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ejercicios de quimica
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Enlaces químicos Química 1
ENLACES QUÍMICOS
1. Representación de enlaces químicos mediante la construcción de
moléculas.
2. Ejercicios de representación puntual o de Lewis.
3. Identificación del tipo de enlace, haciendo uso de la tabla de
electronegatividades.
90“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
UNIDAD DE COMPETENCIA 6
UNIDAD DE COMPETENCIA 6: Identificará los diferentes modelos de enlaces químicos, para entender el comportamiento de las sustancias.
¿Qué vas a aprender a hacer?
Enlaces químicos Química 1
Importancia del enlace químico.
Cuándo hacemos leche en polvo, o cuando le echamos azúcar al té, ¿desaparece la leche o el azúcar? Claro que no, uno respondería que estos se están disolviendo en el agua. Pero en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué sucede? Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el azúcar son solutos, que serán disueltos en un solvente como el agua. Pero ¿qué es lo que en realidad sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas preguntas serán respondidas en este informe.
Este informe habla de enlaces y soluciones, pero, para entenderlos hay que empezar por conocer el significado de estas palabras, para luego poder pasar a un lenguaje más técnico. Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano, para la mayoría de los elementos alcanzar ocho electrones en su último nivel. Las soluciones son mezclas homogéneas, no se distinguen sus componentes como separados, entre al menos dos reactantes un soluto, que es él que será disuelto, y un solvente, que es él que disolverá al soluto.
¿Qué mantiene unidos a los átomos?
Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.
Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos de un o más elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o covalentes.
91“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
Hasta ahora hemos considerados a los átomos como corpúsculos aislados, pero realmente en su gran mayoría se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las moléculas de sustancias llamadas elementos o con otros de distinta especie formando moléculas de compuestos.
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas, recibe el nombre de enlace químico.
Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas intervienen, para los elementos representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales “s” y “p”, para los de transición, también los electrones de los orbitales “d”, y para los de transición interna, los de los orbitales “f”, A estos electrones se les llama electrones de valencia.
En el proceso de transferencia o compartición de electrones para formar un enlace, siempre intervienen cambios de energía, los cuales se manifiestan en forma de calor y son susceptibles de medirse; esta manifestación energética también se presenta cuando se rompe un enlace.
A la cantidad de energía que se requiere para formar o romper un enlace, se le conoce como energía de enlace.
Otro aspecto interesante en los enlaces, es la distancia entre los átomos que se encuentran unidos. Esta longitud de enlace es específica para los distintos pares atómicos unidos.
En forma general, los enlaces se pueden clasificar como: atómicos y moleculares.
92“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
Tipo deenlace
Tipo deestructura
Ejemplo deestructura
Propiedadescaracterísticas
Enlace iónico
Ejemplo: KCl
Rediónica Cloruro de
potasio, KCl
Sólidos cristalinos.Puntos de fusión elevados.Puntos de ebullición elevados.Solubles en agua.Conducen la electricidad fundidos o en disolución.No conducen la electricidad en estado sólido.
Enlace covalente
Ejemplo: CH4
Moléculas simples
Metano, CH4
Fundamentalmente líquidos y gases.Puntos de fusión bajos.Puntos de ebullición bajos.Insolubles en agua.No conducen la electricidad.
Ejemplo: C
Moléculas gigantes
Diamante, C
Sólidos.Puntos de fusión elevados.Puntos de ebullición elevados.La solubilidad y conductividad varían de una sustancia a otra.
Enlace metálico
Ejemplo: Ag
Redmetálica
Plata, Ag
Sólidos cristalinos.Puntos de fusión elevados.Puntos de ebullición elevados.Insolubles en agua.Dúctiles y maleables.
Esta Tabla Ejemplifica Los Tipos De Enlace
Tipos de enlace: Electrovalente, covalente y metálico.
También llamado enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro.
93“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
ENLACE ELECTROVALENTE O IÓNICO
Enlaces químicos Química 1
El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión, y el que acepta se convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados determina la valencia del elemento.
La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por eso el enlace también se llama electrovalente.
En el enlace electrovalente los electrones se transfieren de un átomo a otro en proporción variable, dependiendo de la energía de ionización, y la afinidad electrónica y fundamentalmente de la electronegatividad.
Se forma por la transferencia de uno o varios electrones de un elemento
metálico (poco electronegativo) a uno no metálico (muy electronegativo); por
ejemplo: en la formación del cloruro de sodio intervienen el sodio (metal) que
es un elemento del grupo uno y con electronegatividad de 0, 9, el cloro (no
metal) que es un elemento del grupo VII y con electronegatividad de 3,0.
1H
2.1He
2Li
1.0Be1.5
B2.0
C2.5
N3.0
O3.5
F4.0
Ne
3Na0.9
Mg1.2
Al1.5
Si1.8
P2.1
S2.5
Cl3.0
Ar
4K
0.8Ca1.0
Sc1.3
Ti1.5
V1.6
Cr1.6
Mn1.5
Fe1.8
Co1.9
Ni1.8
Cu1.9
Zn1.6
Ga1.6
Ge1.8
As2.0
Se2.4
Br2.8
Kr
5Rb0.8
Sr1.0
Y1.2
Zr1.4
Nb1.6
Mo1.8
Tc1.9
Ru2.2
Rh2.2
Pd2.2
Ag1.9
Cd1.7
In1.7
Sn1.8
Sb1.9
Te2.1
I2.5
Xe
6 Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
94“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
0.7 0.9 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2
7Fr0.7
Ra0.9
Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Uuu
Uub
Uut
Uuq
Uup
Uuh
Uus
Uuo
Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Paulinga) Na + Cl NaCl
Na Na+ + 1e-
1s2 2s2 2p6 3s1 = Na+ (catión)
++
b) ++Cl + 1e- Cl- (anión)
++ ++ ++
Na+ + +Cl++ Na +Cl++
++ ++
Energia de enlace = -98.3 Kcal
Diferencia de electronegatividad = 2.1
El enlace iónico se forma entre átomos cuya diferencia de electronegatividad sea en promedio 1.7 o mayor.
Características del enlace electrovalente.
En los compuestos electrovalentes las temperaturas de fusión y de
ebullición son elevadas.
Los compuestos electrovalentes conducen la corriente eléctrica
fundidos en solución acuosa.
Cuando se efectúa la síntesis de un compuesto electrovalente a partir
de sus elementos, hay gran desprendimiento de calor.
Las principales propiedades de los compuestos iónicos son los
siguientes:
Forman cristales geométricos.
Presentan los puntos de fusión.
La mayoría de los compuestos iónicos son muy solubles en agua.
95“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
Son electrolitos fuertes, es decir, cuando se disuelven en agua o se
funden, son muy buenos conductores de la corriente.
Un par de electrones compartidos está en el centro, a igual distancia de
cada núcleo.
Las propiedades de las sustancias con este tipo de enlace son las siguientes:
Son moléculas.
Tienen actividad química media.
Tienen baja solubilidad en agua.
No son conductores del calor o la electricidad.
Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como sólidos o líquidos.
Se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, es decir, entre no metales.
El enlace covalente es posible explicarlo en base a dos conceptos: el concepto de Lewis y el del orbital molecular. Lewis establece que en la formación del enlace covalente, lo átomos que se unen comparten uno o más pares de electrones obteniendo así su configuración electrónica estable.
Ejemplos: O + O O O
H. + +H H. +H
El concepto del orbital molecular, establece que el enlace covalente se forma por la superposición de dos orbitales atómicas completos.
Ejemplo: +
Enlace covalente puro del hidrógeno
96“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
^ ^ ^ ^ ^ ^
ENLACE COVALENTE
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Se distinguen tres tipos de covalencia: polar, no polar y coordinado:
a)
Se observan cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar
una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simetría y cuya diferencia de
electronegatividad es cero; por ejemplo:
H + +H H +H
H + H H2
+
1s1 1s1
Estas sustancias presentan las siguientes propiedades:
Tienen gran actividad química.
Son solubles en solventes polares.
En solución acuosa, son conductores de la electricidad.
Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero más altos que los de
las sustancias no polares.
b)
Se forma cuando se unen dos átomos no metálicos de diferente electronegatividades; comparten electrones pero la nube electrónica se deforma y se ve desplazada hacia el átomo de mayor electronegatividad, originando polos en la molécula. Uno de los polos presenta carga parcial positiva y el otro queda con carga parcial negativa.
97“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
ENLACE COVALENTE NO POLAR
ENLACE COVALENTE POLAR
Enlaces químicos Química 1
Ejemplo:
Molécula de HCl
En general la diferencia de electronegatividad es menor a 1.7. Existen algunos casos como el HF que se considera iónico propiamente, pero es covalente por ser de dos átomos metálicos que se unen; por ejemplo: formación del ácido fluorhídrico y clorhídrico.
Hx + F H F s-
s+
Hx + Cl H Cl
s+ s-
Otras sustancias con este tipo de enlace son H2O, HBr, PCl3, SO3, H2SO4.
Según este modelo, una red ordenada de iones metálicos cargados positivamente está rodeado de electrones que se pueden mover libremente, la fácil movilidad del “gas de electrones”, es la responsable de la buena conductibilidad electrónica y térmica de los metales.
c)
98“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
ENLACE COVALENTE COORDINADO
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Este enlace consiste en la compartición de un par de electrones entre dos átomos, donde dicho par es proporcionado por uno de los elementos enlazados. En la representación de un compuesto empleando fórmulas desarrolladas el enlace covalente coordinado se índica mediante una flecha apuntando hacia quién recibe el par electrónico de enlace, el H2SO4 y el HNO3
presentan este tipo de enlace.
Se puede observar como se han indicado los electrones de valencia de cada elemento con distinto color así por ejemplo los del hidrógeno en negro los del oxígeno en rojo y los del nitrógeno y azufre en azul de manera que cuando el enlace esta formado por un par de electrones de un mismo color es que un elemento los proporciono y esto ejemplifica el covalente coordinado.
La coordinación de los electrones entre átomos, o bien, de qué átomos a qué átomos van los electrones compartidos, se indica mediante una flecha. En los ejemplos anteriores se ve que los electrones van del azufre al oxígeno y del nitrógeno al oxígeno.
Características del enlace covalente.
En enlace covalente es más común entre átomos de la misma especie o entre especies semejantes, esto es, los átomos con electronegatividades iguales (mismo elemento) o ligeramente diferentes, pueden formar moléculas compartiendo uno o más pares de electrones.
Como propiedades asociadas al enlace covalente podemos mencionar las siguientes:
99“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es
marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad
de la sustancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H
Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un
enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en
solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C
En los compuesto covalentes las temperaturas de fusión y
ebullición son bajas
Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica.
El calor de formación de los compuestos covalentes es más bajo
que el de los compuestos electrovalentes.
Los ejemplos de los enlaces covalentes que hasta ahora hemos visto, son simple, es decir, por cada dos átomos que se combinan hay un par de electrones compartidos (un enlace).
Sin embargo, algunos átomos sólo pueden alcanzar su configuración electrónica estable (octeto), cuando comparten más de un par de electrones entre ellos.
Si los átomos comparten dos partes de electrones, están unidos por un doble enlace.
Ahora bien, si los átomos comparten tres pares de electrones, están unidos por un triple enlace.
Hasta ahora hemos analizado la formación de enlaces sencillos, es decir aquellos en que se comparten un solo par de electrones entre los átomos, como en el hidrógeno. Alguno elementos del sistema periódico tienen la particularidad de poder establecer uniones covalentes en las que se comparten varios electrones formándose enlaces covalentes múltiples. Este es el caso, por ejemplo, de las moléculas de oxígeno y nitrógeno. En efecto, el oxígeno es un elemento que se encuentra en la sexta columna del sistema periódico por lo que tiene seis electrones de valencia y le faltan dos para completar el octeto.
100“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
Se presenta en los metales y aleaciones al construir cristales metálicos. El enlace es una red cristalina de iones metálicos, elementos muy electropositivos en donde los electrones de valencia se intercambian muy rápidamente. Como ejemplo de sustancias que lo presentan se tiene a todos los metales, aleaciones como los aceros, amalgamas de mercurio, cobre y sus aleaciones.
El modelo establecido para explicar el enlace metálico también es coherente con otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la posibilidad de deformación sin que se produzca la rotura del cristal (como ocurre en los sólidos iónicos) ya que la deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red que conduce a una nueva situación que apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se pueden diferenciar de forma simple estos fenómenos:
---- --- ----- Red ordenada de iones metálicos ---
El enlace metálico es un enlace que ocurre entre los átomos de metales y tiene características muy específicas. Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los kernels de los átomos metálicos y los electrones periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir, los átomos se encuentran unidos entre sí por una nube de electrones de valencia que rodea a los Kernel.
Características de enlace metálico
En el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos los sentidos y esto diferencia al enlace metálico del enlace covalente, ya que en este último los electrones están situados en posición rígida.
101“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
ENLACE METÁLICO
Enlaces químicos Química 1
Debido a la gran movilidad de los electrones de valencia, los metales son buenos conductores de la electricidad y el calor. También y debido a esta movilidad, los metales presentan brillo. La ductibilidad y maleabilidad de los metales, son explicables por esta movilidad electrónica.
Ejercicios: subraya la respuesta correcta.
1. Al combinarse los átomos de potasio (un metal alcalino) con los átomos de bromo (un no metal del grupo de los halógenos), lo más probable es que entre ellos se establezca:
a) Enlace covalenteb) Enlace metálicoc) Enlace por puentes de hidrógenod) Enlace iónico
2. Un sólido metálico está formado por:
a. Iones positivos y negativosb. Iones positivos y una nube de electronesc. Iones negativos y una nube de electrones d. Átomos neutros que comparten electrones
3. ¿Cuál será la clase de enlace químico más probable que puede establecerse
entre los átomos de los siguientes elementos?
a. Hierro-hierro: b. Cloro-magnesio: c. Carbono-oxígeno: d. Flúor-flúor: e. Neón-neón
4. Señala cuáles de los siguientes compuestos serán de tipo iónico:
a. CaO (óxido de calcio).b. O2 (oxígeno).c. NaF (fluoruro de sodio).d. N2O (óxido de dinitrógeno).e. NH3 (amoníaco).
5. De los sólidos siguientes, marca los que son muy solubles en agua:
a. Cobre (Cu).
102“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
b. Cuarzo (SiO2).c. Fluorita (CaF2).d. Hierro (Fe).e. Silvina (KCl).
Regla del octeto y símbolos electrónicos de Lewis.
La regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, estableces que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable similar a la de un gas raro. Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen ocho electrones en su nivel energético exterior. Ejemplifiquemos esta regla con el 11Na y el 17Cl:
Gilbert N. Lewis
Los elementos químicos situados a la izquierda del sistema periódico son los que menos electrones han de perder para adquirir estructura
103“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
electrónica de gas noble. Recordemos que el número de la columna donde se encuentran coincide con el número de electrones de valencia.
De esta forma los elementos de la primera columna, sólo han de perder un electrón para pasar a tener 8 en el último nivel (excepto el litio que pasaría a tener 2, como el gas noble helio). Análogamente sucedería con los de las columnas II y III que tendrían que perder 2 y 3 electrones respectivamente.
El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srta. Electrón de manos del villano, Sr. Sodio.
Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y cloro.
En general podemos aceptar esta ley para los átomos que están a distancia de cuatro o menos números atómicos de un gas raro, ya que pueden alcanzar más fácilmente la configuración estable con ocho electrones. Muchos otros átomos no siguen la regla del octeto y contienen seis, diez, doce y hasta catorce electrones en la capa de enlace. Ej. AlF3 (6 electrones de enlace), PF5
(10 electrones de enlace).
Recordando la estructura de Lewis, es la representación de los electrones de los orbitales por medio de puntos o cruces alrededor del Kernel o corazón del átomo. Estas estructuras sirven para ilustrar enlaces químicos. Ejemplos: H20, HCl, NH3, NH4Cl.
Ejercicios: Desarrollar la estructura de Lewis de los siguientes compuestos
PbO2
Fe2O3
CCl4
CS2
O2
CO2
104“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
BaO2
AlCl3
CaO
CaCl2
KCl
NH3
CO2
CH4
H20
Cl2
N2
C2H2
H2
NaCl
H2SO4
Otros tipos de interacción química.
Hasta el momento sabes que los átomos se unen entre sí para formar
compuestos o moléculas; éstos a su vez se unirán para formar las sustancias.
Las moléculas pueden mantenerse unidas mediante enlaces denominadas
moleculares, entre ellos tenemos: fuerzas de Vander-Waals y puentes de
hidrógeno.
Fuerzas intermoleculares
También llamadas fuerzas de Van der Waals, son débiles atracciones de carácter electrostáticos entre las moléculas.
Es el enlace más débil de todos y se debe a la deformación de la configuración electrónica de cada átomo, provocada por la influencia del campo eléctrico de los átomos vecinos.
Se llama también enlace residual o enlace de polarización.
Con estos enlaces se puede explicar las fuerzas de cohesión en los líquidos y en los gases.
Las fuerzas de Vander-Waals se presentan tanto en moléculas polares, como no polares, o bien mezclas de éstas y pueden ser de dos tipos:
105“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
Johannes Diderik Van der Waals
a) Interacción dipolo permanente-dipolo permanente:
Este tipo de fuerzas se presentan entre moléculas polares en las cuales el centro de carga positiva o polo positivo de una atrae al centro o polo negativo de otra.
b) Interacción dipolo permanente-dipolo inducido:
Este tipo de fuerza se presenta entre moléculas polares y no polares y se da cuando el polo positivo de la molécula polar, atrae hacia ella los electrones negativos de la no polar, provocando esto, que la molécula no polar se convierta en polar de manera momentánea.
Enlace puente de hidrógeno.
Ciertos compuestos contienen en sus moléculas átomos de hidrógeno, como el agua y el amoniaco. En estos casos el hidrógeno es atraído por dos átomos de elementos electronegativos; con uno de ellos está unido mediante un enlace covalente normal y con el otro por la unión especial llamada enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno.
El enlace de hidrógeno es de naturaleza electrostática, y su fuerza es mucho menor que la del covalente, pero mayor que las fuerzas de Van der Waals.
106“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
Los dos átomos unidos mediante un puente de hidrógeno deben ser muy electronegativos y de volumen pequeño, como el oxígeno, el nitrógeno y el flúor.
Cuando existen enlaces o puentes de hidrógeno entre las moléculas de una sustancia, hacen que ésta sea más fácilmente condensable de lo que podría esperarse por el tamaño y masa de sus moléculas.
El enlace por puente de hidrógeno es básicamente una interacción dipolo permanente-dipolo permanente y se presenta entre moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno enlazados a átomos altamente electronegativos como son: F, O, N, C; de tal manera que el hidrógeno (polo positivo) de una molécula atrae hacia él al átomo electronegativo (polo negativo) de otra.
El enlace por puente de hidrógeno origina un comportamiento especial de las sustancias que lo presentan entre las cuales tienes: H2O, HF, CH3-OH, DNA.
ENLACES POR PUENTES DE HIDRÓGENO. EJEMPLO: EL AGUA
107“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
Después envíalo a tu tutor en la fecha señalada en la agenda. I. Completa las ecuaciones de las siguientes reacciones de síntesis y balancéalas por tanteo: a) Al + O2 ------------
b) Mg + S -------------
II. Completa las ecuaciones de las siguientes reacciones de sustitución simple y balancéalas por tanteo: a) Na + LiI b) Fe + Cu(ClO2) c) I2 + NaBr d) Zn + HCl e) Al + H2SO4
III. Completa las siguientes reacciones de sustitución doble y balancéalas por tanteo: a) Mg3(PO4)2 + NaCl b) Ba(ClO3) + Ca(OH)2 c) Pb(NO3)2 + KI d) CaCO3 + HCl e) MgCl2 + HIO3 . Determina las masas moleculares de los siguientes compuestos.
a) H3PO4 b) Na2SO4 c) K2CrO4 d) Mg3P2 e) Al (OH)3 f) CO2 g) Ca3(PO3)2 h) Fe3(BO3)2 i) CaCO3 h) Pb(C2H3O2)2
1. Calcule el número de moles de aluminio que hay en 5.7 gramos de aluminio. 2. Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 7.8 gramos de hidrógeno. 3. Calcule el número de moléculas de HClO3 presentes en 0.97 mol de moléculas de HClO3. 4. Calcule el número de moléculas de CaCO3 que hay en 230 g de CaCO3. 5. Calcule el número de gramos de sulfato de potasio (K2SO4) presentes en 0.47
108“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
mol de sulfato de potasio.
1. Calcula el número de moles de helio (He) que hay en 15 litros de helio.
2. Calcula el número de moléculas de oxígeno que hay en 32 litros de oxígeno.
3. Calcula el número de gramos de gas metano (CH4) que hay en 30 litros de gas metano. 4. Calcula el volumen que ocuparían 18 gramos de nitrógeno (N2).
5. Calcula el número de gramos de dióxido de carbono (CO2) presentes en 34 litro de dióxido de carbono.
6. Calcula el número de moléculas de CO2 presentes en 25 litros de CO2.
Determina la fórmula empírica y molecular de cada uno de los compuestos siguientes:
a) 80% de carbono, 20% de hidrógeno y una masa molecular de 30 uma. b) 83.7% de carbono, 16.3% de hidrógeno y una masa molecular de 86 uma. c) 48% de carbono, 4% de hidrógeno, 22.4% de nitrógeno, 12.8% de azufre y 12.8 g de oxígeno. La masa molecular obtenida experimentalmente es de 250 uma. d) 74% de carbono, 8.7% de hidrógeno y 17.3% de nitrógeno. Su masa molecular obtenida experimentalmente fue de 162 uma. 1. Calcula el número de gramos de cloro que se producen al hacer reaccionar 43.2 g de óxido de manganeso con ácido clorhídrico.
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
2. Calcula la cantidad de gramos de oxígeno que se necesitan para quemar 45g de etano (C2H6) hasta CO2 y H2O. ∆ 2 C2H6 + 7 O2 4 CO2 + 6H2O
3. Calcula los gramos de ácido sulfhídrico que pueden prepararse al combinar 5.8 gramos de sulfuro de hierro (II) con ácido clorhídrico.
FeS + HCl FeCl2 + H2S
4. 7 gramos de hidróxido de sodio se neutralizan con ácido sulfúrico ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se pueden formar?
2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O
109“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
5. Calcula la cantidad en gramos de cloruro de potasio que se pueden preparar a partir de calentar 5.6 gramos de clorato de potasio. ∆ KClO3 KCl + O2
Realiza los siguientes ejercicios.
1. Una muestra de 45 g de hidróxido de calcio se deja reaccionar con una muestra de 48.5 g de ácido fosfórico. ¿Cuántos gramos de fosfato de calcio pueden producirse? 3 Ca (OH)2 + 2 H3PO4 Ca3(PO4)2 + 6 H2O
2. Se combinan 45.7 g de magnesio con 230 g de ácido sulfúrico. ¿Cuántos gramos de sulfato de magnesio pueden producirse? Señala el reactivo limitante.
Mg + H2SO4 MgSO4 + H2 3. ¿Cuántos gramos de cloruro de fierro (II) pueden producirse al combinar 34 g de sulfuro de fierro (II) con 17 g de ácido clorhídrico?
FeS + 2HCl FeCl2 + H2S
10 puntos mejor respuesta Seguir 6 respuestasNotificar abuso
Respuestas
Calificación
Mejor respuesta: I. Completa las ecuaciones de las siguientes reacciones de síntesis y balancéalas por tanteo: a) 4Al + 3O2 ------------> 2Al2O3 b) Mg + S -------------> MgS
II. Completa las ecuaciones de las siguientes reacciones de sustitución simple y balancéalas por tanteo: a) Na + LiI ---------> NaI + Li b) Fe + 3Cu(ClO2)-----> Fe(ClO2)3 + 3Cu c) I2 + 2NaBr ------> 2NaI + Br2
110“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
d) Zn + 2HCl-----> ZnCl2 + H2 e) 2Al + 3H2SO4 ------> Al2(SO4)3 + 3H2
III. Completa las siguientes reacciones de sustitución doble y balancéalas por tanteo: a) Mg3(PO4)2 + 6NaCl------> 2Na3PO4 + 3MgCl2 b) Ba(ClO3) + Ca(OH)2 -------> CaClO3 + Ba(OH)2 c) Pb(NO3)2 + 2KI ---------> PbI2 + 2KNO3 d) CaCO3 + HCl --------> CaCl2 + CO2 + H2O e) MgCl2 + HIO3 ----------> Mg(IO3)2 + 2HCl
IV Determina las masas moleculares de los siguientes compuestos.
a) H3PO4: 97g/mol b) Na2SO4: 142g/mol c) K2CrO4: 194g/mol d) Mg3P2: 132g/mol e) Al (OH)3: 78g/mol f) CO2: 44g/mol g) Ca3(PO3)2: 276g/mol h) Fe3(BO3)2: 286g/mol i) CaCO3: 100g/mol h) Pb(C2H3O2)2: 325g/mol
V 1. 5.7/27 = 0.21 moles de Al.
2. 7.8/2 = 3.9 moles H2
3. 1 mol --------> 6.02x10^23 0.97 moles ---> X = 5.8394x10^23 moléculas de HClO3
4. 230g/100g/mol = 2.3 moles de CaCO3. 1 mol ---------> 6.02x10^23 moléculas 2.3 moles -------------------> X = 1.3846x10^24 moléculas
5. nº de moles = g/PM 0.47x 174 = 81.78 g de
VI 1. 1 mol --------> 22.4 L.......... x = 0.67 moles de He x moles ----> 15 L
2. 6.02x10^23 moléculas---------> 22.4 L X --------------------------------------> 32 L ........... X = 8.6x10^23 moléculas
3. 1 mol = 16 grs CH4 -------------> 22.4 L
111“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
x grs ---------------------------------> 30 L x = 21.43 g de CH4
4. 1 mol = 28 g N2 ----------------> 22.4 L 18 g -------------------------------> x = 14.4 L
5. 44 g CO2 ------------> 22.4 L x g ---------------------> 34 L...... x = 66.79 g
6. 22.4 L ---------------> 6.02x10^23 moléculas 25 L ------------------> X = 6.72x10^23 moléculas
VII Determina la fórmula empírica y molecular de cada uno de los compuestos siguientes:
a) 0.80x30 = 24/12 = 2 átomos de carbono; 0.20x30 = 6/1 = 6 átomos de hidrógeno Fórmula empírica: C2H6
b) 0.837x86 =72/12= 6 átomos de carbono; 0.163x86 = 14/1 = 14 átomos de hidrógeno Fórmula empírica: C6H14
c) 0.48x250 = 120/12= 10 átomos de carbono; 0.04x250 = 10/1 = 10 átomos de hidrógeno; 0.224x250 = 56.35/14=4 átomos de nitrógeno; 0.128x250 = 32/16 = 2 átomos de azufre;12.8 g de oxígeno corresponden al 12.8%: 0.128x250 = 32/16 = 2 átomos de oxígeno. Fórmula molecular: C10H10N4S2O2 d) 0.74x162 = 120/12= 10 átomos de carbono; 0.087x162 = 14/1= 14 átomos de hidrógeno; 0.173x162 = 28/14= 2 átomos de nitrógeno. Fórmula molecular: C10H14N2
VIII 1.Calcula el número de gramos de cloro que se producen al hacer reaccionar 43.2 g de óxido de manganeso con ácido clorhídrico.
MnO2 + 4HCl-------> MnCl2 + Cl2 + 2H2O
43.2 g/86.94g/mol= 0.497 moles Según la estequiometria de la reacción 1 mol de MnO2 generan 1 mol de MnCl2, por lo que los moles de MnCl2 serían 0.497. A su vez, podemos decir que 4 moles de HCl generan 1 mol de MnCl2, por lo que:
4 moles de HCl ----------> 1 mol MnCl2 x moles de HCl ----------> 0.497 moles de MnCl2
x = 1.988 moles de HCl
112“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
Enlaces químicos Química 1
A su vez también podemos decir que: 4 moles de HCl -----> 1 mol de Cl2 1.988 moles de HCl -------> x moles de Cl2
x = 0.497 moles de Cl2...... n = g/PM => 0.497x71 = g de Cl2 = 35.287 g Cl2
IX 2.Calcula la cantidad de gramos de oxígeno que se necesitan para quemar 45g de etano (C2H6) hasta CO2 y H2O.......................∆ 2C2H6 + 7O2------> 4CO2 + 6H2O
45g/30g/mol = 1.5 moles de etano
Según la estequimetría, 2 moles de etano consumen 7 moles de oxígeno por lo que:
2 moles C2H6 -------> 7 moles O2 1.5 moles C2H6 ------> x moles O2 = 5.25
nº de moles = g/PM => 5.25x32 = 168 g O2
X 3.Calcula los gramos de ácido sulfhídrico que pueden prepararse al combinar 5.8 gramos de sulfuro de hierro (II) con ácido clorhídrico.
FeS + 2HCl----> FeCl2 + H2S
5.8g/87.847g/mol = 0.066 moles de FeS Según estequiometría, 1 mol de FeS se combinan con 2 moles de HCl, por lo que:
1 mol FeS ----> 2 moles HCl 0.066 moles FeS ---> X = 0.132 moles
A su vez, 2 moles de HCl dan 1 mol de H2S por lo que:
2 moles HCl -----> 1 mol H2S 0.132 moles -----> X = 0.066 moles de H2S
n = g/PM => 0.066x34 = 2.244 g H2S
XI 4.7 gramos de hidróxido de sodio se neutralizan con ácido sulfúrico ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se pueden formar?
4.7 g/40g/mol = 0.1175 moles NaOH
2NaOH + H2SO4----> Na2SO4 + 2H2O
113“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
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Según estequiometría, 2 moles de NaOH dan 1 mol de Na2SO4 por lo que:
2 moles NaOH ------> 1 mol Na2SO4 0.1175 moles ---------> X = 0.05875 moles Na2SO4
114“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”
