Folleto de Química Inorgánica by Victorhdez

Química Inorgánica

NOMENCLATURA INORGANICA En en siguiente folleto descubrirás algunos temas o acerca de la química inorgánica y veras lo maravillosa y diversa que puede llegar a ser, esperemos que te guste.

Victor Alfredo Hernández Karla Salvador 1º AA Profesora: Carmina Rabelo Álvarado

Na2O

Quimica Inorganica Nomenclatura de Oxidos

Dióxido de Estaño (SnO2)

Oxido de Cobre (II)

¿Qué es un oxido? Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno (el cual, normalmente, presenta un estado de oxidación -2),1 y otros elementos. 1.- Nomenclatura stock-werner: donde se indica el número de oxidación del elemento oxidado, con números romanos. (Se utiliza tanto para los óxidos básicos como para los óxidos ácidos). CuO = Óxido de Cobre (II) 2.- Nomenclatura Tradicional (se utiliza para óxidos básicos, no los óxidos ácidos) CO2 = Anhídrido carbónico 3.- Nomenclatura Sistematica en esta los óxidos que contienen solamente un oxígeno se llaman óxido o monóxido; los que contienen dos átomos de oxígeno, dióxido; tres, trióxido; cuatro, tetraóxido; y así sucesivamente siguiendo los prefijos numéricos griegos.

Noviembre

2013

Dióxido de Carbono (C02)

Hidróxidos (OH) Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos. Los hidróxidos resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. Los hidróxidos también se conocen con el nombre de bases. Estos compuestos son sustancias que en solución producen iones hidroxilo.

Hidróxido de Sodio (NaOH)

Hidroxido de Aluminio

Hidróxido de calcio (II) Ca(OH)2

Hidroxido de Potasio

Hidroxido de Cobre

Hidroxido de Amonio

¿Cómo se nombran los hidróxidos? Compuestos ternarios formados por un elemento metálico, oxígeno e hidrógeno (estos dos últimos elementos forman un grupo llamado oxhidrilo o hidroxilo). Ejemplos: NaOH Hidróxido de sodio CuOH Hidróxido cuproso (terminación "oso" para la menor valencia del metal) Cu(OH)2 Hidróxido cúprico (terminación "ico" para la mayor valencia del metal)

También hay otra nomenclatura: numerales de stock CuOH Hidróxido de cobre (I) Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (II) Fe(OH)3

Noviembre

2013

Anhídridos Un óxido ácido es un compuesto químico binario que resulta de la combinación de un elemento no metal con el oxígeno. NM + O2 = Óxido Ácido o Anhídrido

Anhídrido

Anhídrido nitroso (N2O3)

Tabla de Prefijos y Sufijos para Anhídridos (Se aplica con más de 2 valencias)

Anhídrido Carbónico (CO2)

Monóxido de Carbono (C0)

El Anhídrido Carbonoso (CO) es un gas que resulta nocivo para la salud humana, el medio ambiente, el cual se produce en grandes complejos industriales.

Anhídridos u Oxidos No Metálicos En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos que muestran en la parte superior según sus valencias.

Noviembre

2013

Hidruros (H) Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento químico, pudiendo ser este metal o no metal. Existen dos tipos de hidruros: los metálicos y los no metálicos (hidrácidos).

Hidruro de Sodio (NaH)

Hidruro de Aluminio

Hidruro de Calcio

Hidruro de Litio (LiH)

Hidruro de Cesio

¿Cómo se nombran los hidruros? Son compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un elemento metálico. • •

Se formulan escribiendo primero el símbolo del elemento metálico. Se nombran con la palabra hidruro seguida del nombre del metal.

Ejemplos:

•

Noviembre

2013

• •

NaH → hidruro de sodio LiH → hidruro de litio CaH2 → hidruro de calcio

•

SrH2 → hidruro de estroncio

Ácidos; Oxiácidos e Hidrácidos

Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión + hidrógeno (H ) a otro compuesto (denominado base).

Ácido Sulfhídrico (H2S)

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¿Qué es un Ácido?

Ácidos; Oxiácidos e Hidrácidos Hidrácidos Un ácido hidrácido o sencillamente hidrácido es un ácido que no contiene oxígeno, es un compuesto binario formado por hidrógeno (H) y un elemento no-metálico (X), un (halógeno) o (anfígeno). En la nomenclatura química se escribe el ácido (HX) y después se indica que está en disolución acuosa (aq) o (ac) porque sino, no habría diferencia entre las sustancias binarias covalentes y los ácidos. (Se usan siempre las valencias más bajas). Ejemplos: HF (aq) (Ácido fluorhídrico) HBr (aq) (Ácido bromhídrico) HI (aq) (Ácido yodhídrico) HCl (aq) (Ácido clorhídrico)

Ácido Nitrico (HNO3)

El Acido Nitrico es un compuesto químico corrosivo y tóxico, fue descubierto por Yabir Tabla de Prefijos y Sufijos para oxiácidos (Se aplica con mas de 2 valencias)

Ácido Carbónico

Ácido Fosfórico

Ácido Selenico .

Los ácidos oxoácidos u oxiácidos son compuestos ternarios formados por un óxido no metálico y una molécula de agua (H2O). Su fórmula responde al patrón HaAbOc, donde A es un no metal o metal de transición. Ejemplos: Ácido sulfúrico (H2SO4): SO3 + H2O → H2SO4 Ácido sulfuroso (H2SO3). SO2: SO2 + H2O → H2SO3

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Oxiácidos

Química Inorgánica

SALES BINARIAS Y OXISALES

¿Qué es una sal? Las sales son compuestos iónicos que pueden resultar de la reacción de la neutralización de un ácido y una base. Se componen de cationes y aniones de manera que el producto es eléctricamente neutro. Estos iones componente puede ser inorgánico tal como cloruro (Cl-), y iones monoatómicos tales como fluoruro (F-), así como iones poliatómicos tales como sulfato (SO 4 ).

SAL BINARIA Las sales binarias son compuestos inorganicos formados por un Metal + No Metal, se nombran colorcandon el prefijo -uro al no metal segudio del nombre del metal. Ejemplos: - Sulfuro de Itrio (Y2S3) - Cloruro de Sodio (NaCl) - Cloruro de Potasio (KCl)

Las oxisales son compuestos derivados de la combinación de un Hidroxido con un Oxiacido, pero tambien se pueden formar por la unión de un Metal + Radical Las oxisales se nombran colocando el nombre del radical seguido del nombre del metal. Ejemplo:

Ejemplos:

Sulfato de Itrio Clorato de calcio Bromato de Zinc

Ca+2 + 2(ClO2)-1 → Ca(ClO2)2

Te augue aliquam elaboraret mel, an vis veniam honestatis. At mea bonorum facilisi salutandi, veniam vivendum tujno.

Mn(OH)2 + H2SO3 → MnSO3+2H2O

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OXISALES

Las Reacciones Químicas en la vida cotidiana

Ecuación Química ¿Qué es una ecuación química? Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. En la cual se muestra las sustancias que reaccionan "reactivos o reactantes" y las sustancias que se obtienen "productos". También indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.

CO2 + H2O -----> H2CO3

Una ecuación química debe: Cumplir con la ley de conservación de la materia. Cumplir con la ley de conservación de la carga. Cumplir con la ley de conservación de la energía. Corresponder a un proceso real.

Formación de lluvia acida en las grandes ciudades por las grandes cantidades de dióxido de carbono (CO2)

Simbologia de la ecuación química Símbolo químicos: Determina que elemento de la tabla periódica se esta utilizando en la ecuación. Coeficiente: Determina el número de moléculas que hay ejemplo: 2H2 (Significa que hay dos moléculas de H2). Símbolo aritmético (+): Significa al reaccionar con, representa la unión de dos o más compuestos o elementos.

Leemos la ecuación que corresponde a la formación del agua de la siguiente forma: Al reaccionar 2 moléculas de hidrogeno (H2) con una molécula de oxigeno (O2), se produce o se obtiene una melecula de agua (H2O).

Símbolo convencional (----->): Significa produce, decir en que se convierte la unión de dos o más compuestos o elementos. Subíndice: Indica el numero de elementos que hay presentes. Ejemplo: H2O (hay dos átomos de hidrogeno y uno de oxigeno).

Las Reacciones Quimicas en la vida cotidiana Las reacciones quimicas se expresan en ecuaciones quimicas

Simbología de la ecuación química 1

Una flecha doble (

La letra delta mayúscula ( ) colocada sobre la flecha ( que se suministra calor a la reacción.

Estado fisico de las sustancias: Se coloca (s) para el estado sólido; (l)

) indica que la reacción se efectúa en ambas direcciones y establece un equilibrio entre los reactivos y los productos. ) indica

para el estado líquido; (g) para el estado gaseoso; y (ac) para las sustancias en solución acuosa.

H2O(l)

H2(g) + O2(g)

Al aplicar calor al agua (H2O) esta se descompone produciendo H2 (molécula de Hidrogeno) y O2 (molécula de Oxigeno).

HIDROGENO HELIO CLORO FÓSFORO MAGNESIO ANTIMONIO PLUTONIO ARSÉNICO

La oxidación es un ejemplo muy común de reacción quimica en nuestra vida cotidiana

Las Reacciones Quimicas en la vida cotidiana

Balanceo de ecuaciones por tanteo En el balanceo por tanteo se busca cumplir con la ley de la conservación de la materia o masa propuesta por Antoine de Lavoisier. El método consiste en dar coeficientes al azar par lograr equilibrar el número total de cada elemento en la ecuación.

Balanceo

Ejemplo:

de la ecuación química 1

Para que una ecuación pueda cumplir con la ley de la conservación de la masa o materia, debe tener el mismo numero de elementos tanto en los reactivos como en los productos. Por ello se aplica el balanceo de ecuaciones existen varios tipos de balanceo:

Balanceo por tanteo

Balanceo por oxidación y reducción o redox

Balanceo algebraico

2HCl + O2 → H2O + Cl2 2=H=2 2=Cl=2 2=O=2

En la siguente ecuación se muestra la producción de CO2 a partir de la reaccion del metano (CH4) con el oxigeno (O2). Podras observar como la ecuación se encuentra balanceada.

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Balanceo de ecuaciones por Oxidación y Reducción En este metodo se identifican los números de oxidación de los elementos y radicales en la ecuacón, para posteriomente localizar cual se oxida y cual se reduce, luego se multiplican los números, para obtener un numero en comun y poder luego balacear la ecuación.

AMERICIO BORO CALCIO ORO PLATA

En la imagen se puede apreciar una ecuación balanceada correspondiente a la producción de Carbonato de Calcio. - Oxida

Reduce +

GALIO ARGÓN NEÓN

Las Reacciones Quimicas en la vida cotidiana Las reacciones quimicas se expresan en ecuaciones quimicas

Balanceo de la ecuación química El método algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes estequeométricos. a MnO2 + b HCl → c MnCl2 + d Cl2 + e H2O a, b, c, d y e son los coeficientes estequeométricos a hallar. Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos. Mn: a = c O: 2 a = e H: b = 2 e Cl: b = 2 c + 2 d Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a. Se tiene: 1 = a = c 2.1=2=e

e =2

2.2=4=b

b=4

TULIO

Por último se despeja d y se tiene:

PLOMO

b – 2c / 2 = d

CADMIO

d=1

FRANCIO

Puede entonces plantearse la reacción:

MANGANESO FLUOR TECNECIO BROMO

reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1

1MnO2 + 4 HCl → 1MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2O Si se verifica con el balance de los átomos se tiene: Mn 1átomo en reactivos y productos O 2 átomos en reactivos y productos H 4 átomos en reactivos y productos Cl 4 átomos en reactivos y productos

Ejemplo de Balanceo por Redox

Balancear la siguiente reacción química: Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos: 1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor.

2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente forma: 3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2. 4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2. 5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:

6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:

7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:

8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:

Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones: Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce. Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida. Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida. Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción. e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción e- transferidos = 4e- = 4e-

Entalpía y Entropía Reacciones Quimicas

13 DICIEMBRE

Entalpía

Entropía

La entalpía (H) expresa una medida de la cantidad de energía (calorifica) absorvida y cedida por un sistema termodinámico.

La entropía (S) es un potencial termodinamico que da la condución de equilibrio y de espontaneidad para una reacción quimica.

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Entalpía Encontrar la (H) que hay en una reacción expresada en la siguiente ecuación: Ca(OH)2(s) + 2HCl(g) → CaCl2(s) + 2H2O(l) REACTIVOS: La entalpia se busca de acuerdo al estado del compuesto o elemento, en una tabla de valores ya establecida y se coloca (tu ecuación debe estar bien escrita y balanceada antes de este paso):

PRODUCTOS: De igual manera se buscan los valores de las entalpias de los elemtos o compuestos establecidos:

Ca(OH)2(s): - 235.8 kCal

2H2O(l): 2 (- 68.32)= - 136.64 kCal

2HCl(g): 2 (-22.06)= - 44.12 kCal

Se multiplica el valor del coeficiente.

CaCl2(s): - 190.0 kCal

Se suman: - 326.64 kCal

Se suman: - 279.92 kCal

Una vez obtenida ambas sumas se aplica la formula de la entalpia: ΔHºR= ΔHº(Productos) - ΔHº (Reactivos) Sustitución:

ΔHºR= ΔHº(-326.64 kCal) - ΔHº (- 279.92 kCal)

Química Inorgánica

V.A.H.P

Reacciones

Quimicas

Entropía

Sustancias

Encontrar la (S) que hay en una reacción expresada en la siguiente ecuación: 4HCl(g) + O2(g) → 2Cl2(g) + 2H2O(l)

REACTIVOS: La entropía se busca de acuerdo al estado del compuesto o elemento, en una tabla de valores ya establecida y se coloca (tu ecuación debe estar bien escrita y balanceada antes de este paso):

PRODUCTOS: De igual manera se buscan los valores de las entropíasde los elemtos o compuestos establecidos:

4HCl(g): 4 (44.62)= 178.48 cal/mol k

2H2O(l): 2 (16.72)= 33.44 kCal

O2(g): 49 cal/mol k

Se multiplica el valor del coeficiente.

2Cl2(g): 2 (53.29)= 106.58 cal/mol k

Se multiplica el valor del coeficiente. Se suman: 140.02 cal/mol k Se suman: 227.48 cal/mol k

Una vez obtenida ambas sumas se aplica la formula de la entropía: ΔSºR= ΔSº(Productos) - ΔSº (Reactivos) Sustitución:

ΔSºR= ΔSº(140.02 cal/mol k) - ΔSº (140.02 cal/mol k)

Química Inorgánica

V.A.H.P

Relación

Cuantitativa

Relación

Ponderal Volumétrica Química Inorgánica

Estequiometría Diciembre 2013

¿Qué es estequiometría? La estequiometría es la rama de química e ingeniería química que se ocupa de las cantidades de sustancias que introduce y son producidas por reacciones químicas. Estequiometría proporciona las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química. Por ejemplo, cuando el metano se une con oxígeno en una combustión completa, 16g de metano requieren 64g de oxígeno. Al mismo tiempo 44g de dióxido de carbono y 36g de agua se forman como producciones de reacción.

Cada reacción química tiene su característica proporciones. Método de obtención de fórmulas químicas, ecuaciones, pesos atómicos y pesos moleculares y determinación de qué y cuánto se utiliza y producidas en los procesos químicos, es la principal preocupación de la estequiometría

Estequiometría Masa Molar desde Volumen Molar ¿Cuántos gramos de O2 habrá en 10 litros de este gas en condiciones de temperatura y presión normal? Resolución: Primero se busca la masa Proseguimos a sustituir y molar o molecular del tenemos que para sacar la compuesto o elemento que masa es: deceamos buscar la masa: MM= (32 gramos)(10 L) O2= 2(16)= 32 gramos -------------------------22.4 L Despues igualamos la masa molecular o molar a la constante (22.4 L la cual se multiplicara por el coeficiente de la sustancia o elemento). O2= 22.4 L

Volumen Molar desde Masa Molar ¿Qué volumen ocupan 56 gramos de N2 medidos a temperatura y presión normal? Resolución: T = 0°C = 273 K P = 1 atm =760 mm de Hg = 760 torr Primero se busca la masa molar o molecular del compuesto o elemento que deceamos buscar el volumen: O2= 2(14)= 28 gramos Despues igualamos la masa molecular o molar a la constante (22.4 L la cual se multiplicara por el coeficiente de la sustancia o elemento). N2= 22.4 L

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Proseguimos a sustituir y tenemos que para sacar el volumen es: VM= (56 gramos)(22.4 L) -------------------------28 gramos

Estequiometria La Formula Real 1.- Conocer la composición al 100% 2.- Dividir el porcentaje de cada elemento entre el peso atómico 3.- Los valores encontrados se dividen entre menor de ellos 4.- Los números que expresan la relación serán subíndices en la fórmula. 5.- Si son decimales se redondean (formula empírica) 6.- Obtener la masa molar de esta. 7.- Divide la masa molar del problema entre la masa molar empírica. 8.- El valor o pedido se multiplica por la fórmula empírica (formula real o molecular).

Ejemplo: Encontrar la formula de: Ca= 25 % P= 39.2 % O= 35.5 % --------------------

Ca= 25 % / 40 = 0.6325 / 0.6325 = 1 P= 39.2 % / 31 = 1.2645 / 0.6325 = 2 O= 35.5 % / 16 = 2.2187 / 0.6325 = 4 CaP2O4 → Ca: 1 x 40= 40 P: 2 x 31= 62 O: 4 x 16= 64 ----------------------166 326 ---------- = 1.9638= 2 166 Qualisque iudicabit pri eu. Eos percipit oporteat vulputate ad. Ad erat malis eum, qui amet tritani ut, te ancillae voluptatum sea. Choro molestie ut sea. Te posse veniam munere vix, nostrum singulis ei vel. Cum cetero democritum ad.

Formula final: Ca2P4O8

2CaP4O8

Estequiometría Mol - Mol Calcular la cantidad en moles que se obtienen de hidróxido de sodio, cuando reacciona 0.45 mol de hidróxido de calcio en la ecuación carbonato de sodio más hidróxido de calcio producen hidróxido de sodio más carbonato de calcio.

Mol - Masa

Hacer la Ecuación: Na2 CO3 + CaOH2 → NaOH + CaCO3 Balancear la Ecuación: Na Co + CaOH 2

→

2NaOH + CaCo

2.- Mol a Obtener: NaOH=2 mol Mol a Reaccionar: CaOH 1 mol

¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio se obtienen cuando reacciona con 3.2 moles de amoniaco con suficiente magnesio en la ecuación?

(Los moles dependen del coeficiente de la ecuación balanceada, y si no tiene se le pone 1.) 3.- Relación Estequiometrica

→

Mg3 N2 + H2

Balanceada: 2NH3 + Mg → Mg3 N2 + 3H2

X=(W sust.)(Mol Obtener)

2.-Obtener:

Mol Reacciona

Mg3N2

4.- Sutituciòn:

Mg= 3 x 24= 72

X=(0.45mol)(2 mol) 1 mol

NH3 + Mg

N = 2 x 14= 28 R=0.9 mol de NaOH

100gr 3.-Reacciona:NH3 NH =2mol (se toma el 2 del coeficiente de la ecuación balanceada) 3

4.- Relación Estequiometrica X=(W sust.)(MM.Obtener) Mol Reacciona X=(3.2mol)(100gr) 2 mol

R= 160gr de Mg N 3

Estequiometría Masa - Mol ¿Cuántos moles de HCl se necesitan para obtener 10gr de cloruro hipomanganoso en la ecuación? HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2+ H2O Balanceada: 4HCl + MnO2

→

MnCl2 + Cl2+ 2H2O

2.-Obtener: MnCl2 Mn= 1 x 55=55 Cl2= 2 x 35=70 MM=125gr 3.-Reacciona: HCl HCl= 4 mol (se toma el 2 del coeficiente de la ecuación balanceada) 4.- Relación Estequiometrica X=(W sust.)(Reacciona) Obtiene X= (10gr)(4mol) 125gr R= 0.32 mol de MnCl2

Masa - Masa Se requiere alcanzar 50 gramos de ácido sulfúrico ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se deben formar en la ecuación: Acido Sulfúrico mas hidróxido de sodio más sulfato de sodio más agua. 1.- H2SO4 + NaOH Balanceada: H2SO4 + 2NaOH

→

Na2SO4 +2H2O

2.- MM Obtener NaOH: Na:1 x 23=23 O:1 x 16=16 H:1 x 1=1 40gr x 2 = 80gr 3.-Reacciona: H2SO4 H: 2 x 1=2 S: 1 x 32=32 O: 4 x 16=64 98gr 4.-Relaciòn Estequiometrica X=(W sust.)(Obtiene) Reacciona X=

(50gr)(80gr) 98gr

R= 40.81 gr de NaOH Paulo sonet fabulas pri no, case efficiantur conclusionemque ex cum. Facer vitae veritus usu eu, nec an velit mollis maluisset. Usu ut wisi errem appellantur, has ex mollis argumentum. Ea usu populo repudiare, eu has diam iudico nusquam, illud aeque mentitum ne eos.

Na2SO4 +H2O

Estequiometria Volumen - Volumen

Encontrar el volumen en litro de una molécula de oxigeno que reacciona para obtener 50L de óxido de azufre en condiciones de temperatura y presión normal en la ecuación: Bisulfuro de Carbono más una molécula de oxigeno más oxido de carbono más anhídrido sulfuroso. (val. 4) Ecuación: Cs2 + O2 → CO2+ SO2 Ecuación Balanceada: 2.- Cs2 + 3O2 → CO2+ 2SO2

3.- Reacciona: O2 Usaremos la constante: 22.4L x 3 (tenemos coeficiente 3) = 67.2L

4.-Obtener = Usaremos la constante. O2 = 22.4L*2 (Porque tiene coeficiente 2) = 44.8L 4.- Relación Estequiometrica: X=(Vol. sust.)(Reacciona) Obtiene X=

(50L)(67.2L) 44.8L

Qualisque iudicabit pri eu. Eos percipit oporteat vulputate ad. Ad erat malis eum, qui amet tritani ut, te ancillae voluptatum sea. Choro molestie ut sea. Te posse veniam munere vix, nostrum singulis ei vel. Cum cetero democritum ad.

R= 7.5L de O2 R= 36.30 gr de Clorato de Potasio

Estequiometría Masa - Volumen ¿Cuántos litros de bióxido de carbono se obtienen cuando se descompone 20gr de carbonato de calcio en la ecuación carbonato de calcio se descompone y produce oxido de calcio más bióxido de carbono? Ecuación: CaCO3 → CaO + CO2 Ecuación Balanceada: 2.-CaCO3 → CaO + CO2

Volumen - Masa

C: 12 x 1=12

¿Cuántos gramos de clorato de potasio se necesitan para obtener 10L de oxígeno en la ecuación: Clorato de potasio se descompone y produce cloruro de potasio más una molécula de oxigeno ?

O: 16 x 3=48

Ecuación:

3.- MM Reacciona: CaCO3 Ca:40 x 1=40

100gr 3.-Obtener = Usaremos la constante. CO2 = 22.4L 4.- Relación Estequiometrica: X=(W sust.)(Obtener)= VG Reacciona X=

(20gr)(22.4L)

KClO3

Ecuación Balanceada: 2.- 2KCl3 → 2KCl + 3O2 3.- MM Reacciona: KClO3 K: 39 x 1=39 Cl: 35 x 1=35 O: 16 x 3=48

100gr R=4.48L de bióxido de carbono

→ KCl + O2

122gr x 2 (porque tiene coeficiente 2) 3.-Obtener = Usaremos la constante. O2 = 22.4L x 3 (Porque tiene coeficiente 3)= 67.2L 4.- Relación Estequiometrica: X=(W sust.)(Reacciona) Obtiene

(10L)(244gr) 67.2L