OH)2 g) HClO2
h) SiO2 i) NH4OH j) HF k) Ag2O l) H3PO4 m) CaH2
8) Dar la fórmula y nomenclatura de las sales que se forman por combinación de los siguientes
aniones:
S-2
; Cl-1; BrO3
-1; NO3
-1; HCO3
-1; SO4
-2; PO4
-3; HPO3
-2
con cada uno de los siguientes cationes:
Al+3
; Fe+3
; Cu+2
; Hg+2
; Na+1
; NH4+1
9) Nombrar los siguientes compuestos e indicar de qué tipo de sustancia se trata:
a) K2O b) FeO c) Cr2O3 d) Cl2O e) N2O4 f) NH3
g) Cl2O3 h) H2O2 i) LiH j) HNO2 k) HI l) BaH2
m) HClO2 n) HIO4 ñ) CaCO3 o) AgCl p) FePO4 q) Fe3(PO4)2
r) Zn(HPO3) s) Sb(OH)3 t) CoF2 u) Au(NO3)3
v) Ni(OH)2 w) AgClO3 x) NaNO2 y) SnCl2 z) H2S
Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos e indicar de qué tipo de sustancia se trata:
a) óxido de bromo (III) b) sulfito de cobre (II)
c) dióxido de carbono d) óxido de bario e) cloruro de níquel (II) f) trióxido de dinitrógeno
g) sulfato de amonio h) ioduro de calcio
i) nitrito de hierro (II) j) carbonato de cromo (III) k) ácido perbrómico l) óxido de plomo (II)
m) cloruro de mercurio (I) n) hidróxido de bario
ñ) clorito de plomo (II) o) clorato de cobre (II) p) sulfuro de hidrógeno q) sulfito de calcio
r) trióxido de cromo s) hidruro de potasio
t) pentóxido de dicloro u) fosfato de cinc
v) nitrato de plata w) hipoclorito de aluminio x) hipoclorito de sodio y) ácido sulfuroso
z) ácido fosforoso
Determinar:
a) la fórmula mínima o empírica de una sustancia constituida por 28,1% de S; 56,1 % de O; 12,3 % de N y el resto H
Completar y balancear las siguientes reacciones y nombrar todas las
sustancias.
En el caso de sustancias compuestas indicar si se trata de óxidos ácidos o
básicos, hidróxidos, hidruros, oxácidos, hidrácidos o sales.
H2 + Cl2
Al + Al2O3
N2 + N2O5
Cl2O3 + H2O
Na2O + NaOH
+ NH3
H2SO4 + KOH
H3PO4 + Na2HPO4 +
H2S + AgNO3
LiH + H2O LiOH + H2
KClO3 KCl + KClO4
Dada las siguientes reacciones:
N2 + O2 NO2
NO2 + O2 N2O5
N2O5 + H2O HNO3
Balancear las ecuaciones y calcular el volumen de N2 que debe reaccionar
para obtener 180 g de HNO3 .(Rta: 32 litros)
Dada la siguiente reacción:
Fe + HCl FeCl2 + H2
a) Balancearla.
b) Calcular:
b1) ¿Cuántos gramos de Fe se consumieron si se obtuvieron 10 litros de H2 en CNTP?
b2) ¿Cuántos moles de HCl reaccionan con 7 gramos de Fe?
b3) ¿Cuántos gramos de HCl se requieren para obtener 0.25 moles de sal?