VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES GUÍA DE TALLER ESTEQUIOMETRÍA Y ENTALPÍA QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA CQU110 INGENIERIA TOM DIURNO VESPERTINO Semana 5 Elaborado por el Equipo de Química Profesor Colaborador Macarena Mardones y Pablo Pichunman Juanita Gajardo Compilador Sylvia Araya Líder Académico Adriana Toro Rosales 2014 CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES TEMARIO PRUEBA DE CÁTEDRA 2 Concepto de reacción química. Interpretación de la información que nos entrega la ecuación química. Estequiometría. Cálculos sin reactivo limitante, cálculos con reactivo limitante, % rendimiento. Ecuaciones termoquímicas. Interpretación del valor de entalpía. Concepto disolución, dilución, solubilidad. Proceso de disolución y factores que afectan la solubilidad. Cálculos de mol y masa molar. Cálculos de unidades de concentración: Molaridad, % m/m, ppm, gramos/L. CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES TABLA PERIÓDICA CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES ACTIVIDAD 1: CONVERSIONES ENTRE MASA MOLAR, MOL Y MASA 1. Determine la masa molar de las siguientes sustancias: Datos: MM (g/mol) O = 16 H=1 N = 14 Fe = 56 P = 31 S = 32 a) O b) O2 c) H2O d) HNO3 e) Fe3(PO4)2 f) (NH4)2SO4 2. Determine la masa en gramos presente en las siguientes cantidades: Datos: MM (g/mol) O = 16 H=1 N = 14 Ca = 40 C = 12 a) 3.2x10-3 moles de HNO3 (R: 0.2 g) b) 1 mol de HNO3 (R: 63 g) c) 0.01 mol de agua (R: 0.18 g) d) 0.5 mol de NH3 (R: 8.5 g) 3. Determine los moles presentes en las siguientes cantidades: Datos: MM (g/mol) Na = 23 Cl = 35.5 Ca = 40 a) 0.5 g de NaCl (R: 0.0085 mol) b) 18 g de agua (R: 1 mol) c) 2 mg de calcio (R: 5x10-5 mol) d) 1 kilogramo de bicarbonato de sodio (NaHCO3) (R: 11.9 mol) e) 0.5 mL de un líquido, cuya densidad es 1.24 g/mL y MM = 89.6 g/mol (R: 6.9x10-3 mol) CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES ACTIVIDAD 2: PREGUNTAS DE ALTERNATIVAS 1. Determine los moles que están presentes en 36.0 g de agua (MM = 18.0 g/mol). a) 0.5 moles b) 1.0 mol c) 2.0 moles d) faltan datos e) 3.0 moles 2. La masa molar del etanol (CH3CH2OH) es 46 g/mol esto significa que: a) 46 moles de etanol tienen una masa de 1 gramo b) 1 mol de etanol tiene una masa de 460 mg c) 46 gramos de etanol corresponden a 1 mol d) 46 moles de etanol corresponde a 46 mg e) 46 gramos de etanol corresponden a 46 mol ACTIVIDAD 3: REACCIÓN QUÍMICA 1. Lea atentamente el siguiente enunciado e identifique la ecuación química que representa dicho proceso. “1 mol de hidrógeno molecular reacciona con 1 mol de bromo molecular para formar 2 moles de ácido bromhídrico (HBr)” a) H(g) + Br(g) HBr(l) b) H(g) + Br2(g) 2 HBr(l) c) H2(g) + Br2(g) 2 HBr(l) d) 2 HBr(l) H2(g) + Br2(g) e) H2(g) + 2 Br(g) 2 HBr(l) CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES 2. Lea detenimante el siguente enunciado: “Un estudiante hizo reaccionar hidrógeno molecular gaseoso con oxígeno molecular gaseoso, produciendo agua gaseosa” De acuerdo con la información anterior indique: a) Reactantes b) Productos c) Escriba la ecuación química que representa dicho proceso 3. Para la siguiente ecuación química redacte la información que entrega. 2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(ac) + H2(g) 4. Para escribir una ecuación química se debe tener presente algunas consideraciones. Describa cada una de ellas y de un ejemplo. CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES ESTEQUIOMETRÍA Para la siguiente actividad te ayudaremos a enfrentar la resolución de ejercicios mediante algunos modelos resueltos paso a paso y luego deberás aplicar lo aprendido en ejercicios propuestos. EJERCICIOS RESUELTOS 1. El magnesio reacciona con oxígeno formando óxido de magnesio según: Mg + O2 MgO Si comenzamos con 5.00 g de magnesio. ¿Cuál es la masa de óxido de magnesio obtenida? Al balancear la ecuación química tenemos: Los datos son: MM (g/mol) Mg = 24.0 2 Mg O2 = 32.0 + O2 2 MgO MgO = 40.0 Ahora calculemos los moles que hay en 5.0 g de Mg que es el valor obtenido del enunciado. Para ello usemos la siguiente expresión: Moles = masa (g) masa molar (g/mol) Moles de Mg = masa de Mg = 5.0 g = 0.208 moles MM de Mg 24.0 g/mol 2 Mg Masa MM Moles 5.0 24.0 0.208 + O2 32.0 2 MgO X 40.0 Como solo se dispone de un solo dato numérico de alguna especie inicial, se asume que esa especie es el reactivo limitante, el Mg. CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES Según la ecuación: 2 moles de Mg ---------→ 2 moles de MgO 0.208 moles de Mg -------→ X moles de MgO X = 0.208 moles de Mg x 2 moles de MgO = 0.208 moles de MgO 2 moles de Mg Para saber la masa de MgO usemos nuevamente la definición de mol y despejemos la masa de la siguiente forma: Moles = masa (g) MM (g/mol) Luego: masa = moles x MM masa de MgO = Moles de MgO x MM de MgO masa de MgO = 0.208 moles x 40.0 g/mol masa de MgO = 8.32 g de MgO 2. Se puede obtener manganeso puro haciendo reaccionar aluminio con dióxido de manganeso: 3 MnO2 + 4 Al 3 Mn + 2 Al2O3 Si se usan 500.0 gramos de dióxido de manganeso y 100.0 gramos de aluminio. a) ¿Cuántos gramos de metal Mn se obtendrán si el rendimiento de la reacción es del 90 %? b) Sí se hubiesen obtenido realmente 113.8 g del metal ¿Cuál es el rendimiento porcentual de esta reacción? CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES Antes de realizar cualquier cálculo de obtención de producto lo primero es determina el REACTIVO LIMITANTE, para lo cual necesitamos conocer las cantidades de moles de cada especie: Datos: MM (g/mol) MnO2 = 87.0 Al = 27.0 Mn = 55.0 Para obtener los moles usemos la siguiente expresión: Moles = masa MM Moles de MnO2 = masa = 500.0 g MnO2 = 5.75 moles M.M 87.0 g/ mol MnO2 Moles de Al = 100.0 g de Al = 3.70 moles 27.0 g/mol Al Para determinar el reactivo limitante se realiza la siguiente razón que nos entrega al factor estequiométrico, siendo el valor más pequeño el que identifica al limitante: Factor estequiométrico = moles de reactivo coeficiente estequiométrico (de la especie en estudio) Para MnO2 = 5.75 mol = 1.92 3 mol Para: Al 0.925 MnO2 1.92 Para Aluminio = 3.70 mol = 0.925 4 mol El reactivo limitante es el aluminio El reactivo limitante es el que se agota, es decir el aluminio y el reactivo en exceso es el MnO2, AHORA RECIÉN PODEMOS CONTESTAR LAS PREGUNTAS, YA QUE EN TODO PROBLEMA DE ESTEQUIOMETRÍA DEBEMOS TRABAJAR EN BASE AL REACTIVO LIMITANTE. CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES CÁLCULOS: a) Para determinar la masa del producto formado, RECUERDA QUE PARA REALIZAR LOS CÁLCULOS DEBES RELACIONAR AL REACTIVO LIMITANTE CON LA ESPECIE POR LA QUE TE PREGUNTAN ESTABLECIENDO UNA REGLA DE TRES. 3 MnO2 + Masa MM Moles 500.0 87.0 5.75 4 Al 100.0 27.0 3.70 3 Mn + 2 Al2O3 X 55.0 De la ecuación balanceada se puede establecer que: 4 moles de Al --------→ 3 moles de Mn 3.7 moles de Al -------→ X moles de Mn X = 3 moles de Mn x 3.7 moles de Al = 2.78 moles de Mn 4 moles de Al Para obtener la masa que hay en 2.78 moles de Mn despejemos la masa de la siguiente expresión: Moles = masa MM masa de Mn = moles de Mn x MM de Mn masa de Mn = 2.78 moles x 55.0 g/mol = 152.8 g Mn Si el rendimiento fuese 100 % se obtendrían 152.8 g de Mn (masa teórica), pero la pregunta que hacen es por la masa que se obtendría si el rendimiento fuera del 90 %, es decir nos preguntan por la masa experimental. Para obtenerla usemos la siguiente expresión: CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES % rendimiento = masa experimental x 100 masa teórica Despejando: masa experimental = % rendimiento x masa teórica 100 masa experimental (real) de metal Mn = 90 x 152.8 g = 137.5 g 100 137.5 g es la masa del manganeso que se obtendría en la reacción con un 90 % de rendimiento. b) Si se hubiesen obtenido realmente (en el laboratorio) 113.8 g del metal. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de esta reacción? % rendimiento = masa experimental x 100 masa teórica % rendimiento = 113.8 g x 100 = 74.5 % 152.8 g CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES 3. De acuerdo a la reacción: FeS(s) + H2SO4(ac) FeSO4(ac) + H2S(g) Se tienen 200.0 g de FeS (MM = 88.0 g/mol) y 250 g de H2SO4 (MM = 98.0 g/mol). a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Qué masa del reactivo en exceso ha reaccionado? c) ¿Cuántos gramos de sulfuro de hidrógeno se han formado? Dato: MM H2S = 34 g/mol. d) Sí, el rendimiento porcentual es del 89 %. ¿Qué masa de FeSO4 se ha obtenido realmente? Dato: MM FeSO4 = 152.0 g/mol. a) moles FeS= 200.0 g = 2.27 moles 88.0 g/mol moles H2SO4 = 250.0 g = 2.55 moles 98.0 g/mol Factor estequiométrico = moles de cada reactante coeficiente estequiométrico El reactante que presente el menor factor es el reactivo limitante. FeS = 2.27 moles = 2.27 1 mol H2SO4 = 2.55 moles = 2.55 1 mol El reactivo que se consume totalmente es el FeS porque se encuentra en menor cantidad estequiométrica y el H2SO4 es el reactivo en exceso. FeS(s) masa MM Moles 200.0 88.0 2.27 + H2SO4(ac) 250.0 98.0 2.55 FeSO4(ac) + H2S(g) 152.0 34.0 CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES b) la relación es 1:1, entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, por lo tanto los moles de H2SO4 que reaccionan son: 1 mol de FeS -------→ 1 mol de H2SO4 2.27 moles FeS ---------→ X X = 2.27 moles de H2SO4 que reaccionan Masa de H2SO4 masa H2SO4 = moles de H2SO4 x Masa Molar de H2SO4 masa de H2SO4 = 2.27 moles x 98.0 g/mol = 222.5 g OBSERVACIÓN: Los gramos del reactivo en exceso H2SO4, que quedan sin reaccionar se obtienen de la diferencia entre la masa inicial de H 2SO4 y la masa de H2SO4 que ha reaccionado. masa H2SO4 que no ha reaccionado = masa total - masa que reacciono masa H2SO4 que no ha reaccionado = 250.0 g – 222.5 g masa H2SO4 que no ha reaccionado = 27.5 g c) La relación entre el reactivo limitante y el producto formado el H 2S es: 1 mol de FeS ------→ 1 mol de H2S 2.27 moles de FeS -----→ X X = 2.27 moles de H2S Luego para conocer la masa de H2S que se ha formado: masa de H2S = moles de H2S x Masa Molar de H2S masa de H2S = 2.27 moles x 34.0 g/mol = 77.18 g CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES d) La relación entre el reactivo limitante y el producto formado el FeSO4 es: 1 mol de FeS ------→ 1 mol de FeSO4 2.27 moles FeS -----→ X X = 2.27 moles de FeSO4 masa de FeSO4 = moles de FeSO4 x Masa Molar de FeSO4 masa de FeSO4 = 2.27 moles x 152.0 g/mol masa de FeSO4 = 345.04 g (masa teórica) Sí el rendimiento porcentual es del 89 % entonces la masa en gramos de FeSO4 obtenida experimentalmente la obtenemos despejando la siguiente expresión: % rendimiento = masa de producto experimental x 100 masa de producto teórica masa de producto experimental = % rendimiento x masa de producto teórica 100 Masa de producto experimental = 89 x 345.04 g = 307.09 g de FeSO4 100 4. Una mezcla de 20.0 g de CS2 y 30.0 g de Cl2 se pasa a través de un tubo de reacción y calentando se produce la reacción: 3 Cl2 + CS2 CCl4 + S2Cl2 a) ¿Cuál es el reactivo que no reaccionará completamente? b) Determine la masa en gramos de reactivo que quedo sin reaccionar. c) Determine la masa de S2Cl2 que se obtendrá. Datos: MM (g/mol) CS2 = 76.0 Cl2 = 71.0 CCl4 = 154.0 S2Cl2 = 135.0 CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES a) Calculemos los moles de cada reactivo usando la siguiente expresión: Moles = masa MM Moles de CS2 = masa de CS2 = 20.0 g = 0.263 moles MM de CS2 76.0 g/mol Moles de Cl2 = masa de Cl2 = 30.0 g = 0.423 moles MM de Cl2 71.0 g/mol Ahora determinemos el reactivo limitante: Factor estequiométrico = moles de cada reactante coeficiente estequiométrico El reactivo que presente el menor factor estequiométrico es el limitante. CS2 = 0.263 mol = 0.263 1 mol Cl2 = 0.423 mol = 0.141 3 mol El reactivo que se consume totalmente es el Cl2 porque se encuentra en menor cantidad estequiométrica y el CS2 es el reactivo en exceso. b) La relación entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso es: 3 moles de Cl2 -------→ 1 mol de CS2 0.423 moles de Cl2 -----→ X X = 0.141 moles de CS2 que reaccionan Para obtener la masa correspondiente a 0.141 moles CS2 usemos nuevamente la definición de mol, pero la despejamos de la siguiente forma: Moles = masa MM Luego: masa = moles x MM CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES masa de CS2 = moles de CS2 x Masa Molar de CS2 masa de CS2 = 0.141 moles x 76.0 g/mol = 10.72 g reaccionan OBSERVACIÓN: La masa en gramos del reactivo en exceso, CS2 que queda sin reaccionar se obtiene de la diferencia entre la masa inicial de CS2 y la masa de CS2 que ha reaccionado. masa de CS2 que no ha reaccionado = 20.0 g – 10.72 g = 9.28 g sin reaccionar. c) La relación entre el reactivo limitante y el producto formado el S2Cl2 es: 3 mol de Cl2 -------→ 1 mol de S2Cl2 0.423 moles de Cl2 ------→ X X = 0.141 moles de S2Cl2 que se forman Para obtener la masa correspondiente a 0.141 moles de S2Cl2: masa de S2Cl2 = moles de S2Cl2 x Masa Molar de S2Cl2 masa de S2Cl2 = 0.141 moles x 135.0 g/mol = 19.04 g EJERCICIOS DE APLICACIÓN ACTIVIDAD 4: CÁLCULOS REACTIVO LIMITANTE ESTEQUIOMÉTRICOS SIN CONSIDERAR 1. La obtención de CO2 se realiza a partir de la caliza (roca compuesta mayoritariamente por CaCO3), según la reacción: CaCO3 + 2 HCl CO2 + H2O + CaCl2 ¿Cuál es la masa en gramos de CaCO3 necesaria para obtener 0.614 moles de CO2? Datos: MM (g/mol) C = 12.0 O = 16 Ca = 40.0 R: 61.4 g CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES 2. El carbonato de litio (Li2CO3) se descompone cuando es calentado para producir Li2O y CO2. Li2CO3 Li2O + CO2 Si 0.55 moles de Li2CO3 se descomponen. ¿Cuántos moles de CO2 se han formado? Datos: MM (g/mol) Li = 7 C = 12 O = 16 R: 0.55 moles 3. ¿Cuántos gramos de óxido de hierro Fe2O3 (MM = 160 g/mol) se pueden producir a partir de 2.50 g de O2 (MM = 32 g/mol) que reaccionan con hierro sólido? 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) R: 8.33 g 4. La fermentación de glucosa (C6H12O6, MM = 180 g/mol) produce etanol (C2H5OH, MM = 46 g/mol) y dióxido de carbono. C6H12O6(ac) 2 C2H5OH(ac) + 2 CO2(g) ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa? R: 5.1 g 5. En un experimento se obtuvieron 3.43 g de agua oxigenada H 2O2 si teóricamente se obtienen 5.64 g de H2O2. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? H2(g) + O2(g) H2O2(l) R: 60.8 % CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES ACTIVIDAD 5: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CONSIDERANDO AL REACTIVO LIMITANTE 1. Para la siguiente reacción: 2 MnO2 + 4 KOH + O2 + Cl2 2 KMnO4 + 2 KCl + 2 H2O Se dispone de 100.0 g de cada reactante. ¿Cuál es el reactivo limitante? Datos: MM (g/mol) MnO2 = 86.9 KOH = 56.1 O2 = 32.0 Cl2 = 70.9 R: KOH 2. Se hacen reaccionar 3 moles de N2 (MM = 28 g/mol) con 3 mol de H2 (MM = 2 g/mol) la ecuación química igualada que representa dicho proceso es la siguiente: 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) ¿Cuál es el reactivo limitante? R: H2 3. Se hacen reaccionar 3 g de Cl2 (MM = 71 g/mol) con 5 g de H2 (MM = 2 g/mol) la ecuación química igualada que representa dicho proceso es: H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) a) ¿Qué masa en gramos de HCl (MM = 36.5 g/mol) se obtendrá? R: 3.07 g b) ¿Cuántos gramos experimentales se forman de HCl si el rendimiento porcentual de la reacción es de un 80 %? R: 2.46 g CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES ACTIVIDAD 6: PREGUNTAS DE ALTERNATIVAS 1. Se tiene la siguiente ecuación química: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Si se hacen reaccionar 14 g de nitrógeno gaseoso con hidrógeno gaseoso, se puede afirmar que: a) se consume todo el hidrógeno. b) no se forma amoníaco. c) se consume hidrógeno. d) se forman 17 g de amoníaco. e) Ninguna 2. Se tiene la siguiente ecuación química no balanceada: NO(g) N2(g) + O2(g) Si se descomponen 30 g de monóxido de nitrógeno (NO) en gas nitrógeno (N2) y gas oxígeno (O2). ¿Cuántos gramos de N2 se formaran? a) 14 g b) 30 g c) 28 g d) 16 g e) 57 g 3. ¿Cuántos gramos de amoníaco (NH3, MM = 17 g/mol) se pueden preparar a partir de N2 (MM = 28 g/mol) y 125 g de H2 (MM = 2 g/mol) según el siguiente proceso? N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) a) 62.5 g b) 708.3 g c) 125.0 g d) 250.0 g CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES e) 132.1 g 4. El sulfuro de zinc (ZnS, MM = 97.4 g/mol) reacciona con O2 (MM = 32 g/mol), según la ecuación balanceada: 2 ZnS(s) + 3 O2(g) 2 ZnO(s) + 2 SO2(g) Si se hacen reaccionar 0.2 mol de ZnS con 0.25 mol de oxígeno gaseoso. ¿Cuántos moles como máximo se pueden formar de óxido de Zinc (ZnO)? a) 0.45 b) 0.17 c) 3.0 d) 0.25 e) 6.0 5. El vinagre (CH3COOH) y el bicarbonato de sodio (NaHCO3) se emplean en los hogares para eliminar el sarro, según la siguiente ecuación: CH3COOH(ac) + NaHCO3(s) CO2(g) + H2O(l) + CH3COONa(ac) Si 5.0 g de vinagre reaccionan con 5.0 g de bicarbonato de sodio se puede afirmar que el reactivo limitante es: Datos: MM (g/mol) vinagre = 60 bicarbonato de sodio = 84 a) Vinagre b) Bicarbonato de sodio c) Agua d) Dióxido de carbono e) No hay reactivo limitante 6. El etileno C2H6 es un producto orgánico altamente inflamable y asfixiante que debe manipularse bajo campana en el laboratorio. En la siguiente ecuación equilibrada se muestra el proceso de combustión que sufre esta sustancia: 2 C2H6(l) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(l) ¿Cuántos moles de oxígeno son necesarios para combustionar 7 moles de etileno? CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES 7. El propano C3H8 es un gas incoloro e inodoro y con el fin de que sea fácil de detectar en caso de fuga o derrame, se le añade un ingrediente (tiol) que le otorga un olor característico. Este gas es muy inflamable cuando se mezcla con aire (oxígeno) se puede prender mediante muchas fuentes, incluyendo llamas expuestas, materiales humeantes, chispas eléctricas y por corriente electrostática. Muchos accidentes de incendio han ocurrido a causa de fugas de este gas a causa de su mala manipulación. La reacción que describe este proceso es la siguiente: C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(g) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono CO2 se podrán combustionar 1.2 moles de propano con 5.6 moles de oxígeno? obtener al ACTIVIDAD 7: ENTALPÍA 1. ¿Cuál de las siguientes especies posee ΔHf° = 0? a) CO(g) b) O2(l) c) C(grafito) d) CH4(l) e) CO2(l) 2. Para que una reacción sea exotérmica implica: a) Ganancia de protones b) Liberación de energía c) Absorción de energía d) Pérdida de electrones e) Ganancia de electrones 3. La reacción de una cinta de magnesio (Mg) con ácido clorhídrico se representa en la siguiente ecuación termoquímica: Mg(s) + 2 HCl(ac) H2(g) + MgCl2(ac) ΔH < 0 Se puede afirmar que: CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES I. La reacción inversa es exotérmica II. La reacción inversa libera energía. III. El ΔH de la reacción inversa es mayor que cero IV. La reacción es endotérmica a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III d) I y II e) II y IV 4. Para la siguiente simbología H° = -345 kcal se puede afirmar que: a) Gana 345 kcal b) La reacción inversa es endotérmica c) El H de la reacción inversa es H < 0 d) La reacción inversa cede energía e) La reacción es endotérmica 5. La formación de amoníaco gaseoso (NH3) ocurre por la reacción de gas nitrógeno con gas oxígeno, lo cual se representa en la siguiente ecuación termoquímica? N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Si la entalpía de esta reacción tiene un valor de ΔH = -46 kJ/mol se puede afirmar que la información que entrega este valor es: a) Se liberan 46 kJ en cada mol cuando se unen un átomo de nitrógeno gaseoso con tres átomos de hidrógeno. b) La energía liberada es de 46 kJ en cada mol cuando se produce 1 mol amoníaco gaseoso a partir de nitrógeno molecular e hidrógeno molecular. CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo VICERRECTORÍA ACADÉMICA INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES c) Se absorbe 46 kJ en cada mol al reaccionar 1 mol N2 con 3 moles de H2 por cada 2 moles de NH3. d) Se libera al medio 46 kJ en cada mol al formarse 2 moles NH3 a partir de 1 gramo de N2 y 3 gramos de H2. e) La energía que se libera es de 46 kJ en cada mol, al producirse 2 moles de amoníaco gaseoso a partir de 1 mol de gas nitrógeno y 3 moles de gas hidrógeno. CQU110 2014 Líder académico Adriana Toro Rosales Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo