QUÍMICA II

QUÍMICA II

INICIO EXAMEN 29/JUNIO/2020

EXAMEN QUÍMICA II

Responder los ejercicios, con procedimientos completos de solución, en libreta de apuntes. (no poner solo la respuesta)

Las preguntas teóricas, contestar con un resumen, puntual y conciso. (dibujar si hay imagen o estructura química)

FIN EXAMEN 29/JUNIO/2020

INICIO CLASE 24/JUNIO/2020

ACTIVIDAD DE CLASE

Cuestionario Química ll

Investigar los siguientes temas para estudiar (con imágenes y portada):

1.- Peso fórmula

2.- Peso Molecular

3. Moles y Masas Molares

4. Composición Porcentual

5. Cálculos con el Número de Avogadro

6. Volumen Molar de un Gas

7. Ley de las Proporciones Definidas

8. Ley de proporciones múltiples

10. como determinar formulas moleculares o verdaderas

11. Estequiometría

12. Compuestos de Carbono

TAREA

Resolver Ejercicios

1.- Cual es el peso formula de Carbonato de Calcio (CaCO₃)

A) 50uma

B) 100uma

C) 75uma

D) 200uma

2.- Calcular la masa de 1 mol de Fe₂O₃

A) 160 gramos

B) 175 gramos

C) 120 gramos

D) 200 gramos

3.- Hallar el número de gramos equivalente a 0.6 moles de Na₂SO₄

A) 55.5 gramos

B) 100.6 gramos

C) 75.5 gramos

D) 85.2 gramos

4.- Determinar la composición porcentual de Fe₂O₃

A) 50% y 20%

B) 10% y 20%

C) 70% y 30%

D) 20% y 30%

5.- El peso formula del CO₂ es

A) 11 gramos

B) 33 gramos

C) 44 gramos

D) 22gramos

6.- Cuantas moléculas hay en 1 gramo de H₂O

A) 3.34X10²² moléculas

B) 2.34X10²² moléculas

C) 1.34X10²² moléculas

D) 4.34X10²² moléculas

7.- Tipos de leyes de proporciones

A) Proporciones Mediana y Altas

B) Proporciones Múltiples y Definidas

C) Proporciones Variadas y Simples

D) Proporciones Bajas y Total

8.- Un compuesto está formado por 25% de calcio, 15% de carbono y 60% de Oxigeno, hallar su fórmula empírica

A) CaCO₁

B) CaCO₂

C) CaCO₃

D) CaCO

Formula 3H2O + 6C2H5OH

9.- Cuantos moles de H₂O se obtendrán al quemar 5.2 moles de alcohol etílico, C₂H₅OH

A) 15.6 moles

B) 15.5 moles

C) 15.4 moles

D) 15.3 moles

10.- En que se aplica los cálculos gramo-gramo

A) En cálculos estequiométricos

B) En cálculos algebraicos

C) En cálculos integrales

D) En cálculos diferenciales

11.- Que describe la hipótesis de Avogadro

A) Mismas condiciones de Densidad y Volumen, Masas

B) Mismas condiciones de Presión y Temperatura, Volúmenes iguales de cualquier Gas

C) Mismas condiciones de Químicos en Balanceos

D) Mismas condiciones de Porcentajes y UMA

12.- Que es porcentaje de rendimiento

A) Es la razón entre el rendimiento óptimo y el rendimiento básico

B) Es la razón entre el rendimiento calculado y el rendimiento próximo

C) Es la razón entre el rendimiento exacto y el rendimiento promedio

D) Es la razón entre el rendimiento real y el rendimiento teórico

13.- De la solubilidad real de un soluto depende de tres factores

A) Temperatura, Presión, Soluto y Disolvente

B) Temperatura, Calor, Líquido

C) Solución, Mezcla, Fluidez

D) Liquido, Movimiento y Reacción

14.- Cual es la Formula de Porcentaje Referido a la Masa

A) PRM = (masa solución/masa soluto) X 100

B) PRM = (masa química/masa porcentual) X 100

C) PRM = (masa liquido/masa objeto) X 100

D) PRM = (masa soluto/masa solución) X 100

15.- Algunos tipos de Compuestos de Carbono son:

A) Metales, Líquidos, Gases

B) Plasma, Aire, Fuego

C) Bioquímica, Quimioterapia, Fisicoquímica

D) Tetra valencia del Carbono, Hidrocarburos Cíclicos, Saturados y no Saturados, Hidróxido

FIN CLASE 24/JUNIO/2020

INICIO CLASE 22/JUNIO/2020

ACTIVIDAD DE CLASE

Investigar los siguientes temas:

(3 ejemplos de cada tema, donde se encuentran o estructura, con imágenes)

-ALQUENOS

-ALQUINOS

-RADICALES ALQUILO

-COMPUESTOS ARBORESCENTES

-ALCOHOLES R—OH

-ÉTERES R—O—R

-ALDEHÍDOS R—CH= O

-CETONAS

-ÁCIDOS ORGÁNICOS R–COOH

-COMPUESTOS AROMÁTICOS.

-CARBOHIDRATOS

FIN CLASE 22/JUNIO/2020

INICIO CLASE 17/JUNIO/2020

ACTIVIDAD DE CLASE

Investigar los siguientes temas:
(3 ejemplos de cada tema, donde se encuentran, con imágenes)

QUE SON LAS SOLUCIONES

TIPOS DE SOLUCIONES

TERMINOLOGÍA DE LAS SOLUCIONES

FACTORES QUE ALTERAN LA SOLUBILIDAD

CONCENTRACIÓN DE LA SOLUCIONES

COMPUESTOS DE CARBONO

DIVISIÓN DE LA QUÍMICA INORGÁNICA Y ORGÁNICA

TETRAVALENCIA DEL CARBONO

TAREA
(para el 22/Junio/2020)

INVESTIGACIÓN DE OTROS COMPUESTOS

(3 ejemplos de cada tema, donde se encuentran, con imágenes)

-ESQUELETOS Y SU CLASIFICACIÓN
(bases de la estructura o arquitectura de los compuestos orgánicos)

-HIDROCARBUROS ACÍCLICOS.

-HIDROCARBUROS SATURADOS (ALCANOS).

-ALCANOS NORMALES E ISÓMEROS

-PROPIEDADES DE LOS HIDROCARBUROS.

-HIDROCARBUROS NO SATURADOS.

FIN CLASE 17/JUNIO/2020

INICIO CLASE 15/JUNIO/2020

ACTIVIDAD DE CLASE

Pasar lo siguiente, a la libreta de apuntes.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Esta ley fue formulada en 1803 por el inglés John Dalton, la cual menciona lo siguiente: “Si los mismos elementos forman más de un compuesto, hay una proporción diferente, pero definida, y de números enteros pequeños, en masa y en átomos para cada compuesto”.

Ejemplo: Verificar la ley de las proporciones múltiples en los compuestos CO₂ y CO.

Solución: El azufre y el oxígeno se pueden combinar en dos diferentes proporciones para formar dos diferentes compuestos. Las proporciones son:

CO CO₂

1 C 1 × 12 = 12 1 C 1 × 12 = 12

1 O 1 × 16 = 16 2 O 2 × 16 = 32

Las proporciones del carbono en los dos compuestos es: 12:12 ‘o 1:1

Las proporciones del oxígeno en los dos compuestos es: 16:32 ó 1:2

Los cuales son números enteros pequeños.

FÓRMULAS EMPÍRICAS Y FÓRMULAS MOLECULARES

Las fórmulas empíricas y las fórmulas moleculares son dos tipos claramente distintos de fórmulas químicas, que se emplean con propósitos diferentes. Compara el acetileno gaseoso (C₂H₂), que se utiliza en aplicaciones de soldadura sencilla, y el benceno (C₆H₆), que es un líquido que se usa como disolvente. Su proporción molecular en cada uno de ellos es:

ACETILENO (C₂H₂) BENCENO (C₆H₆)

2 C 2 × 12 = 24 6 C 6 × 12 = 72

2 H 2 × 1 = 2 6 H 6 × 1 = 6

Peso fórmula = 26 Peso fórmula = 78

Los porcentajes de cada elemento son:

C: 24 × 100 = 92.3% C: 72 × 100 = 92.3%

26 78

H: 2 × 100 = 7.69% H: 6 × 100 = 7.69%

26 78

Los cálculos demuestran que ambos compuestos tienen los mismos porcentajes de carbono e hidrógeno.

La fórmula molecular de un compuesto proporciona el número real de átomos de cada elemento presentes en una molécula. Las fórmulas moleculares del acetileno y el benceno son C₂H₂ y C₆H₆ respectivamente.

La fórmula empírica, también conocida como fórmula más simple, proporciona la relación más sencilla de números enteros de los átomos de cada elemento presentes en un compuesto. Para el acetileno, C₂H₂, la relación más sencilla entre los átomos de C y los H, es de 1:1.

De manera que la fórmula empírica del acetileno es CH. La relación más sencilla entre los átomos de C y los de H en el benceno, C₆H₆, es también de 1:1y la fórmula empírica también es CH. Ambos compuestos tienen la misma fórmula empírica.

En resumen, el acetileno y el benceno tienen fórmulas moleculares distintas, C₂H₂ y C₆H₆, pero presentan la misma fórmula empírica, CH, y contienen los mismos porcentajes de C y H.

Ejemplo: Determina la fórmula empírica de los siguientes compuestos: a) Glucosa, C₆H₁₂O₆,

b) Óxido férrico, Fe₂O₃, c) Etilenglicol, C₂H₆O_2.

Solución:

a) Divide los subíndices entre 6 para obtener CH₂O.

b) La fórmula empírica es también H₂O.

c) Divide los subíndices entre 2 para obtener CH₃O.

COMO DETERMINAR FÓRMULAS EMPÍRICAS

La fórmula empírica de un compuesto se puede establecer a partir de datos experimentales. Esto es posible, si se conoce el número de gramos de cada elemento que se combinan para dar un compuesto en particular, o el porcentaje de cada elemento en el compuesto (composición porcentual).

Si se puede establecer el número de moles que hay de cada elemento, también se puede determinar las relaciones más sencillas de números enteros entre los átomos presentes (fórmula empírica).

Los ejemplos siguientes ilustran los pasos a seguir para obtener la fórmula empírica.

Ejemplo: Un compuesto está formado por 25% de Neón, 15% de carbono y 60% de oxígeno, hallar su fórmula empírica.

Solución: Cuando las cantidades se dan en porcentajes, conviene suponer que se tiene una muestra de 100 gramos del compuesto, de la cual, 25 gramos son de calcio, 15 gramos son de carbono y 60 gramos son de oxígeno.

Se utilizan las masas molares para convertir a moles:

Ne C O

25/20 = 1.25 15/12 = 1.25 60/16 = 3.75

Se divide entre la más pequeña de las cantidades:

Ne C O

1.25/1.25 = 1 1.25/1.25 = 1 3.75/1.25 = 3

Como los resultados son enteros, entonces la fórmula empírica es: Ne CO₃

COMO DETERMINAR FÓRMULAS MOLECULARES O VERDADERAS

Si se conoce la masa molar de un compuesto y su fórmula empírica, se puede establecer la fórmula molecular o fórmula verdadera, la cual, los subíndices son múltiplos de los subíndices de la fórmula empírica, como ejemplo tenemos al acetileno y el benceno:

COMPUESTO	FÓRMULA EMPÍRICA	SUBÍNDICES POR	FÓRMULA MOLECULAR O VERDADERA
Acetileno	CH	2	C₂H₂
Benceno	CH	6	C₆H₆

Para calcular el número del múltiplo de la fórmula empírica dividimos la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula empírica.

Ejemplo: La vitamina C presenta una fórmula empírica C₃H₄O₃, si tiene una masa molar de 176. Hallar la fórmula verdadera.

Solución:

Se calcula la masa molar de la fórmula empírica 3C 3 × 12 = 36

4 H 4 × 1 = 4

3 O 3 × 16 = 48

La masa molar de la fórmula empírica es: 88

Los subíndices de la fórmula verdadera son múltiplos de los subíndices de la fórmula empírica, para hallar este múltiplo dividimos:

Múltiplo = Masa molar del compuesto = 176 = 2

Masa molar de la fórmula empírica 88

Multiplicando los subíndices de la fórmula empírica por 2 resulta:

C₃H₄O₃ × 2 = C₆H₈O₆ que es la fórmula verdadera.

Ejemplo: Se encontró que un compuesto de peso molecular 99 está formado por 24.49% de carbono, 4.08% de hidrógeno y 72.43% de cloro. Determina

a) La fórmula empírica del compuesto.

b) La fórmula molecular o verdadera del compuesto.

Solución: Suponiendo que hay 100 gramos del compuesto de los cuales 24.49 gramos son de carbono, 4.08 gramos son de hidrógeno y 72.43 gramos son de cloro.

a) Se utilizan las masas molares para convertir a moles:

C H Cl

24.49/12 = 2.04 4.08/1 = 4.08 72.43/35.5 = 2.04

Se divide entre el número más pequeño:

C H Cl

2.04/2.04 = 1 4.08/2.04 = 2 2.04/2.04 = 1

Por lo que la fórmula empírica es: C H₂Cl

b) La masa molar de la fórmula empírica es: 1 C: 1 × 12 = 12

2 H: 2 × 1 = 2

Tomando la masa del cloro como 35.5 1 Cl: 1× 35.5 = 35.5

Masa molar = 49.5

El número del múltiplo es: 99 / 49.5 =

La fórmula molecular o verdadera es: C H₂Cl × 2 = C₂H₄Cl₂.

PARTICIPACIÓN

10. Un compuesto contiene 25.92% de nitrógeno y 74.07% de oxígeno. Hallar su fórmula empírica.

11. Un compuesto contiene 18.97% de estaño y 81.03% de yodo. Hallar su fórmula empírica.

12. El octano contiene 84.21% de carbono y 15.78% de hidrógeno. ¿Cuál es su fórmula empírica? Si su peso fórmula es de 114. ¿Cuál es su fórmula verdadera?

13. Un compuesto contiene 85.71% de carbono y 14.28% de hidrógeno. ¿Cuál es su fórmula empírica? Si el peso fórmula del compuesto es de 168. ¿Cuál es su fórmula verdadera?

TAREA

Investigar, los siguientes temas:

ESTEQUIOMETRIA

RAZONES MOLARES

CÁLCULOS MOL A MOL

CÁLCULOS GRAMO-GRAMO

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

RELACIONES MASA-VOLUMEN Y VOLUMEN-VOLUMEN

REACTIVO LIMITANTE

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

FIN CLASE 15/JUNIO/2020

Ejemplo: Se calentó en oxígeno puro una muestra de 6.5 gramos de cromo en polvo. El compuesto producido mostró una masa de 9.5 gramos. ¿Cuál es fórmula empírica?

Solución: Calculando la masa de cada elemento: Cr O

6.5 gramos 9.5 – 6.5 = 3 gramos

Convirtiendo a moles utilizando su peso fórmula P. F. = 52 P. F. = 16

6.5/52 = .125 3/16 = .1875

Las proporciones molares que aquí se obtienen, son las mismas que las proporciones atómicas. En consecuencia, se podría escribir la fórmula empírica como

Cr_.125O_.1875

Pero esta forma no es aceptada. Por lo que es preciso establecer el conjunto más pequeño de números enteros. Para ello, dividimos los números de moles entre el menor de ellos.

Cr: .125/.125 = 1 O: .1875/.125 = 1.5

Si esta operación no da como resultado números enteros en todos los números, se multiplican por el número menor que de el conjunto de enteros más pequeño posible.

Multiplicando por 2: Cr: 1 × 2 = 2 O: 1.5 × 2 = 3

Por lo que la fórmula empírica es: Cr₂ O₃

INICIO CLASE 10/JUNIO/2020

CÁLCULOS CON EL NÚMERO DE AVOGADRO

Se utiliza el número de Avogadro para determinar cuántas unidades fórmula hay en cierta cantidad de una sustancia de fórmula química conocida.

Ejemplo: ¿Cuántas moléculas hay en 1 gramo de a) H₂O,

b) Ca CO₃?

Solución:

a) El peso fórmula del H₂O es: 2 X H 2 × 1 = 2

1 X O 1 × 16 = 16

Peso fórmula = 18gr/mol

Por lo que 1 mol de H₂O pesará 18 gramos, y 1 gramo de H₂O equivale a (1gramo)/(18gramo/mol) = .0555 moles.

Como en 1 mol de cualquier sustancia hay 6.022 × 10²³ unidades fórmula, entonces:

1 gramo de H₂O = (.0555moles)(6.022 × 10²³moléculas/mol) =

3.34 × 10²² moléculas.

b) El peso fórmula del CaCO₃ es:1 X Ca 1 × 20 = 20

1 X C 1 × 12 = 12

3 X O 3 × 16 = 46

Peso fórmula = 78 gramos/mol

Por lo que 1 mol de CaO₃ pesará 78 gramos y 1 gramo de CaO₃ equivale a (1gramo)/(78gramo/mol) = .0128 moles.

Entonces; 1 gramo de CaO₃ = .0128 moles =

(.0128 moles)(6.022 × 10²³molec./mol) = 7.708 × 10²¹ moléc.

PARTICIPACIÓN

8. Calcule el número de unidades fórmula, en moléculas, que hay en:

a) 1 gr de O₂ b) 120 gr de H₂SO₃

c) 1.5 kg de agua d) 15 mg de glucosa

TAREA

Nosotros, solo usaremos moléculas, ok.
9. Calcule el número de 15 gramos que hay en:

a) 6.02 x 10²³ moléculas de agua b) 1.204 x 10²³ átomos de Pt

c) 9.03 x 10²⁴ moléculas de CO₂ d) 3.01 x 10²² iones de NO₃^-1

e) 6.02 X 10 25 moléculas de Mg SO₄

FIN CLASE 10/JUNIO/2020

9/Junio/2020

EJEMPLO, PARA RESOLVER, EJERCICIOS 5, 6 y 7.

Ejemplo: Gramos en un Compuesto

INICIO CLASE 8/JUNIO/2020

EJEMPLOS, PARA RESOLVER EJERCICIOS, DEL 5 AL 8, DE LA ACTIVIDAD 1

PARTICIPACIÓN

5. ¿Cuántos gramos de de azufre hay en 1 kg de H₂SO₄?

6. ¿Cuántos gramos de oxígeno hay en 5.4 kg de Na NO₃?

7. ¿Cuántos kg de plata hay en 18 kg de Ag₃ PO₄?

PARA TAREA:

A) EJEMPLO B

B) EJEMPLO C

C) EJEMPLO D

8. Calcule el número de unidades fórmula (átomos, moléculas, iones, etc.) que hay en:

a) 1 gr de O₂ b) 120 gr de H₂SO₃ c) 1.5 kg de agua

d) 15 mg de glucosa

Nosotros, solo usaremos moléculas, ok.

INICIO CLASE 8/JUNIO/2020

10. Un compuesto contiene 25.92% de nitrógeno y 74.07% de oxígeno. Hallar su fórmula empírica.

11. Un compuesto contiene 18.97% de estaño y 81.03% de yodo. Hallar su fórmula empírica.

12. El octano contiene 84.21% de carbono y 15.78% de hidrógeno. ¿Cuál es su fórmula empírica? Si su peso fórmula es de 114. ¿Cuál es su fórmula verdadera?

13. Un compuesto contiene 85.71% de carbono y 14.28% de hidrógeno. ¿Cuál es su fórmula empírica? Si el peso fórmula del compuesto es de 168. ¿Cuál es su fórmula verdadera?

Cuestionario Química II

1.- Cuantas moléculas hay en 2 gramo de CO₂

2.- Cuales son los porcentajes de rendimientos

3.- Un compuesto está formado por 60% de O, 25% de Ca y 15% de C, hallar su fórmula empírica

4.- Cuantos moles de H₂O se obtendrán al quemar 5.2 moles de alcohol etílico, C₂H₅OH

5.- Cual es el peso formula de Carbonato de Calcio CaCO₃

6.- Calcular la masa de .8 mol de Fe₂O₃

7.- Hallar el número de gramos equivalente a 1.5 moles de (Na₂SO₄)₂

8.- Determinar la composición porcentual de (Fe₃O₂)₅

9.- El peso formula del (C₆H₁₂O₂)₂es

10.- En que se aplica los cálculos mol-gramo

11.- Que son los compuestos de carbono y donde se encuentran (4 ejemplos y su fórmula)

INICIO CLASE 3/JUNIO/20

Conversión, Gramo-Mol

Conversión Gramo-M

Ejemplo: Conversión Gramo-Mol

Número de moles = Número de gramos

Peso fórmula

Ejemplo: Hallar el número de moles equivalente a: a) 200 gramos de H₂O, b) 45 gramos de H₃PO₄, c) 1 kilogramo de C₆H₁₂O₆.

Solución:

a) El peso fórmula del H₂O es 2 H 2 × 1 = 2

1 O 1 × 16 = 32

Peso fórmula del H₂O = 18 gramos/mol

Por lo que: Número de moles = 200 gramos /18 = 11.11 moles de H₂O.

b) El peso fórmula del H₃PO₄ es 3 H 3 × 1 = 3

1 P 1 × 31 = 31

4 O 4 × 16 = 64

Peso fórmula del H₃PO₄= 98 gramos/mol

Por lo que: Número de moles = (45 gramos) ÷ (98 gramos/mol) = 0.4592 moles de H₃PO₄.

c) El peso fórmula del C₆H₁₂O₆ es: 6 C 6 × 12 = 72

12 H 12 × 1 = 12

6 O 6 × 16 = 96

Peso fórmula = 180 gramos/mol

Por lo que: Número de moles = 1000 gramos /180 = 5.55 moles de C₆H₁₂O₆.

Composición Porcentual

VIDEO: COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Porcentaje elemento=Masa total del elemento de un compuesto×100%

Masa molar del compuesto

Ejemplo: Determina la composición porcentual del Fe₂O_3.

Solución:

La masa de 1 mol de Fe₂O₃ es; 2 x Fe = 2 × 56 = 112 uma

3 x O = 3 × 16 = 48 uma

1 mol de Fe₂O₃ = 160 gramos

Los porcentajes de cada elemento son:

Fe: 112 × 100% = 70%

160

O: 48. × 100% = 30%

160

La suma de los porcentajes es 100%.

Ejemplo: Determina la composición porcentual del Ca (NO₃)₂.

Solución:

La masa de 1 mol de Ca (NO₃)₂ es; 1 Ca 1 × 20 = 20

2 N 2 × 14 = 28

6 O 6 × 16 = 96

1 mol de Ca (NO₃)₂ = 144 gramos

Los porcentajes de cada elemento son:

Ca: 20. × 100% = 13.89%

144

N: 28. × 100% = 19.44%

144

O: 96. × 100% = 66.67%

144

La suma de los porcentajes es 100%.

ACTIVIDAD 2

PARTICIPACIÓN

3. Calcule el número de moles en:

a) 180 gramos de glucosa b) 1 kg de agua c) 300 gramos de plata

d) 196 gramos de H₃PO₄ e) 100 gramos de Pb O₂ f) 4.4 gramos de CO₂

g) 2.5 kg de O₃ h) 150 mg de CH₃OH i) 120 gramos de Ca (HCO₃)₂

TAREA:

4. Calcule los porcentajes de composición de cada elemento en cada compuesto:

a) Metano (CH₄) b) Amoniaco (NH₃) c) Alcohol etílico (C₂H₅OH)

d) Fe₂O₃ e) Ca CO₃ f) Agua

FIN CLASE 3/JUNIO/20

EJEMPLOS, PARA RESOLVER EJERCICIOS, DEL 5 AL 9, DE LA ACTIVIDAD 1

EJEMPLOS: A) EJEMPLO A

B) EJEMPLO B

C) EJEMPLO C

D) EJEMPLO D

Profesor: Guillermo Prisco Alaguna

Correo Electrónico: maestromemo@gadi.edu.mx

Facebook: Profmemo Prisco

Porcentajes de Evaluación

Tareas 40%, Participación 30%, Examen 30%

Objetivo:

La materia de Química aborda algunas de las las bases científicas, en las que se apoyan gran parte de las ciencias, como la Biología, la Medicina, la Ingeniería, la Geología, la Astronomía, la Farmacia o la Ciencia de los Materiales, por citar algunos. Está basada en el conocimiento científico, para identificar preguntas y obtener conclusiones a partir de pruebas. Para poder entender global-mente, algunos de los contenidos de la materia, es recomendable relacionar lo aprendido, en otras materias de la modalidad, como Matemáticas, Física o Biología.

Primero, realiza portada en libreta o en carpeta, de la materia correspondiente. (Portada libre, anotando porcentajes de evaluación)

INICIO CLASE 1/JUNIO/20

UNIDAD 1 "CANTIDADES QUÍMICAS"

Peso Fórmula

Introducción Peso Fórmula

Peso Fórmula = Peso Molecular

Ejemplo: De acuerdo a la tabla periódica de los elementos, calcula el peso fórmula de los siguientes compuestos:

a) Carbonato de calcio CaCO_{3 y}b) Sulfato de amonio (NH₄)₂SO_4.

Nota: Se acostumbra redondear los valores tomados de la tabla periódica.

Solución:

a) Hay 1 átomo de Ca, 1 átomo de C y 3 átomos de O. Multiplica el número de átomos representados por sus masas atómicas correspondientes y suma los productos.

1 х masa atómica del Ca = 1 х 40 = 40 uma

1 х masa atómica del C = 1 х 12 = 12 uma

3 х masa atómica del O = 3 х 16 = 48 uma

peso fórmula = 100 uma

b) Hay 2 х 1 = 2 átomos de N, 2 х 4 = 8 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O.

2 х masa atómica del N = 2 х 14 = 28 uma

8 х masa atómica del H = 8 х 1 = 8 uma

1 х masa atómica del S = 1 х 32 = 32 uma

4 х masa atómica del O = 4 х 16 = 64 uma

peso fórmula = 132 uma

Conversión, Mol-Gramo

Conversión Mol-Gramo

Ejemplo Mol-Gramo

Número de gramos = Peso fórmula × Número de moles

Ejemplo: Hallar el número de gramos equivalente a: a) 1 mol de CO₂,

b) 4 moles de N₂, c) 0.6 moles de Na₂SO₄.

Solución:

a) El peso fórmula del CO₂ es 1 C 1 × 12 = 12 uma

2 O 2 × 16 = 32 uma

peso fórmula = 44 uma

Por lo que 1 mol de CO₂ pesa 44 gramos.

b) El peso fórmula del N₂ es

2N 2 × 14 = 28 uma

Entonces 1 mol de N₂ pesa 28 gramos y 4 moles pesa 4(28) = 112 gramos.

c) El peso fórmula del Na₂SO₄ es

2 Na 2 × 23 = 46 uma

1 S 1 × 32 = 32 uma

4 O 4 × 16 = 64 uma

peso fórmula = 142 uma

Entonces 1 mol de Na₂ SO₄ pesa 142 gramos,

por lo tanto .6 moles pesan (142)(.6) = 82.5 gramos.

ACTIVIDAD 1

PARTICIPACIÓN:

1. Calcule el peso fórmula de los siguientes compuestos

a) Na NO₃ b) O₃ c) Al₂ (SO₄)₃ d) (NH₄)₂ CO₃ e) Fe₂ O₃

f) Ca CO₃ g) C₆H₁₂O₆ (Glucosa) h) NH₃ (Amoniaco) i) H₃ PO₄

TAREA:

2. Calcule el equivalente en gramos de:

a) 1 mol de Agua b) 1.5 moles de glucosa c) 0.45 moles de Ca CO₃

d) 10.5 moles de CO₂ e) 5.4 moles de H₃ PO₃f) .05 moles de glucosa

g) 1.9 moles de sal (NaCl) h) 1.45 moles de Mg (NO₃)₂

i) 0.75 moles de Butano (C₄H₁₀) j) 15 moles de Pt (SO₄)₂ (en Kg)

FIN CLASE 1/JUNIO/20

Conversión, Gramo-Mol

Conversión Gramo-Mol

Número de moles = Número de gramos

Peso fórmula

Ejemplo: Hallar el número de moles equivalente a: a) 200 gramos de H₂O, b) 45 gramos de H₃PO₄, c) 1 kilogramo de C₆H₁₂O₆.

Solución:

a) El peso fórmula del H₂O es 2 H 2 × 1 = 2

1 O 1 × 16 = 32

Peso fórmula del H₂O = 18 gramos/mol

Número de moles = 200 gramos/18 = 11.11 moles de H₂O_.

b) El peso fórmula del H₃PO₄ es 3 H 3 × 1 = 3

1 P 1 × 31 = 31

4 O 4 × 16 = 64

Peso fórmula del H₃PO₄= 98 gramos/mol

Por lo que: Número de moles = (45 gramos) ÷ (98 gramos/mol) = 0.4592 moles de H₃PO₄.

c) El peso fórmula del C₆H₁₂O₆ es: 6 C 6 × 12 = 72

12 H 12 × 1 = 12

6 O 6 × 16 = 96

Peso fórmula = 180 gramos/mol

Por lo que: Número de moles = 1000 gramos /180 = 5.55 moles de C₆H₁₂O₆.

Composición Porcentual

VIDEO: COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Porcentaje elemento=Masa total del elemento de un compuesto×100%

Masa molar del compuesto

Ejemplo: Determina la composición porcentual del Fe₂O_3.

Solución:

La masa de 1 mol de Fe₂O₃ es; 2 Fe = 2 × 56 = 112 uma

3 O = 3 × 16 = 48 uma

1 mol de Fe₂O₃ = 160 gramos

Los porcentajes de cada elemento son:

Fe: 112 × 100% = 70%

160

O: 48. × 100% = 30%

160

La suma de los porcentajes es 100%.

Ejemplo: Determina la composición porcentual del Ca (NO₃)₂.

Solución:

La masa de 1 mol de Ca (NO₃)₂ es; 1 Ca 1 × 20 = 20

2 N 2 × 14 = 28

6 O 6 × 16 = 96

1 mol de Ca (NO₃)₂ = 144 gramos

Los porcentajes de cada elemento son:

Ca: 20. × 100% = 13.89%

144

N: 28. × 100% = 19.44%

144

O: 96. × 100% = 66.67%

144

La suma de los porcentajes es 100%.

EJEMPLOS, PARA RESOLVER EJERCICIOS, DEL 5 AL 9, DE LA ACTIVIDAD 1

EJEMPLOS: A) EJEMPLO A

B) EJEMPLO B

C) EJEMPLO C

D) EJEMPLO D

ACTIVIDAD 2

PARTICIPACIÓN

3. Calcule el número de moles en:

a) 180 gramos de glucosa b) 1 kg de agua c) 300 gramos de plata

d) 196 gramos de H₃PO₄ e) 100 gramos de Pb O₂ f) 4.4 gramos de CO₂

g) 2.5 kg de O₃ h) 150 mg de CH₃OH i) 120 gramos de Ca (HCO₃)₂

TAREA:

4. Calcule los porcentajes de composición de cada elemento en cada compuesto:

a) Metano (CH₄) b) Amoniaco (NH₃) c) Alcohol etílico (C₂H₅OH)

d) Fe₂O₃ e) Ca CO₃ f) Agua

PARTICIPACIÓN

5. ¿Cuántos gramos de de azufre hay en 1 kg de H₂SO₄?

6. ¿Cuántos gramos de oxígeno hay en 5.4 kg de Na NO₃?

7. ¿Cuántos kg de plata hay en 18 kg de Ag₃ PO₄?

TAREA:

8. Calcule el número de unidades fórmula (átomos, moléculas, iones, etc.) que hay en:

a) 1 gr de O₂ b) 120 gr de H₂SO₃ c) 1.5 kg de agua

d) 15 mg de glucosa

PARTICIPACIÓN:

9. Calcule el número de gramos que hay en:

a) 6.02 x 10²³ moléculas de agua b) 1.204 x 10²³ átomos de Pt

c) 9.03 x 10²⁴ moléculas de CO₂ d) 3.01 x 10²² iones de NO₃^-1

e) 6.02 X 10 25 moléculas de Mg SO₄

Maestro Memo

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QUÍMICA II

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