GRUPO 11ºAB SEMANA # 7 Período 1 (8 a 12 DE MARZO) 2021
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 Institución Educativa Cristo Rey “Buscando formar jóvenes con valores sociales, culturales, científicos y técnicos” | GESTIÓN ACADÉMICA | Período: 1 |
Fecha:8 a 12 de Marzo. | ||
Semana # 7 Periodo 1 |
11º | 11ºA 11ºB | DOCENTE EDILBERTO CARO ALVAREZ | CORREO 11° A 11aquimicacr@gmail.com 11° B 11bquimicacr@gmail.com |
TEMA/ EJES TEMÁTICOS | |
COMPETENCIAS O DERECHOS BÁSICOS DEL APRENDIZAJE | |
INDICADORES DE DESEMPEÑO | Realizo cálculos cuantitativos en cambios químicos. |
ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE (TALLER) | INSTRUCCIONES GENERALES Trabaja en grupo, reúnete virtualmente, uno de los integrantes escribe y envía trabajo al profe y a todos los compañeros y en una carpeta lo guardan para estudiar para las evaluaciones, roten la labor de escribir. Al iniciar trabajo escrito en su cuaderno. Escriban (semana #____ fecha, nombres completos, grado y grupo). 1. Leer el texto: En su cuaderno escriba las fórmulas parta calcular , pureza de reactivos y Rendimiento y el enunciado y desarrollo de los problemas, para que resuelva ejercicios propuestos ( # 6 y 7). ESTEQUIOMETRÍA (porcentaje de rendimiento y pureza)PUREZA DE LOS REACTIVOS. Con frecuencia en los laboratorios e industrias reactivos que se emplean presentan impurezas y esto afecta la calidad del producto, el cual no se obtendrá en estado puro. Como las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras es necesario estar seguros de que las cantidades tomadas para los cálculos correspondan a material puro que se encuentra en los reactivos con impurezas. La cantidad sustancia pura (SP) de una sustancia impura (SI) se puede calcular de la siguiente manera: SP = ( SI ) x %Pureza RENDIMIENTO O EFICIENCIA . La cantidad de producto que se obtiene en una ecuación química generalmente es menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones estequiométricas. El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas (algunos de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor es insuficiente, productos que forman nuevamente los reactivos). El porcentaje de rendimiento o eficiencia se establece remplazando o despejando los datos de la siguiente fórmula: % Rendimiento = (producción real/ producción teórica) x 100% PR % R = -------------- x 100% PT A continuación un video donde muestran la aplicación de la pureza y porcentaje de rendimiento en una reacción Ejercicios resueltos Analiza los siguientes ejercicios y con base en ellos y el vídeo, resuelve los ejercicios propuestos en cada caso. 1). ¿Cuántos gramos de ácido fluorhídrico (HF) se pueden obtener a partir de 200g de fluoruro de calcio (CaF2) de 90% de pureza?. Si la reacción es: CaF2 + H2SO4 → Ca SO4 + 2 HF Solución Paso No. 1: Hay que calcular la cantidad de CaF2 puro, en los 200gr de 90% de pureza, así: El 90% se asume como 90 gr (90% = 90gr) X = 200 g CaF2 Imp x 90 gCaF2 puros =18000 gr puros =180 gCaF2 puros 100 gr CaF2 Imp 100 Paso No. 2: Se deben convertir los gramos a moles, es decir a los 180g CaF2 puros a moles, así: Se determina la masa molar del CaF2: Ca = 40,08 g x 1 = 40,1 g Recordemos que 1 mol de CaF2 = 78,1 g. F = 19 g x 2 = 38 g 78,1 g 180 g CaF2 x 1mol de CaF2 = 180 mol de CaF2 = 2,3 moles CaF2 puros 78.1 g de CaF2 78,1 Paso No. 3: Se determina finalmente la cantidad de gramos de (HF) que se pueden obtener teniendo en cuenta la masa molecular de dicho compuesto, aplicando la razón molar con base en la ecuación química balanceada: Masa molar del HF: H = 1 g x 1 = 1 g F = 19 g x 1 = 19 g 20 g HF Recordemos que: 1 molde HF = 20 g Paso No4 : Dar respuesta al problema : Calculando los gramos de HF producidos 180g CaF2 x 1 mole de CaF2 x 2 moles HF x 20 g HF = 92g de HF 78.1g de CaF2 1 mole de CaF2 1mole HF Respuesta : se producen 92 g de Hf puros Rendimiento o Eficiencia ¿Cuántos gramos de HCl, se obtienen en la reacción de 30 moles de H2, con un exceso de cloro, si el rendimiento de la reacción es de 95%. La ecuación química es: H2 + Cl2 -------------- 2 HCl Solución Paso No. 1: No hay que transformar a g ya que el ejercicio nos dio los moles, entonces podemos, calcular las masa molares de las sustancias implicadas en el ejercicio y establecer las razones molares con base en la ecuación balanceada, así: Masa molar del HF: H =1,008 g x 1 = 1 g Cl = 35,5 g x 1 = 35.5 g 36.5 g HCl Recordemos que: 1 molde HCl = 36.5 g de HCl Se plantea la razón molar con base en la reacción química balanceada, así: 30 moles de H2 x 2 moles de HCl x 36.5 gr de HCl = 2187.6 g de HCl 1 mol de H2 1 mol de HCl 2187.6 gr de HCl Respuesta La anterior es la máxima cantidad de HCl que se puede obtener si el rendimiento fuera del 100% pero, como es sólo del 95%, la cantidad obtenida debe ser menor, entonces a dicha cantidad se le debe determinar su porcentaje real, de la siguiente forma: Si de 100 % de HCl ------------ Hay 2187,6gr de HCl Entonces 95 % de HCl -------------- X % Rendimiento = (producción real/ producción teórica) x 100% %R = Porcentaje de rendimiento PR = Producción real PT = Producción teórica PR % R = -------------- x 100% PT Reemplazando los valores tenemos y despejando de esta ecuación, PR : PR = PT x % R ----------------------- 100 X = 2187.6 g de HCl x 95 % g HCl = 207822 g de HCl = 2078.2 g de HCl 100 % de HCl 100 SE producen 2078.2 g de HCl con un rendimiento del 95% Resolver problemas proceso mostrado en la semana anterior, calculando reactivo Límite 2. Se hace reaccionar hidrógeno gaseoso con nitrógeno gaseoso para dar amoníaco también en forma gaseosa. Si partimos de 40 gramos de hidrógeno y 300 gramos de nitrógeno, calcular a) Reactivo Límite b) Reactivo en exceso y que cantidad sobra. c) Cantidad de amoníaco formado. 3. Se hacen reaccionar 2 moles de dióxido de manganeso con 6 moles de ácido clorhídrico, según la ecuación: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O Calcular: a) reactivo Límite b) la masa en gramos que sobra del reactivo en exceso; c) la masa en gramos de agua formada. d) la masa en gramos de Cl2 formada. e) la masa en gramos de MnCl2 formada. 4. Se hacen reaccionar 20 g de H2 con 100 g de N2 . La ecuación que represente el proceso es: 3 H2 + N2 → 2 NH3 A. Calcule el reactivo Límite B. Calcula la masa de NH3 que se obtendrá. C. Cantidad en gramos de N2 que reacciona realmente. D. cantidad en gramos que sobra de N2 5. La reacción entre aluminio y óxido de hierro(III) puede producir temperaturas cercanas a los 2Al + Fe2O3 ® Al2O3 + 2Fe En un proceso se hicieron reaccionar a) Cuál es el reactivo Límite (hacer proceso matemático) b) Calcúlese la masa (en gramos) de Al2O3 que se formará. Respuesta : 246,93g Al2O3 c) ¿Cuánto del reactivo en exceso quedó sin reaccionar al final de la reacción?. Respuesta : 1.46 mol Fe2O3 6. En la síntesis del amoniaco reaccionan 50 moles de H2 con 50 moles de N2 . 3 H2 + N2 → 2 NH3 a) Calcula los gramos que sobran del reactivo en exceso. Respuesta = 933.33g B)Cuál es la masa en gramos de amoniaco que se obtiene. Respuesta =566.67 g 7. Calcula la masa de óxido de aluminio que se obtendrá al calcinar 2 kg de hidróxido de aluminio de una pureza del 90%. En la reacción también se produce agua. La ecuación que describe el proceso es: 2 Al(OH)3 → Al2 O3 + 3 H2 O Respuesta =1176,92 g de Al2O3 8.En la oxidación de 80 g de hierro con el suficiente O2 se obtienen 95 g de óxido de hierro(III).
La ecuación que describe el proceso es: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2 O3 Calcula: a)La cantidad de Fe2O3 b) El rendimiento de la reacción. Respuesta = 114,3 g de Fe2 O3 , Rendimiento = 83.1% |
FECHA Y MEDIO DE ENTREGA | 12 de Marzo y se envía al correo de cada grupo: |
RECURSOS VÍDEOS, REFERENCIAS | |
HORA DE ATENCIÓN PARA EL GRUPO | 11º A jueves Hora : 2.20 a 4:30 Pm 11º B Martes y jueves Hora : 1.25 a 2:20 Pm A través de videoconferencia en el link: Para ingresar debes tener correo de www.gmail.com Si no lo tienes debes crearlo. |
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