Buenos dias estudiantes. EL trabajo de hoy consiste en realizar una prueba de 5 preguntas relacionadas con la estequiometria en donde aplicarás los conceptos y procedimientos estequiométricos en la solución de problemas.

Sólo debes hacer click en acceder y estará dispuesto el cuestionario para ser diligenciado.

Buenos dias estudiantes. La guía de hoy tiene como propósito usar la pureza de un reactivo para determinar el rendimiento teórico en un proceso químico.

Con el trabajo de la guía anterior pudieron aprender que los reactivos no estan al 100% puros; que hay un porcentaje efectivo de esta sustancia que es la que va intervenir en el proceso. También aprendieron a utilizar la formula para poder calcular la pureza de una sustancia.

En esta nueva guía se pretende orientar el paso a paso de como resolver problemas estequiométricos cuando tienen cantidades impuras.

Te invito a que leas detenidamente la guia y realices las actividades como allí se proponen.

1. Observa los dos vídeos disponibles en esta pagina.

2.  Toma nota de las explicaciones dadas por los tutores

3.  Intenta resolver el ejercicio que aquí te planteo y luego abre el documento en word donde aparee resuelto para que puedas autoevaluarte. Si acertaste en todos los pasos bien. De lo contrario identifica donde te equivocaste y corrige. Vuelve a observar los vídeos de ser necesario

4.  Realiza en tu cuaderno los ejercicios de tarea, toma una foto y envíalo a la dirección que se indico en tu plan de trabajo.

5.  En la próxima sesión deberás presentar una prueba virtual sobre lo que hemos trabajado hasta ahora

¿Cuántos gr de ácido fluorhídrico (HF) se pueden obtener a partir de 200gr de fluoruro de calcio (CaF₂) de 90% de pureza?.  Si la reacción es:

CaF₂        +      H₂SO₄   -----------      Ca SO₄     +   2  HF

Resuelve los siguientes ejercicios de forma clara y ordenada

1.  El cloruro de plata  puede  obtenerse al hacer reaccionar nitrato de plata con cloruro de sodio como lo muestra la siguiente

ecuación

AgNO₃  +   NaCl------------  AgCl   + NaNO₃ 

a. Si se hacen reaccionar 80 gramos de nitrato del  90% de pureza con  70 grs de cloruro de sodio del  80 % de pureza,

cuanto cloruro de plata podría obtenerse? 

2.  El carburo de silicio, SiC, se conoce por el nombre común de carborundum. Esta sustancia dura, que se utiliza comercialmente como abrasivo. Se prepara calentando SiO₂ y C a temperaturas elevadas como lo muestra la ecuación

SiO₂(s) + C(s) ----------   SiC(s) + CO(g)

Si se hacen reaccionar  3,0 g de oxido de silicio del 87% de pureza con 4,50 g de carbono del 89% de pureza determine

a.  Rendimiento teórico de carburo de silicio obtenido a partir de la reacción.

Pureza de reactivos y productos

Los reactivos que intervienen en las reacciones químicas, pueden contener impurezas, es decir que parte de los reactivos son sustancias que no participan en la reacción y por tanto afectan  la cantidad esperada de productos en el proceso, podría decirse que la pureza es el porcentaje efectivo puro en la masa total de la sustancia. La pureza también debe aplicarse a sustancias que hacen parte de una mezcla o una disolución. Por tanto cabe señalar que solo participa en una reacción la cantidad pura del reactivo. Tomado de (http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena10/3q10_contenidos_5b.htm)

El porcentaje de pureza en un determinado procedimiento químico se puede calcular mediante la expresión

Observemos el siguiente ejemplo.

Una piedra caliza tiene una pureza en CaCO3 del 88%. cuantos gramos de oxido de calcio se obtendrán por la descomposición térmica de 400 gramos  de dicha piedra?

Este dato obtenido (352 g), es el que se utilizará para realizar el calculo estequiométrico y a partir de el hallar el rendimiento teórico

Si aún tienes dudas en la determinación de la pureza de un compuesto. Te invito a que observes el siguiente vídeo.

Realiza en tu cuaderno los siguientes ejercicios.

Calcule la cantidad de sustancia pura en cada una de las siguientes muestras

a.  20 gramos de CaO del 90% de pureza

b.  456 gramos de HCl del 87% de pureza

c.  3,4 moles de NaOH del 95% de pureza

Realizar cálculos estequiométricos a partir de una ecuación química para comprobar la ley de la conservación de la masa y  relacionarlos con situaciones de la vida diaria.

1. Aplica los conceptos de mol, número de Avogadro, átomo, molécula y masa molecular en la resolución de problemas. 50%

2. Resuelve problemas estequiométricos utilizando los conceptos de  reactivo limite, la pureza de los reactivos y el rendimiento o eficiencia de la reacción.

Situación problema: l

Una vez se aceptó la realidad de los átomos surgió una cuestión que perturbó, por largo tiempo, a los científicos: ¿cómo determinar la masa de entidades tan diminutas?

Debido a su tamaño tan pequeño, no existe en realidad un método para determinar las masas de los átomos individuales. Lo único que se puede esperar es llegar a establecer qué tan pesado es un átomo específico en relación con un átomo de referencia denominado patrón o estándar. Esta relación se determina en la actualidad, con alta exactitud, en los modernos espectrógrafos de masas (figura 1.1). El elemento patrón internacionalmente aceptado es el ¹²C.

Por acuerdo internacional, se definió la unidad de masa atómica (u) como una unidad de masa equivalente a una doceava parte de la masa de un átomo (m_a) de ¹²C:

1 u = 1/12 m_a ¹²C                                                                                     (1.1)

La anterior definición permite deducir cuál es la masa de un átomo de 12C:

m_a ¹²C = 12 u

La masa de un átomo se denomina masa atómica y se expresa en unidades de masa atómica. Como ejemplo particular de la determinación de masas atómicas en un espectrógrafo de masas, se estableció que las masas de los isótopos ⁴He y ¹²C están en una relación de 0.3336, es decir:

m_a ⁴He / m_a ¹²C = 0.3336                                                                        (1.2)

Se puede concluír de esta relación que la masa de un átomo de 4He es 0.3336 veces la masa de un átomo de 12c:

m_a ⁴He = 0.3336 m_a ¹²C

Si se reemplaza la masa atómica del ¹²C (átomo patrón) por el valor aceptado por definición, entonces:

m ⁴He = 0.3336 x 12 u = 4.003 u                                                             (1.3)

O sea que 4.003 u es la masa atómica del ⁴He. Las tablas periódicas modernas reportan un número sin unidades como masas atómicas relativas (A_r ) para los elementos. Así por ejemplo, para el elemento Ca aparece un valor de A_r = 40.08. De aquí se puede concluír que:

m_{a Ca} = A_{r Ca} u = 40.08 u                                                                           (1.4)

Cantidad química

Se recomienda usar la expresión lingüística cantidad química en lugar de cantidad de sustancia. La cantidad de sustancia es una cantidad básica del sistema internacional de unidades (SI). Sin embargo, esta expresión es desafortunada por lo ambigua: usualmente cantidad de sustancia se confunde con masa (otra de las cantidades básicas del sistema SI).

En relación con la sugerencia anterior, la cantidad química es un atributo de la materia, distinta a otros atributos como la masa y el volumen. La cantidad química de un sistema, símbolo n, es proporcional al numero de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, o partículas subatómicas) que lo constituyen. Si el número de entidades elementales de un sistema se simboliza por N, entonces:

                         n a N

La mol

La mol, símbolo mol, es la unidad de la cantidad química. Esto es análogo a decir que el metro, símbolo m, es la unidad de la cantidad longitud; o el kilogramo, símbolo Kg es la unidad de la cantidad masa.

Constante de Avogadro

La constante de Avogadro (símbolo N_A ) es el factor de proporcionalidad que permite determinar el número de entidades elementales (N) a partir de la cantidad química (n). En efecto, como ya se había anotado anteriormente, N es proporcional a n:

N = N_A x n                                                                                     (1.5)

De esta ecuación se deduce que NA tiene dimensiones (entidades/mol) y que no es un número puro:

N_A  =  6.02 x 10²³ entidades/mol

En resumen, la constante de Avogadro representa el número de entidades elementales en una mol (la unidad de la cantidad química).

Para realizar el informe de laboratorio te en cuenta:

1.  Los protocolos para la presentación de trabajos escritos

2.  Realizar una pequeña introducción del trabajo  realizado

3.  Colocar las tablas con los datos obtenidos

4.  Escribir y responder las preguntas formuladas.

Con base en los datos obtenidos del laboratorio responda

1.   Que se puede concluir de los datos registrados en la tabla 1?

2.   Cuál de los materiales posee mayor cantidad de materia?

3.   Cuál de los materiales posee mayor cantidad de unidades?

4.   Que conclusiones puedes plantear con base en la cantidad de materia y de unidades obtenidas?

5.   Como podrías contar las partículas que forman el agua?

6. Consulte que es un espectrómetro de masa y para que se usa

7. A partir de la masa promedio de arroz determine la cantidad de arroces necesarios para igualar la masa de una semilla de frijol y de una semilla de lenteja.

8.  Determine la cantidad de semillas contenidas en cada una de las muestras siguiendo las indicaciones dadas  por el docente. Que puedes concluir de los datos obtenidos?

9.  Que representan las 12 unidades de cada uno de los tipos de semillas?

10.  Si la masa de una esfera corresponde a una mol de H y la bolsa con todas las esferas corresponde a una mol del otra sustancia podríamos afirmar que poseen el mismo numero de entidades químicas? Explica.

11.  Al comparar  las masas promedio de cada tipo de semillas de las tablas 1 y 2. estos  valores son iguales o son diferentes? Explica

Los vídeos aquí relacionados te explican detalladamente el concepto de Mol.

Los siguientes ejercicios serán desarrollados en clase y revisados al azar

Lee la información presentada en las paginas 226 y 227 de tu texto guía sobre masa molar, resuelve en tu cuaderno los ejercicios 6,32- 6,33 - 6,39 de la pagina 229 de tu texto guía.

El nitrato cúprico se usa como colorante en cerámica y catalizador de reacciones orgánicas. Se obtiene haciendo reaccionar ácido nítrico con cobre metálico. En la reacción además se obtiene agua y dióxido de nitrógeno gaseoso.

HNO3  + Cu ------ Cu(NO3)2  + H2O  +  NO2

a. suponiendo que tenemos  todo el cobre que queremos. ¿Qué cantidad de nitrato cúprico se obtiene partiendo de 0,45 moles de ácido nítrico ?

b. cuanto cobre será necesario para que reaccione completamente 25 gramos de ácido nítrico?

c. Que cantidad de dióxido de nitrógeno se desprende cuando disponemos de 12 gramos de ácido nítrico y la misma cantidad de cobre?

Para hacer posible el refuerzo del indicador es necesario que cumplas con los siguientes requisitos

1.  Corregir y hacer firmar por tu acudiente la evaluación entregada.

2.  Realizar el refuerzo 1, siguiendo los protocolos de presentación de trabajos escritos

3.  archivar ambos documentos en la carpeta de Química y entregarlos en la fecha planteada.

NO SE RECIBIRÁ CARPETA SIN MARCAR POR FUERA Y SIN LEGAJAR LOS DOCUMENTOS.

Calcule la composición porcentual de cada uno de los elementos en cada uno de los compuestos

A.  Mg(OH)2

B.  MnO2

C.  Ca3(PO4)2

D.  HBrO3

Realiza en una hoja y entrega archivada en tu carpeta, los siguientes ejercicios. (el incumplimiento de carpeta se registrará como falla de material).

Formula empirica: es la proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos que forman un compuesto. No necesariamente indica el número de átomos reales en una molécula determinada. Esta es la fórmula más sencilla (no se puede simplificar más). Se escriben de forma que los subíndices se reduzcan al máximo a los números enteros y sencillos. Ejemplos: N2O4 Hidracina, cuya fórmula empírica es NO2

Formula molecular: : indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Generalmente la formula molecular, es la fórmula empírica amplificada.

Composición porcentual o centesimal:  como su nombre lo indica, da cuenta del porcentaje de cada elemento en el compuesto.

Los siguientes documentos contienen varios ejercicios que te ayudaran a practicar  y afianzar los conceptos trabajados en clase.