Integrantes del equipo:

 Masiel Cardona Perez

Ana Karen Carreón Morales

Cinthia Alvarado Gaytan

Grupo: 207

Evaluación

1. El peso molecular de Au2O3 es igual a...
   a) 442uma b) 424uma  c) 242uma

2. El atgr que hay en 166g de bario es...
   a) 1.20  b) 1.02  423  c) 2.01

3. El peso molecular correcto del Al2(SO4)3 es...
   a) 342g/mol  b) 423g/mol  c) 324g/mol

4. Es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales de temperratura y presion
   a) 24.2 L  b) 22.4 L  c) 23.2 L

5. Es la parte de la quimica que estudia los los calculos de masa y volumen de las sustancias que intervienen en las ecuaciones quimicas
   a) quimica organica  b)mol-mol  c) estequiometria

- Quien enuncio cada una de estas leyes?
6. "Cuando dos o mas elementos se unen para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones constantes de peso" PROUST

7. "En toda reaccion quimica la suma de los pesos moleculares de los reactivos es igual a la suma de los pesos moleculares de los productos" LAVOISIER

8. "Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento los pesos relativos de aquellos son los mismos que se combinan entre si" RICHTER WENZEL

9. La formula para obtener atgr de un elemento es...
                 atgr = m/PA

10. La formula para obtener el numero de mols presentes es...
                 n = m/PM

11.  La formula para obteer el numero de moleculas es...
                N = n (6.022*10 a la 23)

12. La formula para obtener el volumen es...
                V = n(22.4Lts./mol)

Como identificar al reactivo limitante

Identificar el R.L cuando se tiene inicialmente 14.21g de H2SO4 y 84.0721*10 a la 21 moleculas de NaOH
n= 14.21g
     98g/mol
n = 0.14mol

1mol = 6.022*10 a la 23

N = n(6.022*10 a la 23)
n =            N              
      6.022*10 A LA 23

n = 84.0721*10 a la 21         n = 0.139
     6.022*10 a la 23

0.145mol  →    x
   1mol    →  2mol
x = (145mol)(2mol)
            1mol
x = 0.29mol→NaOH

   x    → 0.139mol
1mol   →   2mol
x = (0.139mol)(1mol)
             2mol
x = 0.09mol → H2SO4

Reactivo Limitante = NaOH →0.29mol

Reactivo limitante

Generalmente, en las reacciones quimicas que se llevan a cabo a nivel industrial o en el laboratorio, alguno de los reactivos que intervienen se consume en su totalidad, cuando esto sucede la reaccion se detiene.

Reactivo limitante
Es el que se agota en su totalidad en una reaccion quimica. La reacción depende del reactivo limitantepues, según la ley de las proporciones definidas, los demás reactivos no reaccionarán cuando uno se haya acabado.

Reactivo en exceso
son los racctivos presente en mayor cantidad durante una reaccion quimica los cuales sirven para hacer reaccionar en su totalidad el reactivo limitante que por cualquier razon se encuentra en menor proporcion.

Ejercicios:

1.- Cuantos gramos de cloruro de plata se formaran al hacer reaccionar una solucion que contiene 5g de cloruro de sodio con la cantidad necesaria de nitrato de plata, segun la siguiente ecuacion balanceada.

 5g                               x(g)
NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl

Na 1*23 = 23
Cl  1*35.4 = 25.4
23 + 35.4 = 58.4g/mol

Ag 1*108 = 108
Cl  1*35.4 = 35.4
108 + 35.4 = 143.4g/mol

     5g        →      x
58.4g/mol → 143.4g/mol

x = (5g)(134.4g/mol)
     58.4g/mol                            x = 12.27g

2.- Que volumen de nitrogeno se obtiene de la reaccion de Bromo con Hidroxido de Amonio y se obtiene Bromuro de Amonio, Nitrogeno y agua, si se hace reaccionar con 250g de Bromo?

      250g                                 x(g)

               3Br2 + 8NH4OH → 6NH4Br + N2 + 8H2O

6-2 ← Br → 1-6

8-1 ← N → 3-8

40-5←  H → 6-40

8-1 ← O → 1-8

250g                                        x(g)

3Br2 + 8NH4OH → 6NH4Br + N2 + 8H2O

3mol      8mol         6mol     1mol   8mol

1mol = 22.4 Lts.
 3(22.4Lts.) = 67.2 Lts.

n = m/PM =     250g    =0.52mol
                  480g/mol

0.52mol   →     x
67.2 Lts. → 22.4 Lts.

x = (0.52mol)(22.4Lts.)          x = 0.17mol
              67.2 Lts.

V = n(22.4 Lts/mol)
V = 0.17mol (22.4 Lts./mol)
V = 3.80Lts.

Calculo de problemas estequiometricos (Relacion Masa) masa-masa

Las ecuaciones quimicas son expresiones de la ley de la conservacion de la masa. Utilizando unidades quimicas es posible establecer relaciones entre masa, moles y volumenes de las sustancias que participan en una reaccion.

Para la resolucion de estos problemas estequiometricos se procede de la siguiente forma:
1. Escribir la ecuacion quimica del proceso
2. Aplicar la ley de Lavoisier, es decir balancear la ecuacion
3. Expresarlos pesos moleculares, moles o voluimenes de las sustancias que interesan de acuerdo con el              planteamiento del problema
4. Establecer la proporcion y despejar la incognita

Ejercicio: Demostrar la Ley de la conservacion de la masa.

1.- Ra + 2C → Ra C2
1(226) + 2(12) = 1(226) + 2(12)
226+24 = 226+24
250 = 250

2.- 4Na + O2 → 2Na2O
4(23) + 2 (16) = (92+32)
92 32 = 92+32
124 = 124

3.- K ClO4 → KCl + 2O2
(39+35.4+64) = (39+35.4) + 64
138.4 = 74.4+64
138.4 = 138.4

1.2 Formula Molecular

Es aquella que expresa la relacion que existe entre los atomos de los elementos de una molecula real o verdadera. Para la determinacion de la formula molecular debemos conocer:

1. La compocicion cualitativa (que elementos tiene el compuesto)
2. La compocicion cuantitativa (en que proporcion participa cada elemento)
3. La masa molecular del compuesto

2 Na + Mg CO3 → Na2CO3 + Mg

2(23) + (24.3+12+48) = (46+12+48)+24.3
46+84.3 = 106+24
130.3 = 130.3

Formula minima o empirica

Se define como la mas simple relacion posible que existe entre los elementos o atomos que forman un determinado compuesto o molecula.

Elemento	Masa (g)           %	Masa atómica	atgr=m/PM	Común denominador	Relación molar
C	75.54	12	74.5/12=6.28	6.28/.59=10.6= 10.5*2	21
H	6.578	1	6.571/1=6.57	6.57/.59=11.11 =11*2	22
N	8.383	14	8.383/14=.59	8.383/.59=1*2	2
O	9.581	16	9.581/16=.59	9.581/.59=1*2	2

Formula minima = C21 H22 N2 O2

Redondeo
.1 y .2 = 0
.3 - .7 = .5
.8 y .9 =1.0

Leyes Ponderales

Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio del peso relativo de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más elementos químicos. Por lo tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son:

• Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. 1789:

Este resultado se debe al químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Considerando que “La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable.”

• Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. 1801.

En 1808, tras ocho años de las investigaciones, Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

• Ley de Dalton de las proporciones múltiples. 1803

Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos de los cuales formuló en 1803: “Cuando dos o más elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de números enteros sencillos”.

• Ley de Richter a de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de combinación o masas equivalentes. 1792

Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre si.

Determinar la composicion porcentual de los sig. compuestos:

1.- H2O
H   2 X 1   = 2/18*100 = 11.11%
O  1 X 16   = 16/18*100 = 88.88%
          18g/mol
11.11 + 88.88 = 99.99% = 100%

2.- Ni(OH)2
Ni 1 X 58.7 = 58.7/92.7*100 = 63.32
O  2 X 16  = 32/92.7*100   = 34.51
H  2 X 1    = 2/92.7*100    =   2.15
         92.7g/mol
63.32 + 34.51 + 2.15 = 99.98% = 100%

Composicion porcentual (%)

Es el porcentaje que representa cada elemento en una molecula.
                KMnO4
K    1 X 39 = 39/158*100 = 24.68
Mn 1 X 55 = 55/158*100 = 34.81
O   4 X 16 = 16/158*100 = 40.50
       158g/mol
24.68 + 34.81 + 40.50 = 99.99% = 100%

Determina el volumen de:

1.- 2.03mol de PbI2
Datos:                    Formula:
V=?                        V = n(22.4Lt./mol)
n = 2.03mol
Sustitucion:
V = (2.03mol)(22.4Lt./mol)
Resultado:
V = 45.472 Lts.

2.- 3.2mol de KCN
Datos:                   Formula:
V = ?                     V = n(22.4Lt./mol)
n = 3.2mol
Sustitucion:
V = (3.2mol)(22.4Lt./mol)
Resultado
V = 71.68 Lts.

3.- 3.15mol de ZnSO4
Datos:                  Formula:
V = ?                    V = n(22.4Lt./mol)
n = 3.15mol
Sustitucion:
V = (3.15mol)(22.4Lt./mol)
Resultado:
V = 70.56 Lts.

Determina el numero de moleculas de :

1.- 2.1mol de HCl
Datos:       Formula:
N = ?         N = n (6.022 X 10 a la 23moleculas/mol)
n = 2.1mol
Sustitucion:
N = (2.1mol)(6.022 X 10 a la 23moleculas/mol)
Resultado:
N = 1.26462 X 10 a la 24moloculas

2.- 0.325mol de HNO3
Datos:      Formula:
N = ?        N = n (6.022 X 10 a la 23moleculas/mol)
n = 0.325mol
Sustitucion:
N = (0.325mol)(6.022 X 10 a la 23moleculas/mol)
Resultado:
N = 1.95715 X 10 a la 23moleculas

3.- 0.75mol de Na2CO3
Datos:      Formula:
N = ?        N = n (6.022 X 10 a la 23moleculas/mol)
n = 0.75mol
Sustitucion:
N = (0.75mol)(6.022 X 10 a la 23moleculas/mol)
Resultado:
N = 4.5165 X 10 a la 23moleculas

Determina la masa de:

1.- 2.7mol de HCl
Datos:                                 Formula:
n = 2.7mol                             n = m/PM
m = ?
PM = 36.4g/mol
       ↨
H   1 X 1 = 1
Cl  1 X 35.4 = 35.4
PM = 1 + 35.4 = 36.4g/mol
Despeje:                             Sustitucion:
n = m/PM                           m = (36.4g/mol)(2.7mol))
m = PM (n)
Resultado:
m = 98.28g

2.- 0.325mol de HNO3
Datos:                                Formula:
n = 0.325mol                         n = m/PM
m =?
PM =63g/mol
        ↨
H  1 X 1   =   1
N  1 X 14 = 14
O  3 X 16 = 48
PM = 1 + 14 + 48 = 63g/mol
Despeje:                             Sustitucion:
n = m/PM                           m = (63g/mol)(0.325mol)
m = PM (n)
Resultado:
m = 20.475g

3.-0.75mol de Na2CO3
Datos:                                Formula:
n = 0.75mol                          n = m/PM
m = ?
PM = 106g/mol   
      ↨
Na   2 X 23 = 46
C     1 X 13 = 12
O     3 X 16 = 48
PM = 46 + 12 + 48 = 106g/mol
Despeje:                             Sustitucion:
n = m/PM                           m = (106g/mol)(0.75mol)
m = PM (n)
Resultado:
m = 79.5g

Determina la cantidad de mols presentes en:

1.- 89g de acido nitrico. HNO3
Datos:                                Formula:       
n =?                                   n = m/ PM
m = 89g
PM = 64g/mol
        ↨
H  1 X 1= 1
N  1 X 14 = 14
O 3 X 16 = 48
  PM = 1 + 114 + 48 = 63 g/mol
Sustitucion:                        Resultado:
n = 89g/ 63g/mol                 n = 1.41mol

2.- 225g de sulfato de calcio. CaSO4
Datos:                               Formula:
n = ?                                 n = m/ PM
m = 225g
PM = 136g/mol
        ↨
Ca 1 X 40 = 40
S    1 X 32 = 32
O   4 X 16 = 64
   PM = 40 + 32 + 64 = 136g/mol
Sustitucion:                        Resultado:
n = 225g/ 136g/mol               n = 1.65mol

3.- 85g de acido sulfuhidrico. H2S
Datos:                               Formula:
n = ?                                 n = m/ PM
m = 85g
PM = 34g/mol            
      ↨
H 2 X 1 = 2
S 1 X 32 = 32
   PM = 2 + 32 = 34g/mol
Sustitucion:                        Resultado:
n = 85g/34g/mol                  n = 2.5mol

Determina el peso molecular de los siguientes compuestos:

1.- K2Cr2O7
                    K    2 X 39 = 78
                    Cr   2 X 52 = 104
                    O    2 X 16 = 112
         PM = 78 + 104 + 112 = 294g/mol

2.- Na2SO4
                    Na   2 X 23 = 46
                    S     1 X 32 = 32
                    O    4 X 16 = 64
          PM = 46 + 32 + 64 = 42g/mol

3.- (NH4)2CO3
                   N   2 X 14 = 28
                   H   8 X 1   = 8
                   C   1 X 12 = 12
                   O  3 X 16  = 48
          PM = 28 + 8 + 12 + 48 = 96g/mol

4.- Na2HPO4
                  Na    2 X 23 = 46
                   H 1 X 1 = 1
                   P 1X 31 = 31
                   O 4 X 16 = 64
          PM = 46 + 1 + 31 + 64 =142g/mol

5.- K3PO4
                   K 3 X 39 = 117
                   P 1 X 31 = 31
                   O 4 X 16 = 64
           PM = 117 + 31 + 64 = 212 g/mol

Determinar el numero de atomo-gramo presentes en:

1.- 45.8g de Al
Datos:                                Formula:          
atgr = ?                              atgr = m/ PA    
m = 45.8g
Al→PA = 27g
Sustitucion:                          Resultado:
atgr = 45.8g/27g                    atgr = 1.69

2.- 172g de Ba
Datos:                                Formula:             
atgr = ?                              atgr = m/PA      
m = 172g
Ba→PA = 137.3g  
Sustitucion:                         Resultado:
atgr = 172g/137.3g                  atgr = 1.25

3.- 75g de Ba
Datos:                               Formula:           
atgr = ?                             atgr = m/PA      
m = 172g
Ni→ PA = 58.7g
Sustitucion:                         Resultado:
atgr = 75f/58.7g                   atgr = 1.27

4.- 62g de Ca
Datos:                               Formula:               
atgr = ?                             atgr = m/PA         
m = 62g
Ca → PA = 40g
Sustitucion:                         Resultado:
atgr = 62g/40g                    atgr = 1.55

5.-96g de Mn
Datos:                              Formula:            
atgr = ?                            atgr = m/PA      
m = 96g
Mn → PA = 54.9g
Sustitucion:                       Resultado:
atgr = 96g/54.9g                 atgr = 1.74

1.1 Describe el mol como la unidad basica del SI para medir la cantidad de sustancia

Unidades quimicas

son las unidades que permiten a la qimica relacionar el numero  de atomos o moleculas con su masa.

Estequiometria

Es la rama de la quimica que se relaciona con las matematicas y que nos permite conocer informacion cualitativa y cuantitativa de la materia an las reacciones quimicas.

H2O    PA del O = 15.9 + 16

            PA del H +1

H2O + 18 u.m.a

Peso Atomo-Gramo (atgr)
Es el peso atomico de un elemento expresado en gramos (g)

El peso atomico del Pb = 207uma
El peso atomo-gramo del Pb = 207g
atgr = m/PA   donde   atgr = atomo-gramo
                                 m = masa(g)
                                PA = peso atomico (g)

ejemplo:
cuantos atgr hay en 310g de Mg?
Datos                                Formula                   
atgr =?                              atgr = m/PA          
m = 310g
PA = 24.3g
Sustitucion                         Resultado
atgr = 310g/24.3g                  atgr = 12.75

Mol (n)
Es la unidad basica del sistema internacional de unidades (SI) para indicar la cantidad de sustancia y representan el peso molecular de un compuesto expresado en gramos.
n =m/ PM    donde   n = mol
                           m = masa (g)
                         PM = peso molecular (g/mol)
Peso Molecular (PM)
Es la suma de todos los pesos atomicos de los elementos presentes en una molecula.
ejemplo:
KMnO4
                   K        1 X 39 = 39
                   Mn      1 X 55 = 55
                   O        4 X 16 = 64
                 PM = 39 + 55 + 64 = 158g/mol

Numero de Moleculas (N)
Se le conoce como numero de Avogadro y representa el numero de moleculas o atomos que teene un mol de una sustancia.

     N = n (6.022 X 10 a la 23 moleculas/mol)
     N = # de Avogadro
     n = mol
Volumen Molecular gramo (v)
Es el valor de un mol de cualquier gas en condiciones normales de temperatura y presion (CNTP)
      
T = ○C o 273k
P = 1 atm. o 760mm de Hg
V = 22.4 lts/mol             V = n (22.4 Lts/ mol)
                                V = volumen
                                n = mol

Bloque I

Temario

BLOQUE I

"Aplica la nocion de mol en la cuantificacion de procesos quimicos"
1.1 Describe el mol como la unidad basica del SI para medir la cantidad de sustancia.
1.2 Describe el significado de las leyes ponderales: ley de la conservacion de la masa, ley de las proporciones definidas, ley de las proporciones multiples, y ley de las proporciones reciprocas.
1.3 Analiza las implicaciones ecologicas, industriales y economicas de los calculos estequiometricos.