Transformaciones Químicas

Segundo Taller de Transformaciones Químicas
Trimestre 21-O Grupo CC52
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Nombre:
o ARIAS CECILIO JOCELIN
o FIGUEROA LEÓN DANAE VALERIA
o ORTIZ MORALES MIGUEL ÁNGEL
1.- ¿Qué longitud deberá tener un alambre de hierro (Fe) para contener 1023
átomos? Considera que el alambre tiene un diámetro de 1.0 mm. La densidad de
del hierro es 7.860 g/cm3 y su masa molar es 55.845 g/mol.:
𝐷𝑎𝑡𝑜𝑠:
𝐷 = 1𝑚𝑚 = 0.001𝑚
𝑔
𝑔
𝑙 = 7.860
= 786𝑥101 3
3
𝑐𝑚
𝑚
𝑔
𝑀 = 55.845
𝑚𝑜𝑙
𝜋𝑑2 𝜋(0.001𝑚)2
𝐴=
=
= 7.85𝑥10−7 𝑚2
4
4
𝑚
𝑚
𝑚
𝑚
𝛿 = 𝑣 => 𝑣 = 𝛿
𝑣 = 𝐴𝑙 => 𝐴𝑙 = 𝛿 => 𝑙 = 𝛿∗𝐴
6.022𝑥1023 − 1𝑥1023 = 5.022𝑥1023
1𝑥1023
= 0.166 𝑚𝑜𝑙
6.022𝑥1023
55.845 𝑔
(
) (0.166𝑚𝑜𝑙) = 9.240 𝑔
1 𝑚𝑜𝑙
𝑚
sustituimos los valores en 𝑙 = 𝛿∗𝐴
9.240 𝑔
𝑔
(786𝑥101 3 )(7.85𝑥10−7 𝑚2 )
𝑚
𝑙 = 1.5 𝑚
𝑙=
2.- El THC o tetrahidrocanabinol (C21H30O2) es el ingrediente activo de la
marihuana. Se sabe que un mínimo de 25 mg de este compuesto produce
intoxicación grave. Determina para esa cantidad:
a) el número de moles
b) el número de moléculas
c) el número de átomos de carbono
d) el número de átomos de hidrógeno
𝑁=
𝑚
𝑀
𝑚 = 2.5𝑥10 − 5𝑔
𝑀 = 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶21𝐻30𝑂2 = (21𝑥12.00𝑔) + (30𝑥1.01𝑔) + (2𝑥16.00𝑔)
= 314.3 𝑔 𝐶21𝐻30𝑂2
𝑀 = 314.3 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑔
𝑁 = 2.5𝑥10 − 5𝑔314.3
𝑚𝑜𝑙
𝑁 = 7.95𝑥10−8
𝑏) 𝑒𝑙 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
25𝑚𝑔 → 1𝑥 10−6 𝑔
1𝑚𝑔 → ?
2.5𝑥10−5 𝑔
1 𝑚𝑜𝑙 𝑇𝐻𝐶 = 330𝑔 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
2.5𝑥10−5 𝑔 ∙ ( 1 𝑚𝑜𝑙 𝑇𝐻𝐶330𝑔 𝑇𝐻𝐶)(6.023𝑥1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠1 𝑚𝑜𝑙 𝑇𝐻𝐶)
= 4.6𝑥1016 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠.
𝑐) 𝑒𝑙 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶21𝐻30𝑂2 = (21𝑥12.00𝑔) + (30𝑥1.01𝑔) + (2𝑥16.00𝑔) = 314.3 𝑔 𝐶21 𝐻30 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐶21 𝐻30 𝑂2 = 21 𝑚𝑜𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐶 = 6.022𝑥1024 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶21 𝐻30 𝑂2
21 𝑚𝑜𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐶
6.022 𝑥 1023á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐶
(2.5𝑥10− 5𝑔 𝐶21 𝐻30 𝑂2 ) ∙ (
)∙ (
) ∙(
)
314.3𝑔 𝐶21 𝐻30 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶21 𝐻30 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐶
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶 = 1𝑥1021
𝑑) 𝑒𝑙 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶21 𝐻30 𝑂2 = (21𝑥12.00𝑔) + (30𝑥1.01𝑔) + (2𝑥16.00𝑔) = 314.3 𝑔 𝐶21 𝐻30 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐶21 𝐻30 𝑂2 = 30 𝑚𝑜𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻 = 6.022𝑥1024 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻
(2.5𝑥10 − 5𝑔 )𝐶21 𝐻30 𝑂2 ∙ (
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶21 𝐻30 𝑂2
30 𝑚𝑜𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻 6.022 𝑥 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻
∙ (
∙
)
314.3𝑔1 𝑚𝑜𝑙 𝐶21 𝐻30 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶21 𝐻30 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻 = 1.437𝑥1018
3.- Un compuesto orgánico contiene solo 3 elementos: carbono, hidrógeno y
cloro. Cuando una muestra de 1.50 g del compuesto se quemó por completo en
el aire, se produjeron 2.08 g de CO2. En otro experimento, el cloro en 1.50 g del
compuesto orgánico, se transformó en 3.38 g de cloruro de plata (AgCl).
a) ¿cuánta masa en gramos, hay de cada elemento en 1.50 g de la muestra?
𝑀𝑀 𝐶𝑂2
2.08𝑔 𝐶𝑂2
2.08𝑔 𝐶𝑂
=
𝑥 = 44𝑔 𝐶𝑂2 2 = 0.56𝑔 𝐶
𝑀𝑀 𝐶
𝑋
12𝑔 𝐶
𝑀𝑀 𝐴𝑔𝐶𝑙
𝑀𝑀 𝐶𝑙
=
3.38𝑔 𝐴𝑔𝐶𝑙
𝑋
x=
3.38g AgCl
142g AgCl
35g Cl
= 0.83g Cl
g H = 0.11g
b) ¿cuál es la composición porcentual, en masa, de cada elemento en el
compuesto orgánico?
1.50 − 100%
𝑥=
0.56∙100
1.50
= 37.33 𝐶 %
0.56 − x
0.83 − x
0.11 − x
x=
0.83∙100
= 55.33 Cl %
1.50
0.11∙100
x=
1.50
= 7.33 𝐻%
c)¿cuál es la fórmula empírica de esta sustancia orgánica?
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶 12 𝑔 𝐶
2.08 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 (
)(
)(
) = 0.047 𝑚𝑜𝑙 𝐶
44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶
1𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝐶𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙
35 𝑔 𝐶𝑙
3.38 𝑔 𝐴𝑔𝐶𝑙 (
)(
)(
) = 0.023 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙
142𝑔 𝐴𝑔𝐶𝑙 1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝐶𝑙 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙
H = 0.11 mol
𝐶0.047 𝐻0.11 𝐶𝑙0.023
𝐶2 𝐻5 𝐶𝑙5
d) Si la masa molar del compuesto es 127.02 g/mol, determine su fórmula
molecular.
2(12) + 5(1) + 35 = 64 𝑔/𝑚𝑜𝑙
127.02 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑛=
=2
64 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝐶4 𝐻10 𝐶𝑙2
4.- Se hicieron reaccionar 44.47 g de cobre con 189.0 g de ácido nítrico de
acuerdo con la siguiente reacción:
𝐶𝑢 (𝑠) + 𝐻𝑁𝑂3 (𝑎𝑐) → 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 (𝑎𝑐) + 𝑁𝑂2 (𝑔) + 𝐻2 𝑂 (𝑙)
(a) Balancea la ecuación
𝒖𝐶𝑢 + 𝒗𝐻𝑁𝑂3 → 𝒘𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 + 𝒕𝑁𝑂2 + 𝒓𝐻2 𝑂
𝑪𝒖: 𝑤 = 𝑢
𝑯: 𝑣 = 2𝑟
𝑵: 𝑣 = 2𝑤 + 𝑡
𝑶: 3𝑣 = 6𝑤 + 2𝑡 + 𝑟
Sustituimos v=2r
𝑢=𝑤
2𝑟 = 2𝑤 + 𝑡
3(2𝑟) = 6𝑤 + 2𝑡 + 𝑟
𝑢=𝑤
[ 2𝑟 = 2𝑤 + 𝑡 ]
6𝑟 = 6𝑤 + 2𝑡 + 𝑟
2𝑤 + 𝑡
𝑑𝑒𝑠𝑝𝑒𝑗𝑎𝑚𝑜𝑠 (6) ∙
2
3(2𝑤 + 𝑡)
𝑑𝑒𝑠𝑝𝑒𝑗𝑎𝑚𝑜𝑠 2𝑟 = 2𝑤 + 𝑡
𝑟=
2𝑤 + 𝑡 2𝑤 + 𝑡 + 6𝑤(2 + 2𝑡)(22)
14𝑤 + 5𝑡
=
=
2
2
2
𝑠𝑖𝑚𝑝𝑙𝑖𝑓𝑖𝑐𝑎𝑚𝑜𝑠
14𝑤 + 5𝑡
14𝑤 + 5𝑡
(3(2𝑤 + 𝑡) =
) = (3(2𝑤 + 𝑡) ∙ 2 = 2 ∙
)
2
2
= 6(2𝑤 + 𝑡) = 14𝑤 + 5𝑡
𝑑𝑒𝑠𝑎𝑟𝑟𝑜𝑙𝑙𝑎𝑚𝑜𝑠 6(2𝑤 + 𝑡) = 12𝑤 + 6𝑡
12𝑤 + 6𝑡 − 6𝑡 = 14𝑤 + 5𝑡 − 6𝑡
12𝑤 = 14𝑤 − 𝑡
12𝑤 − 14𝑤 = 14𝑤 − 𝑡 − 14𝑤
−2𝑤 = −𝑡
𝑡
𝑤=
2
𝑡
2𝑤 + 𝑡 2 ∙ 2 + 𝑡 2𝑡
𝑟=
=
=
=𝑟=𝑡
2
2
2
𝑃𝑎𝑟𝑎 𝑢 = 𝑤
𝑡
𝑢 = , 𝑣 = 2𝑡
2
𝑡
𝑡
𝑢 = , 𝑣 = 2𝑡, 𝑟 = 𝑡, 𝑤 =
2
2
𝐴𝑠𝑖𝑔𝑛𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑢𝑛 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑎𝑟𝑏𝑖𝑡𝑟𝑎𝑟𝑖𝑜 (2)
2
𝑢= =1
2
𝑡=2
𝑟=2
𝑣 = 2(2) = 4
𝑢 = 1, 𝑣 = 4, 𝑟 = 2, 𝑡 = 2, 𝑤 = 1
𝐶𝑢 + 4 𝐻𝑁O3 →
𝐶𝑢(NO3 )2 + 2 𝑁O2 + 2 H2 𝑂
(b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?
𝑀𝑚 𝐻𝑁𝑂₃: 63 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑚 𝐶𝑢(𝑁𝑂₃)₂ 187,56 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑚 𝐶𝑢: 63,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝐶𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑙𝑜𝑠 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑟 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 (𝑛 =
𝑛 𝐶𝑢 =
𝑛
)
𝑀𝑚
44.47 𝑔
63,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 0.70397 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
63,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑛 𝐻𝑁𝑂3 =
189 𝑔
= 3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
63 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝐶𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑢 (𝑁𝑂3)2 𝑎 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑟 𝑑𝑒 𝑙𝑜 𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜.
𝑛 𝐶𝑢 (𝑁𝑂3 )2 = 0.70397 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 (𝑁𝑂3 )2 = 0.70397
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢
𝑛 𝐶𝑢 (𝑁𝑂3 )2 = 3 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 (𝑁𝑂3 )2 = 0.75
4 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3
∴ 𝐸𝑙 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑠 𝐶𝑢 𝑦 𝑒𝑙 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑒𝑛 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜 𝐻𝑁𝑂3
(c) ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre se obtuvieron?
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 → 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢(𝑁𝑂₃)₂
63,5 𝑔 𝐶𝑢 → 187,56 𝑔 𝐶𝑢(𝑁𝑂₃)₂
𝐶𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑐𝑢á𝑛𝑡𝑜𝑠 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑢(𝑁𝑂₃)₂ 𝑠𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑒𝑛 𝑐𝑜𝑛 𝑙𝑎 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒 𝑑𝑒 𝐶𝑢:
187,56 𝑔 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2
× 44,47 𝑔 𝐶𝑢 = 131,351074
63,5 𝑔 𝐶𝑢
∴ 𝑆𝑒 𝑜𝑏𝑡𝑢𝑣𝑖𝑒𝑟𝑜𝑛 131,351 𝑔 𝐶𝑢(𝑁𝑂₃)₂
(d) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó?
𝑆𝑎𝑏𝑒𝑚𝑜𝑠 𝑞𝑢𝑒: 4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝑁𝑂3 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑛 𝑐𝑜𝑛 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢, 𝑙𝑜 𝑐𝑢𝑎𝑙 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒
( 4 × 63 ) 𝑔 𝐻𝑁𝑂₃ 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑛 𝑐𝑜𝑛 63,5 𝑔 𝐶𝑢
𝐸𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠, 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑐𝑢á𝑛𝑡𝑜𝑠 𝑔 𝐻𝑁𝑂₃ 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑛 𝑐𝑜𝑛 𝑙𝑎 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐶𝑢 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒 (44,47 𝑔):
252 𝑔 𝐻𝑁𝑂₃
∙ 44,47 𝑔 𝐶𝑢 = 176,4793701 = 176,479 𝑔 𝐻𝑁𝑂₃
63,5 𝑔 𝐶𝑢
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒 𝑒𝑛 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜 (𝐻𝑁𝑂₃) ∶ 189 𝑔
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎 ∶ 176,48 𝑔
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛ó = 189 𝑔 − 176,48 𝑔 = 12,52 𝑔
𝐿𝑎 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑒𝑛 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛ó 𝑒𝑠 12,52 𝑔.
(e) ¿Cuál fue el % de rendimiento, si en el laboratorio se formaron 120 g de Cu(NO3)2 ?
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
∙ 100%
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜
120
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜(%) =
𝑔 𝑥 100
131.351
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜(%) =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜(%) = 91.35826907
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜(%) = 91.36 %