Guía Estequiometría I

Guía práctica
Estequiometría I: leyes y conceptos de la estequiometría
Ejercicios PSU
Para la solución de algunos de los ejercicios propuestos, se adjunta una parte del sistema periódico
hasta el elemento Nº 20.
Masa atómica
1,0
4
Be
9,0
10,8
12,0
14,0
16,0
19,0
20,2
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
23,0
24,3
19
K
20
Ca
39,1
GUICES007CB33-A16V1
5
B
27,0
6
C
28,1
7
N
4,0
3
Li
6,9
1.
2
He
Número atómico
1
H
31,0
Química
Estándar Anual
Nº__
Ciencias Básicas
Programa
8
O
32,0
9
F
35,5
10
Ne
39,9
40,0
La siguiente tabla muestra las masas de Cl y O contenidas en un mol de cuatro compuestos
distintos:
Producto
Masa de cloro (g)
Masa de oxígeno (g)
Cl2O
71
16
Cl2O3
71
48
Cl2O5
71
80
Cl2O7
71
112
Estos datos permiten corroborar la ley de
A) Conservación de la masa.
B) Proporciones definidas.
C)Proust.
D)Lavoisier.
E)Dalton.
Cpech
1
Ciencias Básicas Química
2. Si la masa molar del ácido sulfúrico (H2SO4) es de 98 g/mol, ¿cuántos mol hay en 294 gramos de
ácido sulfúrico?
A) 3,0 mol
B) 2,5 mol
C) 2,0 mol
3. D) 0,8 mol
E) 0,4 mol
La masa molar del ácido acético (CH3COOH) es 60 g/mol. ¿Qué masa del ácido se encuentra
contenida en 3 mol de esta sustancia?
A) 0,15 g
B) 20,00 g
C) 40,00 g
D) 60,00 g
E) 180,00 g
4. La masa molar del fosfato de amonio ((NH4)3PO4) es
5. La masa de un mol de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3) es
6. La masa de 2 mol de gas nitrógeno (N2) es
A) 113 g/mol
B) 121 g/mol
C) 140 g/mol
A) 123 g
B) 150 g
C) 219 g
A) 56 g
B) 32 g
C) 28 g
D) 149 g/mol
E) 303 g/mol
D) 342 g
E) 603 g
D) 14 g
E) 7 g
7. ¿Qué porcentaje de oxígeno existe en el ácido tiosulfúrico (H2S2O3)?
A)42,1%
B)48,0%
C)50,0%
2
Cpech
D)56,1%
E)65,1%
GUÍA PRÁCTICA
8. La masa molar de un elemento químico es X g/mol. Esto significa que
I) un átomo del elemento masa X gramos.
II) un mol de átomos del elemento masa X gramos.
III) 6,02 x 1023 átomos del elemento masan X gramos.
Es (son) correcta(s)
A) solo I.
B) solo II.
C) solo III.
D) solo II y III.
E) I, II y III.
9. La masa molar del clorato de potasio (KClO3) es
A)
B)
C)
106,6 g/mol
110,5 g/mol
115,6 g/mol
D)
E)
120,5 g/mol
122,6 g/mol
10. ¿Cuál es el porcentaje de nitrógeno en el ácido nítrico (HNO3)?
A) 14,0%
B)22,2%
C)50,0%
D)
72,2%
E)100,0%
11. El número de Avogadro (6,023 x 1023) es el número de partículas que hay en un mol de cualquier
sustancia. Para verificarlo, un estudiante deposita 250 gotas de ácido oleico en un vaso de
precipitado usando una bureta, y determina su masa y volumen. Luego calcula el volumen de
una gota y agrega una en un matraz aforado de 500 mL, completando el volumen con etanol.
A continuación, calcula la concentración de ácido oleico disuelto y el volumen del aceite que
está contenido en una gota de disolución. En un instrumento llamado cristalizador, deposita una
gota de la disolución de ácido oleico, la que forma una película monomolecular sobre el agua.
Esto le permite estimar el volumen de una molécula de ácido oleico y, sabiendo el volumen del
compuesto contenido en una gota de disolución, calcula el número de moléculas presentes en la
gota. A partir de la densidad, calcula la masa de ácido oleico contenida en la gota y, ya conocida
la masa molar del compuesto, calcula el número de moléculas contenidas en un mol. Este resulta
ser 6,6 x 1019.
Con respecto a este experimento, es correcto que
A)
B)
C)
D)
E)
permitió validar empíricamente el valor del número de Avogadro.
permitió establecer un valor más preciso para el número de Avogadro.
origina discrepancias con el valor teórico debido a que requiere numerosas estimaciones.
genera diferencias con el valor real debido a que requiere la aplicación de técnicas muy
complejas.
el compuesto utilizado no es adecuado para determinar el valor del número de Avogadro
debido a su elevada masa molar.
Cpech
3
Ciencias Básicas Química
12. Considerando que la masa atómica del cobre (Cu) es 63,5 uma, los átomos de cobre contenidos
en 127 gramos de dicho metal son
A) 6,02 x 1023 átomos.
B) 2 x 6,02 x 1023 átomos.
C) 6,02 x 1023 / 63,5 átomos.
D) 6,02 x 1023 / 127 átomos.
E) 63,5 x 6,02 x 1023 átomos.
13.
La masa atómica del hierro (Fe) es 56 uma. ¿Cuántos gramos de sulfato ferroso (FeSO4) equivalen
a 5 mol del compuesto?
A) 104 g
B) 152 g
C) 280 g
D) 520 g
E) 760 g
14. La masa de un átomo de calcio es
D) 6,02 x 1023 g
A) 40 x 6,02 x 1023 g
23
E) 6,02 x 10−23 g
B) 40 / (6,02 x 10 ) g
23
C) (6,02 x 10 ) / 40 g
15. El porcentaje de carbono en el ácido acético (CH3COOH) es
A) 25%
B) 40%
C) 50%
D) 55%
E) 65%
16. La ley de proporciones definidas establece que en un compuesto dado, los elementos
constituyentes se combinan siempre en la misma proporción. A partir de esta ley, es posible
predecir que
A)
B)
C)
D)
E)
4
Cpech
las fórmulas químicas de dos compuestos distintos pueden ser iguales entre sí.
las masas de O contenidas en un mol de distintos compuestos oxigenados deben ser
distintas.
si se descomponen 10 g de distintos compuestos formados por H y C, se obtendrá la misma
masa de uno de los elementos.
si se descomponen tres compuestos formados por N y O hasta obtener 0,5 g de O, las
masas de N obtenidas deben ser iguales.
si se analizan tres muestras de 5 g del mismo compuesto, deben contener la misma masa
de cada elemento constituyente.
GUÍA PRÁCTICA
17. A continuación se representa una molécula del aminoácido arginina:
H
O
C
HO
H
C
N
H
CH2
CH2
CH2
NH
C
H2N
NH
A partir de la imagen, se puede establecer que sus fórmulas empírica y molecular son
Fórmula empírica
C3H7N2O
Fórmula molecular
C6H14N4O2
C6H14N4O2
C6H14N4O2
C)
C3H5N2O
C6H10N4O2
D)
C 3H 5N 2O
C3H5N2O
E)
C12H28N8O4
C 3H 7N 2O
A)
B)
18. En la siguiente tabla se presenta la composición porcentual de una sustancia:
Elemento
Hidrógeno
Oxígeno
Azufre
Composición
2%
65%
33%
Teniendo en cuenta que la masa molar de la sustancia es 98 g/mol, la fórmula molecular es
A)H18SO3
B)H2S2O2
C)H4S2O
D)H2SO4
E)H2SO3
Cpech
5
Ciencias Básicas Química
19. La masa molar del gas freón-12 (CCl2F2) es 121 g/mol. Entonces, es posible afirmar que
A)
B)
C)
D)
E)
6,02 x 1023 átomos de freón-12 tienen una masa de 121 g.
la masa de un mol de C, un mol de F y un mol de Cl es de 121 g.
si se masa un volumen de 22,4 L de freón-12 en CNPT, se obtienen 121 g.
121 g de freón-12 contienen 3 x 6,02 x 1023 átomos de distintos elementos.
242 g de freón-12 contienen mayor número de moléculas que 2 mol de agua.
20. ¿A cuántos mol de carbonato cálcico (CaCO3) corresponden 100 gramos de la sustancia?
A)
B)
C)
D)
E)
0,1 mol
1,0 mol
10,0 mol
100,0 mol
1000,0 mol
21. El gas oxígeno (O2) tiene una masa molar de 32 g/mol. A partir de esta información, es correcto
afirmar que
I)
II)
III)
la masa de una molécula de O2 es 32 gramos.
la masa de un mol de átomos de O es 16 gramos.
la masa de un mol de O2 es 32 gramos.
A)
B)
C)
D)
E)
Solo I
Solo II
Solo III
Solo I y II
Solo II y III
22. ¿Cuántos mol de ozono (O3) se necesitan para obtener la misma masa que hay en 6 mol de
oxígeno (O2)?
A)
2
B)
4
C)
6
D)12
E)16
23. El yeso es sulfato de calcio dihidratado (CaSO4· 2H2O). ¿Cuántos átomos hay en 2 mol de yeso?
A)
B)
C)
D)
E)
6
Cpech
2 átomos
24 átomos
2 x 6,02 x 1023 átomos
12 x 6,02 x 1023 átomos
24 x 6,02 x 1023 átomos
GUÍA PRÁCTICA
24. La siguiente fórmula estructural corresponde al adenosín trifosfato (ATP), molécula fundamental
para los procesos energéticos celulares.
NH2
C
N
C
HC
C
N
OH
OH
HO
P
O
O
P
O
¿Cuál es su masa molar?
A)
B)
C)
D)
E)
CH
N
OH
O
P
O
O
CH2
C
H
N
O
H
H
C
C
OH
OH
C
H
47 g/mol
74 g/mol
299 g/mol
507 g/mol
597 g/mol
25. Una muestra de 29 g de un hidrocarburo, de masa molar 58 g/mol, contiene 24 g de carbono (C)
y 5 g de hidrógeno (H). ¿Cuál es su fórmula molecular?
A)CH3
B)C2H5
C)C4H8
D)C4H10
E)C4H12
Cpech
7
Ciencias Básicas Química
Tabla de corrección
Ítem
8
Cpech
Alternativa
Habilidad
1
Comprensión
2
Aplicación
3
Aplicación
4
Aplicación
5
Aplicación
6
Aplicación
7
Aplicación
8
Comprensión
9
Aplicación
10
Aplicación
11
ASE
12
Aplicación
13
Aplicación
14
Aplicación
15
Aplicación
16
ASE
17
Comprensión
18
Aplicación
19
Comprensión
20
Aplicación
21
Comprensión
22
Aplicación
23
Aplicación
24
Aplicación
25
Aplicación
GUÍA PRÁCTICA
Resumen de contenidos
La estequiometría (del griego stoicheîon, “elemento” y metrie, “medida”) es el cálculo de las proporciones
cuantitativas o relaciones de masa entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción
química.
Leyes de la estequiometría
•
Ley de conservación de la masa (ley de Lavoisier): En una reacción química la masa permanece
constante, es decir, la masa de los reactantes será igual a la de los productos. Por ejemplo, en la
reacción de formación del agua (2H2 + O2 → 2H2O), cuando 4 gramos de hidrógeno reaccionan
con 32 gramos de oxígeno, se forman 36 gramos de agua.
•
Ley de las proporciones definidas (ley de Proust): En un compuesto dado, los elementos
participantes se combinan siempre en la misma proporción, sin importar su origen y modo de
obtención. Por ejemplo, en el óxido de cinc (ZnO) siempre hay un átomo de cinc por cada átomo
de oxígeno y la proporción de masas es 80,3% de cinc y 19,7% de oxígeno.
•
Ley de las proporciones múltiples (ley de Dalton): Cuando dos o más elementos se combinan
para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se unen a una masa fija del otro,
tienen como relación números enteros y sencillos. Por ejemplo, en los anhídridos de nitrógeno
(N2O, NO, N2O3, NO2 y N2O5), si se fija la masa de nitrógeno en 7 gramos, las masas de oxígeno en cada compuesto son, respectivamente, 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40 g.
La razón entre estas masas es:
8 : 16 : 24 : 32 : 40 = 1: 2 : 3 : 4 : 5
Conceptos estequiométricos
•
Mol: es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas
u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12.
•
Número de Avogadro (NA): número de entidades elementales que hay en un mol. Este número
se determina experimentalmente y su valor es de 6,02 x 1023.
Al igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, un mol de átomos de H contiene
6,02 x 1023 átomos y un mol de moléculas de CO2, 6,02 x 1023 moléculas.
•
Unidad de masa atómica (uma o u): unidad utilizada para expresar la masa de un átomo.
Equivale a la duodécima parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono-12.
1 uma = 1,66 x 10─24 g
Cpech
9
Ciencias Básicas Química
•
Masa atómica (o peso atómico): masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Por
ejemplo, la masa atómica del oxígeno (O) es 16,0 uma.
•
Masa molecular (o peso molecular): masa de una molécula (suma de las masas atómicas, en
uma). Por ejemplo, la masa molecular del SO2 es 64 uma (32 uma + 2 x 16 uma).
•
Masa molar: masa (en gramos) de 1 mol de unidades (átomos o moléculas) de una sustancia.
Por ejemplo, la masa molar del SO2 es 64 g/mol (32 g/mol + 2 x 16 g/mol).
Para cualquier átomo o molécula:
masa atómica o molecular (uma) = masa molar (gramos)
A nivel molecular
+
Un átomo de C
(12 uma)
Una molécula de O2
(32 uma)
Una molécula de CO2
(44 uma)
A nivel macroscópico
32 g de oxígeno
en un globo
12 g de carbono
en un vidrio de reloj
44 g de dióxido de carbono
en un globo
+
Es útil recordar la relación que existe entre número de mol (n), masa en gramos (m) y masa molar (MM):
n=
m
MM
Que también se puede expresar como:
m = n ∙ MM
10
Cpech
GUÍA PRÁCTICA
Masa molar
(g/mol)
1 mol
6,02x1023
partículas
•
Volumen
gases
(en C.N.P.T.) =
22,4 L
Composición porcentual: informa sobre el porcentaje de cada elemento presente en un
compuesto. Para calcularla, se debe considerar la masa molar del compuesto como el 100%. Por
ejemplo, para determinar el porcentaje de hidrógeno presente en el agua (H2O), cuya masa molar
es 18 g/mol, hay que realizar el siguiente cálculo utilizando la masa molar del hidrógeno (1 g/mol):
18 g/mol → 100%
2 g/mol → X
X = 11,11% de hidrógeno
Cpech
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