INSTITUTO DE EDUCACIÓN SUPERIOR 9-026

Las Heras - Mendoza – Argentina

PROFESORADO DE EDUCACIÓN SECUNDARIA EN QUÍMICA

CUADERNILLO PREPARATORIO PARA EL INGRESO 2012:

QUÍMICA

RES Nº 3117/06

FORMULAS QUMICAS

Fórmula química

Es la representación simbólica de las formas arbitrarias que adoptan los elementos para formar una molécula.

Dependiendo del contexto en el que se use, una fórmula química puede tener diferentes significados, ya sea a

una entidad química individual (átomo, molécula, ión o unidad fórmula) o a un mol de dicha unidad. Dos

ejemplos de fórmula química son 1) La fórmula empírica (FE): Indica las proporciones variables de cada uno

de los elementos. Se determina gracias a que los átomos individuales en un compuesto se combinan en

relaciones de números enteros y por que cada elemento tiene una masa atómica específica. 2) La fórmula

molecular (FM): Indica las proporciones fijas de cada uno de los elementos. En muchos casos, ésta es igual a la

(FE), de lo contrario será entonces un múltiplo de la misma.

Óxidos

Son compuestos binarios formados de la unión de un metal o no metal con el oxigeno. Se clasifican en óxidos

básicos u óxidos metálicos y óxidos ácidos u no metálicos. Metálicos (Básicos) y No Metálicos (Ácidos), los

metálicos forman hidróxidos y los no metálicos forman oxácidos.

Óxidos Metálicos:

Son compuestos con elevado punto de fusión que se forman como consecuencia de la reacción de un metal con

él oxigeno. Un ejemplo de formación de un óxido metálico es la reacción del hierro con él oxígeno. Otro

ejemplo podemos verlo en la Ecuación:

Magnesio + Oxigeno = Óxido de Magnesio

2Mg + O2 = 2MgO

Los Óxidos Metálicos se denominan también Óxidos Básicos por que tiene la propiedad de reaccionar con el

agua y formar bases o hidróxidos.

Ejemplo: Óxido de Magnesio + Agua = hidróxido de Magnesio

MgO + H2O = Mg (OH)2

Las bases se reconocen por el cambio de color en un indicador acido-básico como el papel tornasol. Las

disoluciones básicas tornan el papel tornasol rosado a un color azul al entrar en contacto con ella.

Óxidos No Metálicos u óxidos Ácidos:

Los óxidos no metálicos son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman al reaccionar un no metal con

el oxigeno. Se denominan también anhídridos.

Ejemplo: Carbono + Oxigeno = Dióxido de Carbono.

C + O2 = CO2

Cuando los óxidos metálicos reaccionan con el agua forman ácidos, por lo que se les llaman también óxidos

ácidos.

Ejemplo: Dióxido de Carbono + Agua = Acido Carbónico

CO2 + H2O = H2CO3

Los Ácidos se pueden también reconocer por el cambio de color de un indicador ácido-base como el papel

tornasol. Las disoluciones ácidas tornan el papel tornasol azul a un color rosado al entrar en contacto con ella.

Los ácidos producidos por la reacción de los óxidos no metálicos con el agua se denominan Oxácidos debido a

que contienen Oxigeno.

Ejercicios de óxidos:

1.- Analiza los siguientes óxidos metálicos y anótalos en tu cuaderno:

Li2O óx lítico

MgO óx magnésico

MnO óx manganoso

Mn2O3 óx mangánico

SiO óx silicoso

SiO2 óx silícico

CrO óx cromoso

Cr2O3 óx crómico

Na2O óx sódico

BeO óx berílico

Cu2O óx cuproso

CuO óx cúprico

Hg2O óx mercurioso

HgO óx mercúrico

K2O óx potásico

Rb2O óx rubídico

CaO óx cálcico

SrO óx estróncico

NO óx nitroso

NO2 óx nítrico

FeO óx ferroso

Fe2O3 óx férrico

SnO óx estañoso

SnO2 óx estánnico

Cs2O óx césico

Fr2O óx fráncico

BaO óx bárico

RaO óxrádico

CoO óx cobaltoso

Co2O3 óx cobáltico

PbO óx plumboso

PbO2 óx plúmbico

Ag2O óx argéntico

F2O anhdrido fluórico

CdO óx cádmico

ZnO óx zínquico

NiO óx niqueloso

Ni2O3 óx niquélico

PtO óx platinoso

PtO2 oxplatinico

2.- Analiza los siguientes óxidos ácidos y anótalos en tu cuaderno.

B2O3 anhídrido bórico

CO anhídrido carbonoso

CO2 anhídrido carbónico

N2O anhídrido hiponitroso

N2O3 anhídrido nitroso

N2O5 anhídrido nítrico

SO anhídrido hiposulfuruso

SO2 anhídrido sulfuroso

SO3 anhídridosulfúrico

Cl2O anhídrido hipocloroso

Cl2O3 anhídrido cloroso

Cl2O5 anhídrido clórico

Cl2O7 anhídrido perclórico

P2O anhídrido hipofosforoso

P2O3 anhídrido fosforoso

P2O5 anhídrido fosfórico

SeO anhídrido hiposelenioso

SeO2 anhídrido selenioso

SeO3 anhídrido selénico

Br2O anhídrido hipobromoso

Br2O3 anhídrido bromoso

Br2O5 anhídrido brómico

Br2O7 anhídrido perbrómico

TeO anhídrido hipoteluroso

I2O5 anhídrido iódico

CrO3 anhídrido crómico

I2O3 anhídrido iodoso

Mn2O7 anhídridopermangánico

TeO2 anhídrido teluroso

MnO3 anhídrido mangánico

TeO3 anhídrido telúrico

I2O anhídrido hipoiodoso

MnO2 anhídrido manganoso

I2O7 hídridoperiódico

Completa la formula de los siguientes óxidos - anhídridos.

Anhídrido carbónico

Óxido magnésico

Óxido mangánico

Anhídrido sulfuroso

Anhídrido hipocloroso

Óxido ferroso

Anhídrido hiposelenioso

Óxido bárico

Óxido argéntico

Anhídrido telúrico

Anhídrido cloroso

Óxido bórico

Óxido niqueloso

Anhídrido hipobromoso

Anhídrido crómico

Óxido cádmico

Óxido césico

Óxido zínquico

Anhídrido nitroso

Anhídrido nítrico

Anhídrido hipofosforoso

Anhídrido iódico

Anhídrido fosfórico

Óxido silícico

Óxido estróncico

Óxido fráncico

Óxido sódico

Anhídrido hiponitroso

Anhídrido selénico

Óxido cobáltico

Óxido férrico

Anhídrido sulfúrico

Anhídrido hipoteluroso

Anhídrido fosforoso

Óxido potásico

Anhídrido clórico

Óxido crómico

Anhídrido hiposulfuroso

Óxido silicioso

Anhídrido carbonoso

Óxido cúprico

Óxido mercúrico

Óxido alumínico

Anhídrido brómico

Anhídrido hipoyodoso

Óxido crómoso

Óxido cálcico

Anhídrido selenioso

Anhídrido periódico

Anhídrido manganoso

Óxido cuproso

Óxido mercurioso

Óxido estánnico

Óxido platinoso

Anhídrido hipomanganoso

Óxido manganoso

Óxido cobaltoso

Óxido plúmbico

Óxido estannoso

Anhídrido mangánico

Anhídrido iodoso

Anhídrido bromoso

Anhídrido teluroso

Óxido platínico

Óxido niquélico

Anhídrido brómico

Anhídrido perclórico

Óxido berílico

Óxido rubídico

Óxido plumboso

Ácidos

Los ácidos y las bases son grupos de compuestos que pueden ser identificados por su acción frente a los

indicadores. Los hidrácidos y los oxácidos se forman de la siguiente manera: Al reaccionar un no metal con el

hidrogeno se forma un hidrácido.

Ejemplo: Cloro + Hidrogeno = Acido Clorhídrico

Cl2 + H2 = 2HCl

Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido.

Ejemplo: Trióxido de Azufre + Agua = Acido Sulfúrico.

SO3 + H2O = H2SO4.

Propiedades de Los Ácidos:

1. Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja.

2. Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora

a la fenolftaleina.

3. Son corrosivos.

4. Producen quemaduras de la piel.

5. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.

6. Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrogeno.

7. Reacciona con bases para formar una sal mas agua.

8. Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.

Ejercicios de ácidos

1. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos:

1. ácido fluorhídrico

2. sulfuro de hidrógeno

3. hidruro de níquel(II) 4. ácido bromhídrico

5. hidruro estánnico

6. cloruro de hidrógeno 7. ácido sulfhídrico

8. hidruro cálcico

9. hidruro de litio

1. Nombra los siguientes compuestos: 1. NH3

2. NaH

3. HCl

4. CH4 5. GaH3

6. H2O

7. HCl 8. PbH4

9. H2S

10. PH3

2. Escribe estado de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes compuestos: 1. HFO (ejemplo: H +I; F +I; O –II)

2. HClO

3. HBrO 4. HIO

5. HClO2

6. H2SO2 7. HNO2

8. H2CO3

9. H2SO3

10. HIO3 3. Nombra los compuestos siguientes:

1. HFO

2. HClO2 3. HBrO3

4. HIO4

5. H2SO2

6. HNO3 7. H2CO3

8. H3PO4

4. Escribe la fórmula química de los siguientes compuestos: 1. Ácido selénico

2. Ácido perfluórico

3. Ácido clórico 4. Ácido bromoso

5. Ácido hipoyodoso

6. Ácido sulfúrico

7. Ácido nitroso 8. Ácido carbónico

9. Ácido fosfórico

Bases

Son compuestos que resultan de la unión de un oxido básico con el agua, y se forman de dos maneras:

1. Al reaccionar en metal activo con agua.

Ejemplo: Litio + agua = Hidróxido de Litio

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2.

2. Al reaccionar un óxido básico con agua.

Ejemplo: Óxido de Sodio + Agua Hidróxido de Sodio

Na2O + H2O = 2NaOH

Propiedades de las Bases:

1. Tienen sabor amargo.

2. Cambian el papel tornasol de rosado a azul, el anaranjado de metilo de anaranjado a amarillo y la fenolftaleina

de incolora a rosada fucsia.

3. Son jabonosas al tacto.

4. Son buenas conductoras de electricidad en disoluciones acuosas.

5. Son corrosivos.

6. Reaccionan con los ácidos formando una sal y agua.

7. Reacciona con los óxidos no metálicos para formar sal y agua.

Formación de una base

Una base se forma cuando un óxido de un metal reacciona con agua:

igual es:

DESARROLLA EN TU CUADERNO 20 BASES, UTILIZANDO LA TABLA PERIODICA

Sales

Las sales son compuestos que se forman por la sustitución del hidrógeno de un ácido por un metal a través de varias

reacciones. Son compuestos que resultan de la reacción de un acido con una base.

Formulación y nomenclatura:

Una sal haloidea, es decir, una sal que no contiene oxígeno se puede formar a través de reacciones como las

siguientes:

1. Al reaccionar un metal con un halógeno.

Ej: Sodio + Cloro = Cloruro de sodio

2 Na + Cl2 = 2NaCl

2. Al reaccionar un metal activo con un hidrácido.

Ej: Magnesio + Ácido clorhídrico = Cloruro de Magnesio

Mg + 2 HCl = MgCl2 + H2

3. Al reaccionar un hidrácido con un óxido metálico.

Ej: Ácido bromhídrico + Óxido metálico = Bromuro de potasio + agua

2HBr + K2O = 2 KBr + H2O

4. Al reaccionar un hidrácido y un hidróxido (neutralización)

Ej: Ácido clorhídrico + Hidróxido de sodio = Cloruro de sodio + Agua

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Una oxisal, es decir, una sal que contiene oxígeno se puede formar así:

5. Al reaccionar un metal activo con un oxácido.

Ej: Magnesio + Ácido sulfúrico = Sulfato de magnesio + Hidrógeno

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2O

6. Al reaccionar un hidróxido con un anhídrido.

Ej: Hidróxido de calcio + Dióxido de carbono = Carbonato de Calcio + agua

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

7. Al reaccionar un hidróxido y un oxácido (neutralización)

Ej: Ácido nítrico + hidróxido de bario =Nitrato de Bario + agua

2HNO3 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + 2H2O

Propiedades de las Sales:

Las sales son por lo general sólido de sabor salado disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. La mayoría

no cambian el color del papel tornasol porque son sales neutras como el cloruro de sodio (NaCl) y nitrato de potasio

(KNO3); no obstante, hay sales ácidas y básicas. Las sales ácidas forman disoluciones ácidas como en el caso del

cloruro de aluminio (AlCl3) y cloruro de amonio (NH4Cl). Las sales básicas forman disoluciones básicas como en

el caso del carbonato de sodio (Na2CO3) y cianuro de potasio (KCN).

COMBINACIONES BINARIAS DE UN METAL CON UN NO METAL: SALES BINARIAS

Como su propio nombre indica estos compuestos están formados por dos elementos: uno metálico y el otro no

metálico. En estos compuestos, el símbolo del metal se escribe en primer lugar y, a continuación, el símbolo del no

metal.

En las sales binarias, el no metal, al igual que lo hace en las combinaciones con el hidrógeno, siempre utiliza su

menor valencia y se nombra con la terminación -uro.

Ejercicios de sales binarias.

1.- Anota en tu cuaderno las siguientes sales binarias:

NaF Fluoruro sódico

MgF2 Fluoruro magnésico

AgCl Cloruro argéntico

AlCl3 Cloruro alumínico

KBr Bromuro potásico

CoBr2 Bromuro cobaltoso

NiBr3 Bromuro niquélico

SnBr4 Bromuro estannico

KI Ioduro potásico

NaI Ioduro sódico

MgI2 Ioduro magnésico

FeI2 Ioduro ferroso

FeI3 Ioduro férrico

FeS Sulfuro ferroso

Fe2S3 Sulfuro férrico

Hg2S Sulfuro mercurioso

HgS Sulfuro mercúrico

MgS Sulfuro magnésico

2.- Formula las siguientes sales binarias

Seleniuro mercúrico Bromuro cálcico

Sulfuro magnésico

Ioduro potásico

Sulfuro ferroso

Cloruro sódico

Fluoruro sódico

Ioduro férrico

Cloruro alumínico

Teluro cobáltico

Ioduro sódico

Cloruro argéntico

Bromuro potásico

Bromuro argéntico

Sulfuro-manganoso

3.- Nombra las siguientes sales binarias:

AgBr

AgCl

Ag2S

AlCl3

CoBr2

CoBr3

FeCl2

FeCl3

FeI2

FeI3

FeS

Fe2S3

Hg2S

HgS

KBr

KCl

KI

MgCl2

MgF2

MgI2

MgS

NaF

NaI

NiBr3

SnBr4

ZnCl2

ZnS

Cu2S

CuS

NaBr

LA MATERIA

Estado sólido

Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos se presentan en forma sólida y

precisa, los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo

que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son calificados generalmente como duros y resistentes. En el sólido hay que destacar que las Fuerzas de

Atracción son mayores que las fuerzas de repulsión y que la presencia de pequeños espacios

intermoleculares caracterizan a los sólidos dando paso a la intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en una forma geométrica.

El estado sólido presenta las siguientes características:

Forma y volumen definidos

Cohesión (atracción) Vibración

Tienen forma definida o rígida

No pueden comprimirse Resistentes a fragmentarse

No fluyen

Algunos de ellos se subliman (yodo) Volumen tenso

Estado líquido

Si se incrementa la temperatura el sólido va "descomponiéndose" hasta desaparecer la estructura

cristalina, alcanzando el estado líquido. Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe cierta unión entre los átomos

del cuerpo, aunque mucho menos intensa que en los sólidos. El estado líquido presenta las

siguientes características: Cohesión menor (regular)

Movimiento energía cinética.

No poseen forma definida. Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene.

En el frío se comprime, excepto el agua.

Posee fluidez a través de pequeños orificios.

Puede presentar difusión. No tienen forma fija pero si volumen. la variabilidad de forma y el presentar unas

propiedades muy específicas son características de los líquidos.

Estado gaseoso Incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los átomos o moléculas del

gas se dispersan

Ejercen presión sobre las paredes del recipiente contenedor.

Las moléculas que lo componen se mueven con libertad. Ejercen movimiento ultra dinámico.

Transformaciones en la materia:

Términos y procesos utilizados

Condensación: Transformación de un vapor en un líquido, por un enfriamiento leve.

Se denomina condensación al proceso físico que consiste en el paso de una sustancia en forma

gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la vaporización. Si se produce un paso de estado gaseoso a estado sólido de manera directa, el proceso es llamado sublimación inversa.

Licuación:

Transformación de un vapor a un líquido, mediante enfriamiento y compresión.

Vaporización: La Vaporización es el cambio de estado de líquido a gaseoso.

Hay dos tipos de vaporización: la ebullición y la evaporación.

La Ebullición es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado líquido al estado de vapor.

Para que ello ocurra debe aumentar la temperatura en toda la masa del líquido.

A la temperatura durante la cual se dice que un determinado líquido hierve se la llama punto de ebullición.

La diferencia entre la evaporación y la ebullición, es que en la evaporación, el cambio de estado

ocurre solamente en la superficie del líquido.

Cuando se realiza una destilación, para separar dos o más líquidos de diferente punto de ebullición, la temperatura permanece constante en el punto de ebullición de cada uno de los

líquidos que se desea separar de la mezcla.

Evaporación:

Fenómeno superficial y a cualquier temperatura.

La evaporación es el proceso físico por el cual una sustancia en estado líquido pasa al estado gaseoso, tras haber adquirido energía suficiente para vencer la tensión superficial. A diferencia de

la ebullición, este proceso se produce a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más

elevada aquélla. No es necesario que toda la masa alcance el punto de ebullición

Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea si no tenemos interés en utilizar el

componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase.

Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene

numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio, etc…

Ebullición:

Se produce cuando un líquido hierve. Se produce en toda la masa y depende de la presión externa y de la naturaleza del líquido.

La ebullición es el proceso físico en el que un líquido pasa a estado gaseoso. Se realiza cuando la

temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a esa presión. Si se continúa calentando el líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el

calor se emplea en la conversión del agua en estado líquido en agua en estado gaseoso, hasta que

la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso. En ese momento es posible aumentar la temperatura de la masa gaseosa.

Este proceso es muy distinto a la evaporación, que es paulatino y para el que no es necesario el

calentamiento de toda la masa. Este proceso es también el inverso a la

Difusión: Tendencia a ocupar un espacio mayor.

Sistemas materiales: Heterogéneo:

Sistema que presenta variación en el valor de, al menos, una propiedad intensiva.

Homogéneo: Sistema que no presenta variación en el valor de ninguna propiedad intensiva.

Métodos de fraccionamiento:

Heterogéneos: Decantación:

Verter en un recipiente, el primero de dos líquidos que no se mezclen.

Se usa para separar mezclas formadas por sólidos y líquidos o por más de dos o más líquidos no

miscibles (no solubles). Consiste en dejar reposar el líquido que contiene partículas sólidas en suspensión.

Luego se transvasa con cuidado el líquido (menos denso) a otro recipiente, puede utilizarse una

varilla de vidrio a fin de retenerse alguna partícula sólida que trate de pasar. Esta técnica se utiliza también con líquidos no miscibles, como el agua y el aceite. Se emplea con

frecuencia el embudo de separación o de decantación.

Se coloca en el embudo la mezcla y cuando se hayan diferenciado las dos partes, abre la llave y se separan los líquidos. La capa superior pertenece al líquido menos denso y queda dentro del

embudo

La decantación se basa en la diferencia de densidad entre los dos componentes, que hace que al dejarlos en reposo, ambos se separen hasta situarse el más denso en la parte inferior del envase

que los contiene. De esta forma, es posible vaciar el contenido menos denso por la parte superior

del envase y transferirlo a un nuevo envase o filtro (si así lo requiere). Un ejemplo es el agua y el aceite.

Tría:

Retirar un sólido mediante una espátula o pinza. Tamización:

Para sólidos de diferentes tamaños.

Procedimiento mecánico empleado para separar mezclas de sólidos, cuyas partículas tienen

distinto tamaño. Se utiliza un tamiz, aparato que consta de tres partes: el cedazo, el recipiente y la tapa; los tamices se clasifican por el numero de mayas que lleve el cedazo por centímetro

cuadrado. Al agitar el tamiz las partículas van atravesando, según su tamaño, los orificios del

cedazo.

Este método se utiliza para análisis de la textura del suelo para separar arena fina de la

gruesa. El Tamizado es un método físico para separar mezclas. Consiste en hacer pasar una mezcla de

partículas sólidas de diferentes tamaños por un tamiz o colador. Las partículas de menor tamaño

pasan por los poros del tamiz atravesándolo y las grandes quedan retenidas por el mismo.

Es un método muy sencillo utilizado generalmente en mezclas de sólidos heterogéneos, como piedras y arena, en la cual la arena atravesará el tamiz y las piedras quedaran retenidas. Los

orificios del tamiz suelen ser de diferentes tamaños y se utilizan de acuerdo al tamaño de las

partículas que contenga la mezcla. Tamización: para aplicar este método es necesario que las fases se presenten al estado sólido. Se

utilizan tamices de metal o plástico, que retienen las partículas de mayor tamaño y dejan pasar las

de menor diámetro. Por ejemplo: trozos de mármol mezclados con arena; harina - corcho; sal fina - pedazos de roca; canto rodado - arena; bolitas de vidrio - azúcar; trozos de corcho - arena;

aserrín - sal fina; etc.

Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su tamaño. Prácticamente es utilizar coladores

de diferentes tamaños en los orificios, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. Es decir, los de orificios más grandes se encuentran en la parte

superior y los más pequeños en la inferior. Los coladores reciben el nombre de tamiz y están

elaborados en telas metálicas. Levigación:

Arrastre con agua de sólidos de diferente densidad (sin que uno o ambos, no sean solubles.)

Se utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales más livianos a través de una mayor

distancia, mientras que los más pesados se van depositando; de esta manera hay una separación de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean.

Flotación:

Con un líquido de densidad intermedia que no disuelva los sólidos, se logra que estos suban a la

superficie. Filtración:

Separar un sólido de un líquido, por medio de un filtro.

Se fundamenta en que alguno de los componentes de la mezcla no es soluble en el otro, se encuentra uno sólido y otro líquido. Se hace pasar la mezcla a través de una placa porosa o un

papel de filtro, el sólido se quedará en la superficie y el otro componente pasará.

Se pueden separar sólidos de partículas sumamente pequeñas, utilizando papeles con el tamaño de los poros adecuados.

Se usa para separas sólidos no solubles en líquidos. La separación se hace por medios porosos

que retienen las partículas sólidas y dejan pasar el líquido; algunos son:

Papel de filtro. Fieltro.

Porcelana Porosa.

Algodón. Lana de vidrio.

Arena.

Carbón. Según la mezcla que se valla a filtrar

Imantación:

Retirar un sólido, que tenga propiedades magnéticas, con un imán.

Se fundamenta en la propiedad de algunos materiales de ser atraídos por un imán. El campo magnéticodel imán genera una fuente tractora, que si es suficientemente grande, logra que los

materiales se acerquen a él. Para poder usar este método es necesario que uno de los componentes

sea atraído y el resto no. Se vale de las propiedades magnéticas de algunos materiales. Se emplea para separar mezclas en

donde uno de sus componentes es magnético, por ejemplo, para separar el hierro del mineral

llamado magnetita (Fe3O4).

Sublimación: Volatilización de un elemento y luego posterior sublimación.

se emplea para separar un sólido volátil de otro no volátil por sublimación. Por ejemplo, al

calentar una mezcla sólida de yodo y arena, el primero volatiliza y puede recuperarse colocando sobre la mezcla una superficie fría sobre la cual condensa el vapor de yodo.

Homogéneos:

Destilación fraccionada: Se separa el líquido de mayor volumen, mediante la ebullición, una columna de fraccionamiento

y luego condensación.

Destilación.

La destilación es el procedimiento más utilizado para la separación y purificación de líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles.

La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la

segunda el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación.

Las soluciones (sistemas homogéneos) o mezclas de líquidos miscibles pueden separarse por cambios de estado “Congelación, Evaporación y Condensación” para separar los componentes de

una solución se emplea con frecuencia la destilación; también se usa para purificar las sustancias

líquidas. El agua se destila con el fin de eliminar las sales contenidas en ésta. La destilación se basa en la

diferencia de los puntos de ebullición de sus componentes. Se calienta la solución y se concentran

los vapores, la sustancia que tiene menor punto de ebullición (más volátil) se convierta en vapor

antes que la otra, ésta primera sustancia se hace pasar al condensador para llevarla a estado líquido

Solidificación fraccionada:

Solidificar dos líquidos que presenten diferentes puntos de solidificación, obteniéndose un liquido y un sólido.

Cristalización:

Disolución de un sólido impurificado en un solvente adecuado, tratando de hacer una solución lo

suficientemente concentrada. Luego obtener mediante enfriamiento, cristales exentos de impurezas.

En éste proceso se utilizan los puntos de solidificación, la solución se enfría hasta que uno de sus

componentes alcance el punto de solidificación, y se cristalice. Se emplea además para purificar

sólidos, disolviendo un sólido impuro en el disolvente adecuado en caliente. Al bajar la

temperatura, el primer sólido se cristaliza, con lo cual quedará libre de impurezas.

ESTEQUIOMETRIA

La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos cuando experimentan cambios químicos

El Mol

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos

que hay en exactamente 12 gramos de 12

C. Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 10

23

Se abrevia como 6.02 x 1023

, y se conoce como número de Avogadro.

Pesos atómicos y moleculares Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.

La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente

por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.

La escala de masa atómica

Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes

(hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y

88,9 gramos oxígeno. Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H

por cada átomo de O.

Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g

de Oxígeno. De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los

demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.

Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24

gramos, que el

átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23

gramos. Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que

será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto

al isótopo 12

C del carbono ( masa = 12 uma). Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (

1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de

oxígeno (16

O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24

gramos

y al revés:

1 gramo = 6,02214 x 1023

uma

Masa atómica promedio

Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla

de isótopos. Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la

abundancia relativa de cada isótopo.

Ejemplo:

El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12

C y 1,108% de 13

C y una

cantidad despreciable de 14

C. Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:

(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma

La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los

valores que se dan en las tablas periódicas.

Masa Molar

Un átomo de 12

C tiene una masa de 12 uma. Un átomo de

24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un

átomo de 12

C.

Entonces, una mol de átomos de 24

Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12

C.

Dado que por definición una mol de átomos de 12

C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24

Mg

debe pesar 24 gramos.

Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar

La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).

Peso molecular y peso fórmula

El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química

Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:

[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma

Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.

Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.

Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos. Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del

azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.

Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:

[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como

moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus

pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es: 23,0 uma + 35,5 uma = 58,5 uma

Composición porcentual a partir de las fórmulas A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los

elementos de un compuesto.

Usaremos de ejemplo al metano:

CH4 <Peso fórmula y molecular:

[1 x (12,011 uma)] + [4 x (1,008)] = 16,043 uma

%C = 1 x (12,011 uma)/16,043 uma = 0,749 = 74,9% %H = 4 x (1,008 uma)/16,043 uma = 0,251 = 25,1%

Interconversión entre masas, moles y número de partículas Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles.

A esto lo conocemos formalmente con el nombre de análisis dimensional.

Ejemplo:

Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2

Masa atómica del Ca = 40,078 uma

Masa atómica del Cl = 35,453 uma

Al ser un compuesto iónico no tiene peso molecular, sino peso fórmula.. Peso fórmula del CaCl2 = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 uma

De manera que, un mol de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos. Y entonces, 1,5 moles de

CaCl2 pesarán: (1,5 mol)(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos

Ejemplo:

Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría? Fórmula del oro: Au

Peso fórmula del Au = 196,9665 uma

Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos.

De manera que, en 2,8 gramos de oro habrá: (2,8 gramos)(1 mol/196,9665 gramos) = 0,0142 mol

Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 x 1023

atomos/mol.

Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos: (0,0142 moles)(6,02x10

23atomos/moles)=8,56x10

21 átomos

La ecuación química y términos que debemos manejar Es una expresión taquigráfica de un cambio o reacción de naturaleza química, que muestra (en

relación a cada uno de las sustancias que intervienen en la reacción) el arreglo y número de los

átomos, las fórmulas, la composición, las cantidades relativas, cuáles son los reactivos y cuáles

son los productos, el número de moléculas y unidades de fórmula, el número de masas molares, el número de moles y el número de gramos.

Toda ecuación química deba estar balanceada para poder representarla cuantitativamente. El

procedimiento de balanceo de la ecuación no altera la cantidad de átomos de los reactivos ni de los productos, sino, que ajusta el número de átomos de cada elemento para que sea el mismo a

cada lado de la ecuación.

Reacción Química

Es el cambio, transformación o acción recíproca entre dos o más sustancias, en la que estas desaparecen y se transforman en otras distintas. Existen diferentes modalidades de reacciones

químicas:

a) De combinación: Se lleva a cabo cuando se forma una sustancia compuesta a partir de dos o más sustancias reaccionantes.

b) De descomposición: Se da cuando un sustancia, al reaccionar, se divide en dos o más

sustancias distintas (inversa a la reacción de combinación). c) De desplazamiento: Es aquella en donde un elemento reacciona con un compuesto para

ocupar un lugar de uno de los elementos de ese compuesto, es decir, se forma un compuesto

diferente, ya que éste desplaza uno de los elementos que lo constituyen por otro elemento nuevo

con el que reacciona. d) De doble descomposición: Es en la que dos compuesto intercambian entre sí parejas de elementos para producir compuestos distintos.

Las reacciones químicas también se pueden distinguir según su capacidad de desprender o

absorber calor; las reacciones exotérmicas liberan calor como producto de la reacción, mientras que las reacciones endotérmicas absorben calor mediante la interacción de los reaccionantes.

Relación Molar

Es el cociente entre el número de moles de cualquier par de especies implicadas en una reacción química; sirve como factor de conversión para pasar del número de moles de una sustancia al

número correspondiente de otra en una reacción química.

Reactivo limitante

En muchos procesos químicos se da el caso en el que un reactivo se encuentra en proporciones muy altas en comparación con otro que interviene en la reacción, a este último de menor

proporción se le llama reactivo limitante ya que determina la cantidad del producto que se va a

formar como resultado de la reacción.

Rendimiento teórico, real y porcentual El rendimiento teórico es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de

determinada cantidad de reactivo, de acuerdo con la ecuación química. El rendimiento real es la

cantidad de producto que se obtiene al final. Y el rendimiento porcentual es la relación del rendimiento real al teórico multiplicada por 100.

Unidad fórmula o fórmula unitaria.- La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para

las sustancias no iónicas. Fórmula empírica (fórmula más simple).- Es la fórmula más sencilla que expresa el número

relativo de átomos de cada clase que contiene; los números que figuran en la fórmula empírica

deben ser enteros.

Fórmula molecular.- Indica el número de átomos de cada clase que están contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo entero de la fórmula empírica.

Hidrato.- Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él.

Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante).- Enunciado que establece que las muestras diferentes de compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la

misma proporción de masas.

Unidad de masa atómica (uma).- Duodécima parte de la masa de un átomo del isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual se le

llama dalton.

Masa atómica.- De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.

Peso atómico.- El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.

Masa molecular.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en

la fórmula molecular de una sustancia. Peso molecular.- Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.

Masa fórmula.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la

fórmula empírica de una sustancia.

Peso fórmula.- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica. Composición porcentual.- El tanto por ciento de masa de cada elemento en un compuesto.

Mol.- Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por ejemplo, átomos,

moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 10

23 entidades.

Constante de Avogadro.- Es el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc)

contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x 1023

mol-1

. Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.

PROPIEDADES FISICAS

Son las características que se pueden observar y medir sin que se modifique la composición

ni estructura interna de la materia. PROPIEDADES QUÍMICAS

Son las que se observan cuando la identidad del sistema cambia, es decir los cambios o

transformaciones que puede experimentar la materia en su composición y estructura interna. La reactividad que tiene una sustancia frente a otra y la combustibilidad son propiedades químicas.

DEFINIR LAS VARIABLES. Es un proceso básico de la experimentación que consiste en

descubrir los factores o variables que afectan el resultado de un experimento o fenómeno determinado. Para ello se buscan relaciones entre tres importantes variables:

VARIABLE INDEPENDIENTE O MANIPULADA

Corresponde al factor que se modifica a voluntad para observar los efectos que se producen.

VARIABLE DEPENDIENTE O RESPUESTA Es el factor que aparece o se altera a causa de una modificación de la variable independiente.

VARIABLE CONTROLADA

Son los factores que no se modifican durante el experimento.

SISTEMA Corresponde al objeto de estudio, es decir, a la parte del universo en observación. Al resto del

universo, se le denomina AMBIENTE

MEDICIÓN Consiste en evaluar una determinada cantidad por comparación con otra cantidad de la

misma especie, que se considera patrón o unidad de medida. Las mediciones se expresan con un

número seguido de las unidades respectivas. SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI)

Es un conjunto de siete unidades de medida aceptado internacionalmente. A continuación se

definen las unidades básicas de masa y temperatura y las derivadas como volumen, densidad y

presión. MASA

Es la medida de la cantidad de materia contenida en un objeto. La unidad SI para masa es el

kilogramo (kg) .En laboratorio se usa generalmente la unidad de gramo (g). Se mide con la balanza.

VOLUMEN

Es la medida del espacio que ocupa un cuerpo y corresponde a una unidad derivada del SI,

siendo el metro cúbico (m3)

En el laboratorio se usan dos submúltiplos; el decímetro cúbico que llamamos litro (L) y el

centímetro cúbico (cm3) o mililitro (ml). Para medir volúmenes se emplean instrumentos como la

probeta, pipeta o bureta. DENSIDAD

Es la medida de masa (m) de una sustancia contenida en una unidad de volumen (V). La

unidad SI para densidad es kilogramo por metro cúbico (kg/m3), pero en el laboratorio de

química se utiliza el gramo por centímetro cúbico (g/cm3 ), o su equivalente, gramo por mililitro (g/ml). Para medir densidades se utilizan instrumentos como el densímetro y el picnómetro.

TEMPERATURA

Es la medida de la energía promedio de las moléculas que componen un cuerpo. La unidad SI es el kelvin (K), aunque habitualmente utilizamos la escala Celsius (a.C.) y en algunos países, la

escala Fahrenheit (s.f.). Las equivalencias entre las distintas unidades de temperatura son las

siguientes: PRESION

Es una medida de la fuerza ejercida sobre una unidad de área. Es una unidad derivada del SI

que se expresa en páscales (Pa), es decir, la presión de un Newton por metro cuadrado (N/m2). En química, se usa habitualmente la unidad llamada atmósfera (atm), que corresponde a la

presión que soporta una columna de mercurio de 760mm de altura al nivel del mar. Por ello, se expresa la presión en milímetros de mercurio (mm Hg), presión que ejerce una columna de aire al

nivel del mar. La equivalencia entre estas unidades es:

1atm = 101.325 Pa = 760mm Hg

MOL

Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12

gramos de carbono. Una entidad elemental es cualquier partícula, por ejemplo, iones, átomos y

moléculas. Un mal corresponde numéricamente a 6.02x1023 partículas.

1mol = 6.02x1023 partículas

NOTACION CIENTIFICA

Es un sistema específico de representación numérica que se utiliza para las cantidades

demasiado grandes o muy pequeñas. Consiste en cambiar el número, expresándolo como el producto de dos factores; el primero es un número que oscila entre 1 y 10 y el segundo una

potencia de 10. Esta potencia será positiva para números muy grandes y negativa para los

pequeños.

a) La reacción de 16.0 g de CH4 da 2 moles de agua.

b) La reacción de 16.0 g of CH4 da 36.0 g de agua.

c) La reacción de 32.0 g of O2 da 44.0 g de dióxido de carbono. d) Una molécula de CH4 requiere 2 moléculas de oxígeno.

e) Un mol de CH4 da 44.0 g de dióxido de carbono.

Las respuestas son: a) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g.

b) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de

agua = 18.0 g. c) FALSA: 2 moles de O2 dan 1 mol de CO2. 2 moles de O2 = 64.0 g, pero 1 mol de CO2 = 44.0 g.

d) VERDADERA: Un mol de moléculas de CH4 reacciona con 2 moles de moléculas de oxígeno

(O2), de modo que una molécula de CH4 reacciona con 1 molécula de oxígeno.

e) VERDADERA: Un mol de CH4 da 1 mol de CO2. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de CO2 = 44.0 g.

Ejercicios complementarios

1) Indicar el estado de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos por aplicación de las reglas respectivas

Li2O, NaNO3, HBr, HClO, H3PO4, KI, H2O2 , KH, Ba(OH)2, H2CO3 , Na2SO4

2) Calcular el número de oxidación del nitrógeno en cada caso

N2O, N2, NaNO3 , NO2-, N2O4, N2O5 , NO3

- , N2O3, NO, HNO2, NH4

+, NH3

3) Escribir las fórmulas de los óxidos correspondientes a los siguientes metales y nombrarlos

+1

Li

+2

Ca

+3

Al

+2

Co

+3

Co

+2

Pb

+4

Pb

+1

Au

+3

Au

+3

Cr

+6

Cr

+4

Mn

4) Idem para los siguientes no metales:

+2 C

+4 C

+1 N

+2 N

+3 N

+4 N

+5 N

+4 S

+6 S

+7 Cl

+5 I

+1 Br

5) Escribir las fórmulas de los hidróxidos correspondientes a los siguientes metales y nombrarlos: Na, Mg, Al, Zn, Cu, Fe

6) Dados los nombres de los siguientes compuestos, escribir su fórmula e indicar si se trata de

óxidos ácidos (o no metálicos), óxidos básicos (o metálicos), oxácidos o hidrácidos:

a) pentóxido de divanadio

b) ácido bromhídrico

c) ácido hipocloroso d) óxido de fósforo

e) triòxido de diarsénico

f) óxido de niquel (III) g) ácido perbrómico

h) dióxido de titanio

7) Dadas las siguientes fórmulas, dar las nomenclaturas correspondientes e indicar si se trata de

óxidos ácidos o básicos, hidróxidos, hidruros, oxácidos o hidrácidos:

a) H2S b) HClO3 c) HK d) NiO e) P4O6 f) Ba(OH)2 g) HClO2

h) SiO2 i) NH4OH j) HF k) Ag2O l) H3PO4 m) CaH2

8) Dar la fórmula y nomenclatura de las sales que se forman por combinación de los siguientes

aniones:

S-2

; Cl-1; BrO3

-1; NO3

-1; HCO3

-1; SO4

-2; PO4

-3; HPO3

-2

con cada uno de los siguientes cationes:

Al+3

; Fe+3

; Cu+2

; Hg+2

; Na+1

; NH4+1

9) Nombrar los siguientes compuestos e indicar de qué tipo de sustancia se trata:

a) K2O b) FeO c) Cr2O3 d) Cl2O e) N2O4 f) NH3

g) Cl2O3 h) H2O2 i) LiH j) HNO2 k) HI l) BaH2

m) HClO2 n) HIO4 ñ) CaCO3 o) AgCl p) FePO4 q) Fe3(PO4)2

r) Zn(HPO3) s) Sb(OH)3 t) CoF2 u) Au(NO3)3

v) Ni(OH)2 w) AgClO3 x) NaNO2 y) SnCl2 z) H2S

Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos e indicar de qué tipo de sustancia se trata:

a) óxido de bromo (III) b) sulfito de cobre (II)

c) dióxido de carbono d) óxido de bario e) cloruro de níquel (II) f) trióxido de dinitrógeno

g) sulfato de amonio h) ioduro de calcio

i) nitrito de hierro (II) j) carbonato de cromo (III) k) ácido perbrómico l) óxido de plomo (II)

m) cloruro de mercurio (I) n) hidróxido de bario

ñ) clorito de plomo (II) o) clorato de cobre (II) p) sulfuro de hidrógeno q) sulfito de calcio

r) trióxido de cromo s) hidruro de potasio

t) pentóxido de dicloro u) fosfato de cinc

v) nitrato de plata w) hipoclorito de aluminio x) hipoclorito de sodio y) ácido sulfuroso

z) ácido fosforoso

Determinar:

a) la fórmula mínima o empírica de una sustancia constituida por 28,1% de S; 56,1 % de O; 12,3 % de N y el resto H

Completar y balancear las siguientes reacciones y nombrar todas las

sustancias.

En el caso de sustancias compuestas indicar si se trata de óxidos ácidos o

básicos, hidróxidos, hidruros, oxácidos, hidrácidos o sales.

H2 + Cl2

Al + Al2O3

N2 + N2O5

Cl2O3 + H2O

Na2O + NaOH

+ NH3

H2SO4 + KOH

H3PO4 + Na2HPO4 +

H2S + AgNO3

LiH + H2O LiOH + H2

KClO3 KCl + KClO4

Dada las siguientes reacciones:

N2 + O2 NO2

NO2 + O2 N2O5

N2O5 + H2O HNO3

Balancear las ecuaciones y calcular el volumen de N2 que debe reaccionar

para obtener 180 g de HNO3 .(Rta: 32 litros)

Dada la siguiente reacción:

Fe + HCl FeCl2 + H2

a) Balancearla.

b) Calcular:

b1) ¿Cuántos gramos de Fe se consumieron si se obtuvieron 10 litros de H2 en CNTP?

b2) ¿Cuántos moles de HCl reaccionan con 7 gramos de Fe?

b3) ¿Cuántos gramos de HCl se requieren para obtener 0.25 moles de sal?