Problemas de estequiometría.

Para el próximo exámen seguiremos haciendo problemas con reacciones químicas.

En clase y en casa vamos a realizar estos.  enlace

Resumen de la tabla periódica.

La imagen venerable de Dimitri Mendeleiev no nos debe hacer olvidar sus enormes aportaciones a la Ciencia. Mendeleiev debe ser recordado como uno de los mejores químicos ya que:

a) Creo un sistema de clasificación de los elementos utilizando la masa relativa y las propiedades químicas (sobre todo la valencia).

b) Se dio cuenta que con ese sistema de clasificación aparecían propiedades periódicas en los elementos es decir que las propiedades de los elementos se repetían cada cierto número (7).

c) Supuso que los huecos que aparecían en su sistema de ordenación se debían a la existencia de elementos aún no descubiertos y no a fallos en el sistema de ordenación.  

Seguimos con la tabla de Mendeleiev

Podemos realizar la gráfica de los puntos de fusión de los elementos en función de la masa atómica relativa:

Vuelve a aparecer ahora un poco más confuso el patrón de dientes de sierra que nos señala otra vez la ley periódica de Mendeleiev.

Otra vez se repiten cada siete elementos las propiedades físicas y químicas.

Después de esto se construyó la tabla periódica.
- A la derecha los elementos "no metales" a la izquierda los metales.
- Los elementos se van colocando horizontalmente por su masa atómica relativa.
- En vertical se colocan los elementos que tienen parecidas propiedades  físicas y químicas.

La primera columna incluye metales de valencia 1, la segunda de valencia 2, .... la penúltima incluye no metales de valencia 2 y la última no metales de valencia 1.

Si Mendeleiev no disponía de un elemento que cumplía estas condiciones se dejaba un hueco y se pasaba al siguiente. En este hueco debería ir situado un elemento de masa relativa mayor que el anterior y de valencia como el de arriba. Estos datos llevaron en poco tiempo a descubrir estos elementos desconocidos.

A finales del siglo XIX se descubrió un nuevo elemento de masa relativa 40  pero que no tenía enlaces químicos, es decir con valencia 0. Recibió el nombre de Argón (que quiere decir "inactivo") y el símbolo Ar.
Su colocación en la tabla a la derecha del Cloro abrió la posibilidad de otros elementos de valencia 0 arriba y abajo del Argón. En pocos años se logró aislar por primera vez el Helio, el Neón, el Kriptón, el Xenón y el Radón.

Fue necesario colocar un grupo de 10 elementos en medio (todos metales) y 14 elementos en otro lugar para seguir con las normas que hemos visto al principio. La tabla ya tiene la forma actual:


La tabla periódica es uno de los símbolos más conocidos de la ciencia, Aparece en camisetas, cortinas de ducha, libros, películas y series de televisión. Podemos echar un vistazo a esta página.

Pero como toda buena teoría científica la tabla periódica:

- Había aportado nuevos conocimientos a la ciencia como:

- Planteaba nuevos interrogantes como:

Los primeros pasos que llevaron a Mendeleiev a su tabla periódica fueron conocer como variaban las propiedades de los elementos con su masa atómica.
En clase hemos realizado una gráfica como esta:

Se dio cuenta que la valencia iba cambiando de una forma periódica. Cada 7 elementos la valencia se repetía.
La valencia de los elementos va cambiando pero de forma periódica.
Creía tanto en esta ley que llegó a pensar que si alguna vez fallaba se debía a que los químicos no habían descubierto todos los elementos  y por tanto podría haber un hueco en su gráfica. Por ejemplo si el penúltimo punto faltase no quería decir que la gráfica estuviera mal, o que la ley periódica fallase, sino que faltaba por descubrir el elemento correspondiente.

En casa vamos a intentar gráficas para las otras propiedades de los elementos por ejemplo, el punto de fusión, de ebullición o la densidad.

Podemos realizar algunas cuestiones:

1. ¿Cómo podrías diferenciar una mezcla de una sustancia pura? ¿Cómo podrías diferenciar una sustancia pura compuesto químico de una sustancia pura elemento químico?

2. ¿Cuantas sustancia puras hay?

3. Cogemos una muestra del barro del fondo de la ría. Queremos buscar qué elementos químicos tenemos en la ría ¿Cómo haremos?

Siguiendo los pasos a Mendeleiev

Los científicos del siglo XIX habían llegado a diferenciar dentro de las sustancias puras dos tipos:

sustancias puras compuestas o compuestos químicos. Por medio del calor, de la corriente eléctrica, de reacciones químicas podemos obtener de ellas otras sustancias. Por ejemplo el agua, o el amoniaco.

sustancias puras simples o elementos químicos. Parecía lo más simple de la naturaleza. Unas 60 sustancias que parecían la base para formar primero los compuestos y luego el resto de la naturaleza.

John Dalton en 1808 ya tenía las masas relativas (aunque equivocadas) de estos elementos y anotadas muchas otras propiedades.

Los químicos del siglo XIX fueron descubriendo otros elementos y mejorando  el conocimiento de ellos.

El más famoso, Dimitri  Mendeleiev dio forma a todos estos esfuerzos.

Podemos distinguir tres pasos en su forma de ordenar:

1) Separar metales de los "no metales".
La mayoría de los elementos conocidos tenían una propiedad diferenciadora: eran conductores de la corriente eléctrica. Casi todos eran sólidos a temperatura ambiente. Se podían formar aleaciones entre ellos. Ahora los puedes buscar en la parte derecha de la tabla. Fe; Cu; Au; Na; Zr etc....
Unos pocos elementos no tenían esas propiedades. Eran los "no metales" o "metaloides". Por ejemplo el O, el H, el Cl,.....

2) Repasar, corregir y medir lo más exactamente la masa atómica relativa.
Partiendo del Hidrógeno al que se asigna un valor 1, se obtienen las masas relativas de los demás conociendo las fórmulas y los porcentajes en peso.
Por ejemplo: El nitrógeno se combina con el hidrógeno para formar amoniaco NH3. Se sabe que en el amoniaco el 82,36% en peso es de nitrógeno y el resto hidrógeno. ¿Cual es la masa relativa del nitrógeno?

En 100 g  82,36g son de nitrógeno y 17,74g de los tres hidrógenos;  de 17,74/3= 5,91 g de 1 hidrógeno
Si hago 1 el hidrógeno la proporción será:   82,36......5,91
                                                                     x     .....   1       x=82,36/5,91=14  masa relativa del hidrógeno

Los elementos se ordenan de los más ligeros a los más pesados.

3) Decidió utilizar la valencia más común de un elemento para su ordenación. La valencia es el número de enlaces de un elemento. Dibujamos la molécula, tenemos en cuenta que el hidrógeno tiene un enlace y así sacamos los enlaces, la valencia de los demás:

C2H5O2N

El H tiene 1 enlace, el nitrógeno 3, el oxígeno 2 y el carbono 4.

En casa vamos a tratar de obtener las valencias de los primeros elementos tal y como hicieron los químicos de la época de Mendeleiev:


Y así vamos llegando hasta el monólogo de  Manu Sánchez:

Ejercicio 5

(En realidad obtengo 18L… que en esas condiciones son n=p.V/RT= 1.15/0,082.223= 0,80 moles SO2)

En la operación has cogido 15 en vez de 18 L y 223 K en vez de 323 K y el resultado seria 0.68 mol SO2

Soluciones del examen

El lun

Examen y soluciones:

1. En un mechero ya no sale gas cuando pulsamos el botón, decimos entonces que está vacío.

¿Estará vacío realmente? Justifica tu respuesta.

Realizando suposiciones razonables y sabiendo que el butano tiene por fórmula C₄H₁₀  intenta encontrar los moles y gramos de gas que quedan en el mechero. Comenta el resultado.

C:12 H:1      R=0,082 atm.l/ºK.mol

El gas butano no sale del mechero porque su presión es 1 atm igual a la de fuera.

La temperatura podemos poner 20ºC

El mechero puede tener un volumen de unos pocos cm³  por ejemplo 12 cm³.

Poniendo estos valores en la fórmula de los gases:

p.V=nRT    n= 1.0,020/0,082.293= 0,00083 moles de butano.

Pero 1 mol de butano tiene una masa de 58 g ….. 0,00083.58= 0,048g

La cantidad es muy pequeña, pero es algo. Puedo tener una pequeña explosión si hay problemas.

2. Un compuesto químico orgánico tiene  carbono, hidrógeno y oxigeno.  Una vez realizado un análisis cuantitativa se observa que el    40,00 % es de Carbono, el    6.67 % de hidrógeno y el resto oxígeno. Averiguar su fórmula empírica. Además se ha medido su masa molar y es 180g.

¿Cual será su fórmula empírica?. ¿Cuál será su masa molecular? ¿Cuánto pesará una sola molécula?

  C:12  H:1  O:16

Comienzo con 100g de compuesto. En 100g hay 40g de C; 6,67g de H y 53,33g de O.

Para saber los subíndices de la fórmula debo calcular moles de cada elemento:

40/12= 3,33 moles de C    6,67/1= 6,67 moles de H   53,33/16= 3,33 moles de O

Para ver la relación entre ellos divido por la cantidad más pequeña:

3,33/3,33 = 1 mol de C   6,67/3,33 = 2 moles de H    3,33/3,33 = 1 mol de O

La fórmula empírica será CH₂O

Me dicen que 1 mol pesa 180g. La fórmula no puede ser CH₂O (30g)  debe ser C₆H₁₂O_6.

1 mol pesa 180g pero son 6.10²³moléculas.   1 molécula pesará: 180/6.10²³=30.10^-23g

3. En la fábrica de SOLVAY en Torrelavega  utilizan una disolución de cloruro sódico (NaCl) para obtener cloro gaseoso (Cl₂) y sodio (Na) mediante un proceso electrolítico. La disolución, que se obtiene inyectando agua en unos depósitos subterráneos de sal existentes en la zona de Polanco, tiene una concentración de cloruro sódico de 3moles/litro. Durante un día se han utilizado 12000 litros de esta disolución. Calcular:

a) cantidad  de sal pura que utilizan diariamente.

b) moles de gas cloro que se producirán.

c) litros que ocupará ese gas a 10 atm de presión y 40ºC de temperatura.

Masas atómicas relativas: Na:23 Cl:35,5      R=0,082 atm.l/ºK.mol

La reacción es    2NaCl →  2Na  +  Cl₂

Comienzo con 12000L de 3moles/L  es decir comienzo con 36000 moles de NaCl

Cada 2 moles de NaCl, obtengo 1 mol de Cl₂;  es decir la mitad.

Con 36000 moles obtendré 18000 moles de Cloro.

Aplico la ecuación de los gases, p.V=n.R.T    V= 18000.0,082.313/10= 46200L

4. Cuando se añade ácido clorhídrico sobre carbonato de calcio, lo disuelve y aparecen burbujas de dióxido de carbono, además de cloruro de calcio y agua. Si a 15 g de carbonato de calcio le añadimos 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico de concentración 2 moles/L, ¿Cuál será el reactivo limitante? ¿Cuántos g de cloruro de calcio se obtienen?

2HCl  +  CaCO₃  →  H₂O  +  CaCl₂  +  CO₂

Datos: Ca:40  H:1  Cl:35,5  O:16  C:12

En la reacción necesito  71g de HCl  con 100 g de CaCO3  y se obtienen 111 g de CaCl2

Yo he puesto 50mL de 2 moles/L de HCl; es decir 0,1 moles;  en g serán 3,55 de HCl

También he puesto 15 g de carbonato de calcio.

¿Están en proporción correcta los dos reactivos?.

 Con 71 g de HCl debo poner 100 g de CaCO3

Con 3,55 g de HCl   debería poner   x               x= 3,55.100/71= 5 g de CaCO3

Pero como he puesto 15g, entonces sobran 10g que no reaccionan.

El reactivo limitante es el HCl y el carbonato sobra.

Con 71g de HCl se obtienen 111g de CaCl2

Con 3,55 g de HCl  se obtienen  x                     x=111.3,55/71= 5,55 g de CaCl2

  

 

5. Al quemar ácido sulfhídrico con oxígeno se produce agua y dióxido de azufre. Si al reaccionar 20 L de ácido sulfhídrico, a 1,3 atm y 70 ºC, se obtienen 18 L de dióxido de azufre a 1 atm y 50 ºC, ¿cuál habrá sido el rendimiento del proceso?

2SH₂(g) + 3O₂ (g) --  2SO₂ (g) +  2H₂O (g)

        Datos: S:32 H:1 O:16      R=0,082 atm.l/ºK.mol

20L de ácido sulfhídrico son  en esas condiciones:  p.V=nRT   n=p.V/RT= 1,3.20/0,082.343= 0,92 moles

Con 2 moles de SH₂ obtengo 2 moles de SO2,    con 0,92 moles debería obtener 0,92 moles de SO2

En realidad obtengo 18L… que en esas condiciones son n=p.V/RT= 1.15/0,082.223= 0,80 moles SO2

El rendimiento en % será   Si en vez de 0,92  obtengo 0,80; de 100  obtengo  87% de rendimiento.

6. Opcional (Para notas superiores a 8)

Concentración en moles/L   de una disolución de ácido sulfúrico con un 90 % de riqueza en masa y de densidad 1’35 g/ml.

Volumen que esa disolución que deberé medir para que lleve exactamente 2 g de ácido sulfúrico puro.

Datos: S:32 H:1 O:16     

1 L de mezcla: 1350g de mezcla;  el 90% es ácido puro  es decir 1223 g;  1223/98= 12,48moles/L

Si en 1L lleva 1223g de ácido; para llevar 2 g ….  X= 2/1223=0,0016L=1,6mL

es tienes que entregar:
a)informe del laboratorio.
b)el examen corregido y puntuado:

SOLUCIONES DEL EXAMEN: