Problemas de Estequiometría Completo

 

Cómo resolver los problemas de la práctica Estequiometría de Reacción Profesora Vielka de Barraza

 

1)

Par Para a la oxidac oxidación ión de la glucosa, expresada por la ec ecuació uación n que se mue muestra stra a conti continuació nuación: n:

C6 H12 O6 + O2 → CO2 + H2 O a)

¿Cuántos moles de dió dióxido xido de ca carbono rbono se prod producir ucirán án en la o oxidació xidación n completa de 2.0 mol de glucosa?

Pasos:

• Balance de la ecuación • Determinar los moles del producto a partir de los moles del reactivo que da el problema. • Multiplicar los moles de glucosa que da el problema por la relación molar entre el dióxido de carbono y la glucosa que da la ecuación balanceada.

C6 H12 O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2 O mol CO2 = 2 mol C6 H12 O6 x

6 mol CO2 = 12 mol CO2   C6 H12 O6

 

2) Par Para a la reacción de síntesis del amonia amoniaco, co, expresada por la ecuación: H2 + N2 → NH3 Determine: a) ¿Cuántos moles de amoníaco se pueden producir con 8.0 moles de hidrógeno hidrógeno que reaccionan con nitrógeno? b) ¿Cuántos moles de N2 serán necesarias necesarias para que reaccionen los 8 moles de H 2? Pasos

• Balance de la ecuación • En la parte a, calcular los moles del producto amoniaco amoniaco a partir de los moles del reactivo nitrógeno utilizando la relación molar entre ellos que da la ecuación balanceada.

• En la parte b, calcular los moles del reactivo hidrógeno a partir de los moles del reactivo nitrógeno utilizando la relación molar entre ambos reactivos que da la ecuación balanceada. balanceada.

 

3 H2 + 1 N2 →2 NH3

mol NH3 =

8 mol H2 x 2 NH3 / 3 H2= 5.33 mol NH3

mol N2 = 8 mol H2 x

  

= 2.67 mol

 

3) ¿Qué masa de hidrógeno puede producirse haciendo reaccionar 6 mol de aluminio con HCl mediante mediante la siguiente reacción de simple desplazamiento? desplazamiento? Al + HCl → H2 + AlCl3

Pasos:

• Balance de la ecuación • Con la ecuación balanceada, usando la relación molar rentre el reactivo Al y el producto H 2 determinar los moles del producto H2. • Transformar los moles del H 2 obtenidos en gramos de H 2 con la masa molar del H2.

mol de Al → mol de H2 → g de H2 2 Al + 6HCl → 3H2 + 2 AlCl3

mol H2 = 6 mol Al x

3 mol H2 = 9 mol H2 2 mol Al

2 g H2 g H2 = 9 mol H2 x 1 mol H 2 = 18 g H2

 

4) ¿Cuántos moles de agua se pueden producir quemando 325 325 g de octano (C8H18) en presencia de O2? C8H18 + O2 → CO2 + H2O Pasos

• El balance de la ecuación • Transformar los gramos de octano en mol de octano • Con los mol del reactivo octano y la relación molar de la ecuación balanceada obtener los mol del producto agua. agua.

g C8H18 → mol C8H18 → mol H2O Ma sa molar

Relación molar de la ecuación balanceada

 

2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

masa molar C8H18 = 114 g/mol 1 mol

mol C8H18 = 325 g x 114 g = 2.85 mol mol H2O = 2.85 mol C8H18 x

     

= 25.65 mol

 

5. ¿Qué masa de CO2 se produce de la combustión completa de 100 g de (C 5 H 12)? C5 H 12 + O2 → CO2 + H2O Pasos:

• Balance de la ecuación: • g del reactivo transformar em mol del reactivo • Mol del reactivo transformar em mol del producto • Mol del producto transformar en g del producto g C5 H 12 → mol C5 H 12 → mol de H2O → g de H2O Masa molar

Relación molar de la ecuación balanceada

Masa molar

 

C5 H 12 + 25 O2 → 5 CO2 + 6 H2O masa molar C5H12 = 72 g/mol mol C5 H 12 = 100 g C5H12 x

.  C5H12   C5H12

= 1.39 mol mo l C5 H 12

 H2O 6 mol H O = 150 g H2O g H2O = 1.39 mol C5 H 12 x 1 mol C H2 12 x  H2O 5

 

6) ¿Qué volumen de oxígeno en condiciones de TPS se formará a partir de 0.5 mol de KClO3 (TPS = temperatura y presión estándar, es tándar, 1 atmós atmósfer fera a de presión y 273 K). El volumen m molar olar de un ga gass a TPS = 22.4 L KClO3 → O2 + KCl

• La ecuación balanceada • Calcular los mol del producto O2 a partir del mol del reactivo y la ecuación balanceada. • Como el reactivo es un gas a T= 273.15 K y la presión de 1 atm. El volumen se calcula con la constante 22.4 L/mol del volumen molar de un gas. mol KClO3 → mol O2 → Volumen O2 Relación molar de la ec.

Volumen molar de un

balanceada

gas a TPS

2 KClO3 → 3 O2 + 2 KCl 3 molO

2 Volumen O2 = 0.5mol KCl x 2 KClO x KClO 3

22.4 l 1 mol

= 16.8 L

 

7) ¿Cuántos g de Al deben reaccionar con H 2SO4 para producir 1.25 L de H2 (g) en condiciones de TPS? Al (s) + H2SO4 (l) → Al2 (SO4)3 + H2 (g) 2Al (s) + 3H2SO4 (l) → Al2 (SO4)3 + 3H2 (g)

g Al = 1.25 1.2 5 LLH H2 x (1 mol/ 22.4L) x (2 mol m ol Al/3 mol H2) x (27 g Al Al/1 /1 mo moll Al Al)) =1. =1.004 004 g

 

8) ¿Qué volumen de O2 reaccionará con 150 L de hidrógeno para formar vapor de agua? O2 (g) + H2 (g) → H2O (g) Cuando todos los reactivos y productos Cuando productos se encuentran encuentran en estado e stado gaseoso gaseoso a la misma mis ma temperatura temperatura y presión presi ón la proporción de los volúmenes es igual a la proporción de los moles. (Ley de volúmenes de reacción de Gay Lussac).

Pasos

• Balance de la ecuación • Calcular el volumen del vapor de agua con el volumen de hidrógeno y la relación molar entre el oxígeno y el agua. Esa es la misma relación que guardan los volúmenes.

O2 (g) + 2H2 (g) → 2H2O (g) Volumen O2 = 150 L H2 x 1 L O2 = 75 L 2 L H2

 

9) El tricloruro de antimonio puede ser preparado por la reacción que aparece a continuación: Sb2O3 + NaC NaCll + H2SO4 → SbCl3 + Na2SO4 + H 2 O Si se mezclan 20 g de Sb2O3 , 60 g de NaCl, 150 1 50 g de una solución de H 2SO4 al 50% p/p. a) Determine el máximo rendimiento de SbCl3 a partir de las cantidades de reactivos. b) ¿Qué limita li mita la reacción? Pasos:

• Balance de la ecuación • Determinar los gramos de H 2SO4 con los g de la solución y el %. • Determinar los mol de cada reactivo. • Determinar cuál de los tres es el reactivo limitante. • Con el reactivo limitante determinar cuanto se produce, esa es la cantidad máxima, por consiguiente consiguien te el máximo rendimie rendimiento. nto.

 

Ec. balanceada

1 Sb2O3

+

6 NaCl

↓

+

↓

3H2SO4 → 2 SbCl3 + 3 Na2SO4 + 3H2 O 150 x





masa

20 g

60 g

75 g

Masa molar

292 g/mol

58.5 g/mol

98 g/mol

mol

0.068 mol

1.025 mol

0.98 mol

0.068mol/1moll 0.068mol/1mo

1.025mol/6mol 0.98mol/3mol

   . .

comparación

0.068

reactivo limitante

Sb2O3

<

0.1708

0.3267

Con los moles del Sb 2O3 y la relación molar entre el SbCl3 y el Sb2O3 de la ecuación balanceada se determinan los moles de SbCl3

mol SbCl3 = 0.068 mol Sb2O3 x

   bCl3  

Sb2O3

= 0.136 mol SbCl3

 

10) Considere Considere la reacción: Fe + H2O → Fe3O4 + H2 Determine: a) ¿Cuántos moles de Fe3O4 se pueden obtener haciendo reaccionar 16.8 g de Fe con 10 g de H2O? b) ¿Qué sustancia es el reactivo limitante? li mitante? c) ¿Qué sustancia está en exceso? d) ¿Cuántos g del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? Estrategia 1. Rec Reconoce onocerr que es un probl problema ema de rreac eactiv tivo o limi limita tante. nte. 2. Det Determ ermina inarr cuá cuáll es el rreac eactiv tivo o li limit mitant ante. e. 3. Con los mol del rreac eactiv tivo o limi limita tante nte deter determina minarr. a. Cuá uánt nto o sse e pr prod oduc uce e de dell Fe Fe3O4 b. Cuá Cuánto nto se cconsume onsume del ot otro ro rreac eactiv tivo o que est está á en ex exceso. ceso.

4. Determ Determinar inar los g en exceso exceso del react reactivo ivo en en exceso. exceso.

 

Determinación del reactivo limitante Fe

Ec. balanceada

3 Fe

masa

16.8g

masa molar

56   

m ol factor estequiométrico

+

+



H2 O

→

4 H2 O

→

10 g 18

 

0.2857 mol

0.556 mol

3 mol

4 mol

   é Comparar las relaciones

0.09523 < Reactivo limitante = Fe

0.139

Fe3O4 +

1 Fe3O4 +

H2 4 H2

 

Determinar los mol del producto producto a partir del reactivo limitante

mol de Fe3O4 = mol re reactivo activo limitante x relación molar entre

mol de Fe3O4 =

0.285 0.2857 7 mol de Fe x

  

de Fe3O4

   

mol Fe3O4 mol mol re react activ ivo o limita limitante nte

= 0.9523 mol de Fe3O4

Determinar los gramos del del reactivo r eactivo en ex e xceso que reaccionan re accionan a partir del reactivo limitante.

g H2O que reaccionan = 0.2857 mol Fe x

  g H2O

 

x

 H2O

  H2O

= 6.8568 6.85 68 g H2O

Determinación de de los gramos del reactivo en exceso que no reaccionan

g H2O en exceso exceso = g de H2O iniciales – g de g H2O que reaccionan g H2O en exc exceso eso = 10 g g H2O

- 6.8568 g H2O = 3.14 g

 

Respuestas

a) ¿Cuántos moles de Fe3O4 se pueden obtener haciendo reaccionar 16.8 g de Fe con 10 g de H 2O?

0.9523 mol

b) ¿Qué sustancia sus tancia e ess el reactivo limitante?

Fe

c) ¿Qué sustancia s ustancia está en exceso?

H2O

d) ¿Cuántos g del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? 3.14g

 

11) El amoníaco puede producirse por la reacción en fase gaseosa de hidrógeno y nitrógeno nitr ógeno moleculares. Si se mezclan 50 g de ccada ada uno de estos ga gases ses y se s e forma 50 g de NH3. N2 + H2 → NH3 Determine: a) El reactivo limitante b) El rendimiento teórico; c) El % de rendimiento; d) El reactivo que está en exceso e) Los gra gramos mos del reactivo en exceso que no reaccionan f) El volumen real de NH 3 que se formará en condiciones de TPS; g) Los moles de H 2 que se necesitan par para a reaccionar con N2; h) Las moléculas de nitrógeno que se emplearán para reaccionar con el hidrógeno.

 

a) Determinación del reactivo limitant limitante e Ecuación balanceada masa masa molar mol factor estequiométrico

1

N2

+

3

H2

50g

50g

28

 

2

1.786 mol

25 mol

1

3

0.8928 <

8.33

 

   é Comparar las relaciones

Reactivo limitante = N2

→ 2 NH3

50g 17

 

 

b) Determinación del rendimiento teórico ( es la determinació determinación n de los moles o los gramos del producto a partir del reactivo limitante).

mol de NH3 = mol reactivo limitante limitante x relación molar entre

mol de NH3 =

1.786 mol N2 x

mol NH3 mol rea reacti ctivo vo limit limitant ante e

= 3.752 mol NH3

Rendimiento Re ndimiento teórico en g = 3.752 mol NH 3 x

17 g NH3 = 60.724g  NH3

    ó x 100 c) Porcentaje Porcentaje de rendimien rendimiento to = 

Rendimiento real = 50 g NH3  

% rendimiento = . = 82.33 %

 

d) Reactivo en exceso : H 2 e) Determinación de los gramos del reactivo en exceso que no reaccionan

Primero hay que determinar los gramos del reactivo en exceso que reaccionan a partir del reactivo limitante.   H2   H2 g H2 que reaccionan = 1.786 mol N 2 x   x  H2 = 10.176 g H2 g H2 en exceso = g de H2 iniciales  –  g de H2 que reaccionan

g H2 en exceso exceso =

50 g g H2 -

10.176g H2 = 39.28 g

 

f) Volumen real NH3 = 50 g x

       

x

.  

g) mol H2 que reaccionan = 1.786 mol N 2 x

h) Moléculas de N 2 = 1.786 mol N 2 x

= 65.88 L

 g

H2

 

= 5.358 mol

.  é  

 

Conceptos relacionados con el % de pureza •

gramos de la sustancia pur gramos pura a • gramos de la muestra de la sustancia pura + impurezas • % de pureza • ecuación balanceada

% de pureza A =

               +

gramos de la muestra de A + impurezas =

     %  

x 100

x 100

gramos de A pura siempre se obtienen de la ecuación química balanceada

 

12) Una solución que contiene 3.5 g de fosfato de sodio reacciona con otra solución que tiene 6.4 g de nitrato de bario. ¿ ¿Cuántos Cuántos gramos de fosfato de bario pueden form formarse? arse? Ecuación balanceada m as a masa molar

2 Na3PO4 + 3.5 g

3 Ba (NO3)2   →1 Ba3(PO4 )2 + 6. 4 g

164.0

2 61

0.02134

0. 02 452

2

3



0.02134

0.02452

     é é

2 0.01067

3 >0.0081

mol factor estequiométrico

Comparar las relaciones

Reactivo limitante

60 1

6 Na NO3

 

13) Halle la pureza de una muestra de sulfato de amonio de la que tomados 13.162 13.1 62 g y tratados con c on exce exceso so de sosa cáustica h hacen acen desprender desprender 3.77 L d de e amoniaco en condiciones TPS. 1 (NH4)2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2 SO4 + 2 NH3 + 2 H2O

g (NH4)2SO4 = 3.77 L NH3 x

132 g 1 molNH3 1mol (NH4)2SO4 x = 11.11 g x 2 mol NH 22.4 LNH 1mol (NH ) SO 3

11.1 11 .11 1g

% Pureza = 13.162 x 100 = 84.4%

3

4 2

4

 

14) Calcule la cantidad de caliza cuya riqueza en CaCO 3 es del 83.6 %, que podrá ser atacada por 150 mL de HCl 0.15M. CaCO3 + 2 HCl → H2CO3 + CaCl2 mol

1L

x 0.15 1 L = 0.0225 mol HCl = 150 mL x 10 1000 00 mL 1 molCaCO3

g CaCO3 = 0.0225 mol HCl x 2 molHCl 100 g

100 g CaCO

x 1 molCaCO 3 = 1.125 g 3

g de caliza = 1.125 g CaCO3 x 83.6 g = 1.1345 g

 

15) Una muestra de piedra caliza de 413 mg que contiene carbonato de calcio, se trata con ácido oxálico (H2 C2 O4) para dar oxalato de calcio. La masa de oxalato de calcio es de 472 mg. Calcule el porcentaje de carbonato de calcio en la piedra caliza. CaCO3 + H2C2O4 → Ca C2O4 + CO2 + H2O

gCaCO3 % CaCO3 = piedra x 100 caliza

Ca C2O4 128 g/mol g CaCO3 = 472  10 − g Ca C2O4 x % CaC aCO O3 =

1 molCaCO3 100gCa CO3 1 molCa C2O4 x x = 368  10 − 128 g Ca C2O4 1 molCa C2O4 1 molCa CO3

368 mg x 100 = 79.48 % 413 mg

 

16) ¿Qué volumen de nitrato de plata 0.93 M será necesario para precipitar como AgBr todo el ion Br 1- en 70.0 cm3 de CaBr 2 0.256 M. La reacción es  AgNO3 (ac) + CaBr 2 (ac) → Ag Br (s) + Ca(NO3)2 (ac) 2AgNO3 (ac)+ CaBr 2 (ac) →2 Ag Br (s)+ Ca(N Ca(NO O3)2 (ac)

mol = V (L) x M mol CaBr2 = 0.070 L x 0.256 mol⁄L = 0.01792 mol

mol AgNO3 = 0.01792 0.0179 2 mol C CaBr aBr2 x (2 mol AgNO3/ 1 mol CaBr2 ) = 0.03584 V AgNO3 = 0.03584 0.035 84 mol AgNO3 / 0.93 M = 0.0385 L = 38.54 mL

 

17) Para Para la siguiente reacción determine CaCO3 (s) + H3PO4 (l) → Ca3 ( PO4)2 (s) + CO2(g) + H2O (l) a) ¿Qué cantidad cantida d de fosfato de calcio se forma al reaccionar 10 g de carbonato de calcio? b) ¿Qué volumen de CO2 se obtendrá si reaccionan 10 g de carbonato de calcio y suficiente ácido fosfórico? c) ¿Qué volumen de CO2 se obtuvo si se formaron 0.1 moles de agua en condiciones TPS? (densidad del agua es 1.0 g/mL) d) Si se forman 40 g de agua, cuantos moles de carbonato de calcio se emplean. 3 CaCO3 (s) + 2H3PO4 (l) → Ca3 ( PO4)2 (s) + 3CO2(g) + 3H2O (l ) a) g C Ca a3(PO4)2 = 10 g CaCO3 x(1 mol CaCO3/100CaCO3 g)x(1mol Ca3(PO4)2 /3mol CaCO3) x 310 g/mol = 10.33g b) V CO2 = 10 g CaCO3 x(1 mol CaCO3/100 g)x(3mol CO2 /3mol CaCO3) x 22.4 L /1 mol =2.24 L c) V CO2 = 0.1 mol H2O x (3 mol CO2/3mol H2O) x

. .    

= 2.24L

d) mol CaCO3 = 40 g H 2O x (1 mol H2O/ 18 g H2O) x ( 3 mol CaC CaCO O3 / 3 mol H2O)= 2.22 mol

 

18) El arsénico contenido en una muestra de 1.22 g de un pesticida se convirtió en AsO 4 3- por medio de un tratamiento químico adecuado. El AsO 4 3- se tituló con una solución que contiene iones de Ag 1+ para formar un precipitado de Ag 3AsO4. Si se utilizaron 25 ml de la solución de Ag 1+ 0.102M para alcanzar el punto de equivalencia en la titulación, ¿ Cuál es el % de As en el pesticida? R. 5.22% As + reactivos → AsO 4 3- + productos

AsO4 3- + 3 Ag1+ → Ag3AsO4 mol Ag = 0.025 L x 0.102 mol/L = 2.55  10 − mol mol AsO4 3- = 2.55  10 − mol Ag x ( 1mol AsO4 3- / 3 mol Ag ) = 8.5 x 10− mol As = 8.5 x 10− mol AsO4 3- x (1 mol As/1 mol AsO4 3- ) = 8.5 x 10− mol g As = 8.5 x 10− mol As x (75 g AS/1 mol As) = 0.06375 g

% AS = (0.06375 (0.06375 g As/ 1.22 g pesticida) x 100 100 = 5.22%

 

19. Una muestra de 1.03 g de una pomada oftálmica que contiene un antibiótico llamado cloromicetina de fórmula C11 H 12O5 N2 Cl2, se s e trató químicamente para convertirla en iones de Cl-. El Cl1- se trató con una solución s olución de Ag+ para precipitarlo como AgCl. Si el AgCl A gCl pesó 0.129 g calcule c alcule el porcentaje en peso de cloromicetina en la muestra mues tra de la pomada.

• R. 14.1 14.1% % % cloromicetina = (gramos cloromicetina/ gramos de pomada) x 100 1. Clor Cloromicetina omicetina + reactivos = cloruro cloruro + otros pro productos ductos 2. Cloruro + iones de plata = cloruro de plata Estequiometría de reacción: calcular los gramos de cloruro a partir de los gramos gramos de cloruro de palta. Estequiometria de sustancia pura conociendo los gramos de cloro presentes y la fórmula de la cloromicetina se pueden calcular los gramos de cloromicetina. cloromicetina.

 

Cl1- + Ag+ → AgCl mol Cl1- = 0.129 g AgCl AgCl x (1 mol AgC AgCll /143 /143.5g .5g A AgCl gCl ) x (1mo (1moll Cl1-/1mol AgCl)= 8.9910−

g C11 H 12O5 N2 Cl2 = 8.9910− mol Cl1- x (1 mol C11 H 12O5 N2 Cl2 / 2 mol Cl1- )x (323 g C11 H 12O5 N2 Cl2/ 1mol g C11H 12O5 N2Cl2) =0.1 =0.14 452 % C11 H 12O5 N2 Cl2 = ( g C11 H 12O5 N2 Cl2 / g pomada )x 100

% C11 H 12O5 N2 Cl2 = (0.1452g/1.03g) x 100 = 14.1 %

 

20) Una muestra de aire ccontaminado ontaminado que contiene ozono se trata con una solución que contiene iones de yoduro yoduro en medio ácido. La reacción es: O3 (g) + 2I- (ac) + 2 H+ (ac) → O2(g) + I2 (s) + H2O (l) El yodo formado se puede titular t itular con una ssolución olución estándar de tiosulfato tiosulfato de sodio de acuerdo con la ecuación iónica neta: I2 (s) + 2S2O3 2-(ac) → S4 O6 2- (ac) + 2I-(ac) Si se necesitan 17.84 17.84 mL de una solución de 2 X 10  –3 M de Na2S2O3 para reducir el yodo generado en una muestra de aire de 27.84 g. Calcule el porcentaje de masa de ozono en la muestra. muestra. (R 3.07X1 3.07X10 0-3 %). % ozono = (gramos de ozono/ gramos de muestra de aire) x 100 Estequiometría de reacciones secuenciales s ecuenciales Estequiometría de reacciones en ssolución: olución: mol = V(L) X M mol de tiosulfa t iosulfato to → mol de yodo → mol de ozono → g ozono→ %oz %ozono ono

 

O3 (g) + 2I- (ac) + 2 H+ (ac) → O2(g) + I2 (s) + H2O (l) I2 (s) + 2 S2O3 2-(ac) → S4 O6 2- (ac) + 2I-(ac) mol O3 = mol S2O3 2- x (mol I2 / 2 mol S 2O3 2- )x (1mol O3 /1 mol I2) 2-

 –3

−

mol S2O3 = 0.01784 L x 2 X 10 M = 3.56 10 mol O3 =3.5610−molS2O32- x(mol I2 /2mol S2O3 2-)x (1molO3 /1 mol I2)=1.7810− g O3 = 1.7810− mol x (48g/mol) = 8.54 x 10− % O3= (8.54 x10−g O3 /27.84 g aire) x 100 = 3.07 x 10− %

 

21) Por muchos años la recuperación recuperación del oro (la sseparación eparación del oro de otros metales) implicó el tratamiento del oro con cianuro de potasio: Au + CN- + O + H O → Au(CN) - + OH12 2 tratar 1.3 g del m 2ineral se obtuvo mineral 1.0 g de Au(CN) 2 a) ¿Cuál es el % de oro en el mineral? b) En joyería joyería que kilataje tendría el miner mineral al de oro? c) Consideraría esta muestra como oro puro? Nota: El oro de 24 kilates es considerado como oro puro. g Au(CN)2 - →

  → Au Au(CN)2 − →  % Au = ( g Au / g mineral) x 100

4Au + 8CN- +1 O2 + 2H2O→ 4Au(CN)2 - + 4 OH1g Au = 1.0 g Au(CN)2  – x (1 mol Au(CN)2 /249g Au(CN)2 ) x (4 mol Au /4 mol Au(CN)2) x 197g Au/1 mol Au = 0.79 g

% Au =( 0.79/1.3) x 100 =60.86%

Kilates= 60.86x100/24 = 14.61 kilates

 

22) La lluvia ácida es consecuencia de la contaminación ambiental. Puede generarse al combinarse dióxido de azufre con oxígeno molecular y agua, formándose así, ácido sulfúrico, cuyo destino final es la tierra o el mar. a) ¿Cuántos moles de ácido sulfúrico se producen producen al ccombinar ombinarse se 1.00 X 10 6 g de dióxido de azufre con 8.55 Kmol de oxígeno y 16 K mol de agua. (R. 1.56 X 10 4). SO2 (g) + H2O (l) + O2 (g) → H2SO4 (l)

 

Ecuación balanceada

2SO2 (g)

masa

1.00 X 106 g

masa molar

64 g/mol

mol

15.625 kmol

+ 2H2O (l)

+ O2 (g)

→ 1H2SO4 (l)

16 kmol

8.55 kmol

factor estequiométrico

2

2

1



15.625 

16 

8.55 

     é é

2

2

1 

Comparar las relaciones

7.81 <

8

8.55

Reactivo limitante SO2

mol H2SO4 = 15.625 kmol SO2 x ( 1kmol 1 kmol H2SO4/ 2k mol SO2 )= 7.81kmol H2SO4

 

23) La concentración de SO2 en el aire se puede determinar al titularlo con una solución patrón de permanganato permanganato de potasio, en la forma siguiente 5 SO2 + 2 MnO4 - + 2 H2O → 5 SO42- + 2 Mn 2+ + 4 H+ a) Calcule el número de gramos de SO2 en una muestra de aire si en la titulación se requieren 7.37 mL de una solución de permanganato de potasio 0.008M.  −   =5.896 10−mol mol KMnO4 = V(L) x M = 7.37x 10 L x 0.008 

mol MnO41- =mol KMnO4 −

g SO2 = 5.896 10

1-

mol MnO4

  5 mol SO

  64 64 g SO − 2 1 2 2 x (2 mol )= 9.43 x 10 g mol Mn MnO O ) x (1 mol mol SO 4 4

 

24) Una muestra de un mineral de hierro que pesa 0.2792 g se disolvió en una solución de un ácido diluido y todo el Fe+2 se convirtió en iones de Fe 3+. La solución requirió en la titulación 23.3 mL de una solución 0.0194 M de dicromato de potasio. Calcule el porcentaje en masa de hierro en la muestra. 1 Cr2O7 2- + 6 Fe 2+ + 14 H+ = 2 Cr 3+ + 6Fe 3+ + 7 H2O

mol Cr2O7 2- = 0.023L x 0.0194 mol/L mo l/L = 4.462 x 10− g Fe2+ = 4.462 x 10− mol Cr2O7 2- x

% Fe =

   

.  6Fe2+ x = 0.1499 g 1 Cr2O7 2−   

x 100 = (0.1499 g / 0.2792) x 100 = 5.37 %

 

25) Calcule el volumen en mL de una disolución 1.42M de NaOH requerido para titular 25 mL de una disolución 2.43M de HCl. NaOH (ac) + HCl (ac) = NaCl + H2O M = mol/L

V = mol/M

mol = M x V (L)

mol HCl = 0.025 L x 2.43 mol/L = 0.06075 mol Volumen NaOH = 0.06075 mol HCl x (1 mol NaOH/1 mol HCl )x 1 L/1.42 mol 42.78 mL

 

26) Si se agregan 30 mL de una disolución 0.15M de cloruro de calcio a 15 mL de una solución 0.1 M de nitrato de plata ¿Cuál es la masa en gramos del pre precipitado? cipitado? Conceptos previos Conceptos previo s • Nomenclatura • Tipo de reacción • Solubi Solubilidad lidad de las sustancias ión iónicas icas en agua • Balance de ecuación

•

Molaridad = mol/L

CaCl2 (ac) + 2Ag NO3 (ac) = Ca(NO3)2 (ac) + 2AgCl (s) mol CaCl2 = 0.030 0. 030 L x 0.15 mol mol/L /L = 4.5  10 − mol Ag NO3 = 0.015 0. 015 L x 0.1 mol/L = 1.5 x 10−

4.5 x 10− / 1 = 4.5 x 10− 1.5 x 10− / 2 = 7.5 x 10−

g AgCl = 1.5 x 10− mol Ag NO3 x (2 mol AgCl/2 Ag Cl/2 mo moll AgNO3 ) x (143.5 g AgCl /1mol AgCl) = 0.1435 g

 

27) La parafina, una cera utilizada utilizad a para conf confeccionar eccionar velas velas,, tiene una fórmula molecular C 25H52. La combustión de la parafina responde a la siguiente ecuación: C25H52 (s) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) Si la reacción procede con 85% de eficiencia determinar: a) ¿Cuántos ¿ Cuántos dm3 de CO2 se producen cuando se combinan 23.4 g de parafina y 7.19 x 10 4mg de oxígeno oxíge no a O°C y 1 atmósfer atmósfera a de presión? b) ¿Cuántos ¿ Cuántos ccm m3 de agua se producen? c) Si la reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado, qué porcentaje en masa representa el CO 2 en la mezcla final?

 

Ecuación balanceada m as a masa molar mol factor estequiométrico 

    +

38

=

23. 4 g

71.19 g

352 g /mol

32 g / mol

0. 066 5

2. 2247

1

38

0.0665/1

2.2247/38

0. 066 5

0.0585

     é é

Comparar las relaciones

Reactivo limitante O2

25 CO2 +

26 O

 

a) Volumen teórico CO2 = 2.2247mol O2 x (25 mol CO2 /38 mol O2)x (22.4 L/1 mol) =32.78 L Volumen real = V teórico x % rendimiento rendim iento = 32.7 32.78 8 L x(85%/100) = 27.87 L gramos CO2 = 27.87 L x (1 mol/22.4 L ) X 44.0 44. 0 g/mol = 54.74 g b) g H2O teóri teóricos=2.2247 cos=2.2247 mol O2 x (26 mol H2O/38 mol O2) x (18 g H 2O/1 mol H2O) = 27.40 g g reales de H2O = 27.40 27. 40 x 0.85 =23.29 g Volumen real de H2O (líquida) (líquida) = 23.29 23.2 9 g x (1mL / 1 g) = 23.29mL c) % en masa CO2 = (g CO2/g totales totales al final ) x 100 g totales = g CO2 + g H2O + g parafina en exceso g C25H52 que reaccionan = 2.2247 mol O2 x (1 mol C25H52 /38 mol O2 ) x 352 g/ g/mol mol C25H52 =20.61 g C25H52 en exceso = 23.4 23. 4 g – 20.61 g = 2.79 g g totales =54.74 g CO 2 + 23.29 g H2O+ 2.79 g C25H52 = 80.82 % CO2 = (54.74 g/80.82 g) x 100 = 67.7 %

 

28) Una sol 28) soluc uciión de ác ácid ido o sul sulfúrico ti tie ene un una a de dens nsid ida ad de 1.34 1.343 3 g/ mL y una concent ntrración de 44.0% en masa. Cuando 50 mL de esta solución reaccionan con un exceso de Zn se desprende hidrógeno. Calcule el volumen de gas hidrógeno producido en condicione ness estándar. Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 50.0 mL solución x 1.343 g/mL = 67.15 g solució solución n g H2SO4 = 67.15 g solución x 44.0 g H 2SO4/ 100 g solución = 29.546

V H2 = 29.546 g H 2SO4 x 1 mol H2SO4/98 g H2SO4 x 1 mol H 2/1 mol H2SO4x 22.4L/1 mol H 2= 6.75L

 

29) Una mezcla de metano (CH4) y etano (C2H6) con una masa total de 13.43 g se s e que quema ma completamente con oxígeno. oxígeno. Si la mas masa a total de dió dióxido xido de carbono y agua que sse e forma es 64.84 g, calcule la fracción de metano en la muestra . CH4+ 2O2 →CO2 + 2H2O 2C2H6+ 7O2 →4CO2 + 6H2O g CH4+ g C2H6 = 13.43 g gCO2 + gH2O = 64.84 g g CO2 = a g CH4 x (1 molCH4/16gCH4 x (1mol CO2/1mol CH4 )x (44 g CO2/1mol CO2 ) = 2.75 a g H2O = a gCH4 x(1 mol CH4 /16gCH4 x(2molH2O/1mol CH4 )x(18gH2O/1 mol H2O) = 2.25 a g CO2 =b g C2H6 x( 1 mol C2H6 /30g C2H6 )x (4mol CO2/2mol C2 H6 )x (44 g g CO2/1mol CO2)= 2.93 b g H2O = b g C 2H6 x (1 mol C2H6 /30 g C2H6) x (6 molH2O/2mol C2H6) x ( 18 g H2O/ 1 mol H 2O) = 1.8 b

 

5 a + 4.73 b = 64.84 g a + b = 13.43 5 a + 4.73( 13.43 –a) = 64.84 g 5 a + 63.52 –4.73a = 64.84 1.32= 0.27 a a = 4.89 % CH4 = 4.89/13.43 x 100= 36.4%

 

30) En la industria el hidrógeno gaseoso se prepara por la acción del propano (C 3H8) con vapor de agua a una temperatura aproximada de 400°C. Los productos son monóxido de carbono (CO) e hidrógeno gaseoso (H ). a) 2Escriba una ecuación balanceada para la reacción b) ¿Cuántos kg de H 2 se pueden obtener a partir de 2.84 X 103 Kg de propano? C3H8 + 3H2O → 3CO + 7H2

kg H2 = 2.84 10  kg C3H8 x

  1000g 1 molC3H8 7molH2  2 gH2 x 1kg = 0.904kg x x 44 gC3H8 1kg 1 mol C3H8 1 molH2 1000g

 

31) ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio se necesitan para precipitar la mayor parte de iones de Ag1+ de 2.5 mL de una disolución 0.113 M de AgNO 3? Escriba la ecuación iónica neta.

NaCl + AgNO3 →AgCl + NaNO3 mol AgNO3 = 2.5  10 − L x 0.113 mol/L = 2.83 2.83  10 −

g NaCl = 2.83  10 − mo moll AgN AgNO O3 x (1 mol NaCl /1 mol AgNO3) x (58.5 g NaCl/1 mol NaCl)= 0.0165 0.016 5 g

 

32) Una muestra de 0.676 g de un compuesto desconocido que contiene iones de Ba+2 se disu sue elve en agu gua a y se trata con un exceso de su sullfato de sod sodio. Si la ma masa sa del precipitado es de sullfato de bario formado es de 0. su 0.4 415 g ¿C ¿Cu uál es el porcentaje en masa de Ba en el comp mpu uesto original?

Ba+2 (ac) + SO4 2- (ac) → Ba SO4 (s) g Ba = 0.415 0 .415 g BaSO4 x(1 mol BaSO4 /233g BaSO4)x(1 mol Ba/1 mol BaSO4 ) x (137g Ba/1mol Ba) = = 0.244 g

% Ba = (0.244 (0.2 44 g / 0.676 g) x 100 = 36.1%

 

33) Una aplicación útil del ácido oxálico consiste en eliminar la herrumbre (Fe2O3) del metal de la bañera, de acuerdo con la reacción: Fe2O3 (s) + 6 H2C2O4 (ac) →2 Fe (C2O4)33- (ac) + 3 H2O +6 H+ a) Calcule el número de gramos de herrumbres que se puede remover con 5.00 X 10 2 mL de una disolución 0.1M de ácido oxálico.

g Fe2O3 = 0.5 L x 0.1 mol H2C2O4/1L x (

159.7 gFe2O3  1 molFe2O3 )x( ) = 1.33 g Fe2O3 6 molH2C2O4 1 molFe2O3

 

34) ¿Cuántos Kg de ácido sulfúrico se pueden obtener a partir de la pirita de hierro pura (FeS2) de acuerdo a las siguientes reacciones en cadena? Fe S + O →Fe O + SO 2 SO2 2+ O2 2→ SO32 3 SO3 + H2O → H2SO4 4FeS2 + 11O2 →2Fe2O3 + 8SO2 2SO2 + O2 → 2SO3 SO3 + H2O → H2SO4 kg H2SO4 = 1.0 1. 0 kg FeS2 x(1000g/1kg) x (1 mol FeS2/120 gFeS2 )x (8 mol SO2/4 mol FeS2 ) x 2 2 4 3 2 4 2 4 (2 mol SO3/2 molSO (1kg/1000g) = 1.63kg) x (1mol H SO /1mol SO ) x (98 g H SO /1 mol H SO ) x

 

35) En un una a plan planta ta pa parra elim elimin inar ar flúo flúorr se re real aliz izan an las las sig sigui uien ente tess re reac acccio ione ness 2 F2 + 4 NaOH → O2 + 4 N a F + 2 H2O 2 NaF + CaO + H2O → CaF2 + 2 NaOH El fl fluo uoru rurro de cal alccio que se form rma a es inso insolu lubl ble e y pe perm rmit ite e en esta sta form rma a la eli limi mina nacción ión de dell flúo flúorr, evitando de esta forma la contaminación ambiental. El CaO se añade en exceso a fin de pr prec ecip ipit itar ar el Ca CaF F2. En un periodo determinado la planta procesó 2,00 000 0 Kg de F2 y el ello lo re requ quir irió ió 10,0 10 ,000 00 Kg de CaO aO.. a) ¿Qu ¿Qué é po porc rcen enta taje je de Ca CaO O fue fue ut util iliz izad ado o en el pr proc oces eso? o? 2 F2 + 4 NaOH → O2 + 4 N a F + 2 H2O 2 NaF + CaO + H2O → CaF2 + 2 NaOH g CaO CaO = (56g 2000 2000kg kgO/ F2 1 + mol (1000g /1kg) x (1 mol F2/38g F2)x kg (4 mol NaF/2 mol F2) x(1 mol CaO/2mol NaF) x Ca CaO/ CaO) x (1kg/1000g) = 5895 % CaO = (5895kg/10000kg (5895kg/10000kg)) x 100 = 58.95%

 

36) El NaClO3 se puede producir con la siguiente serie de reacciones: KMnO4 + HCl → KC KCll + M MnCl nCl2 + 8H2O + Cl2 Cl2 + Ca(OH)2 → Ca(ClO3)2 + CaCl2 + H2O Ca (ClO3)2 + Na2SO4 → CaSO4 + NaClO3 a) ¿Cuántos gramos de NaClO3 se pueden preparar con 100 mL de HCl concentrado de densidad 1.18 Kg/L y 37 % puro? 2 KMnO4 + 16 HCl → 2KCl +2 MnCl2 +8 H2O + 5Cl2

6Cl2 + 6Ca(OH)2 →Ca(ClO3)2 + 5CaCl2 +6 H2O Ca (ClO3)2 + Na2SO4 → CaSO4 +2 NaClO3

mol HCl = 100 mL x (1 L/1000 mL)x mL)x 1.18 k kg/L g/L x (1000 g/1 kg) x 0.37 g HClX 1 mol HCl/36.5g HCl = 1.196 mol g NaClO3 = 1.196 1. 196 mol HC HCll x (5molCl2/16molHCl)x (1mol Ca(ClO3)2 / 6molCl2 )x (2mol NaClO3/1mol Ca(ClO3)2 x (207 CaClO3 g / 1 mol CaClO3) =25.78 g

 

37) Una muestra 0.6 g y contiene principalmente CaCO 3 y SiO2 inerte. El CaCO3 reacciona con HCl, y el calcio se precipita como CaC2O4. El CaC2O4 reacciona con H2SO4. El H2C2O4 formado se titula con una solución de KMnO4 0.03 M. El punto final de la titulación se alcanza cuando se han agregado 35.0 mL de KMnO4. CaCO3 + 2HCl

→ CaCl2 + H2O + CO2

CaCl2 + Na 2C2O4 → CaC2O4 +2 NaCl CaC2O4 + H2SO4 → Ca SO4 + H2C2O4 3H2SO4 + 2KMnO4 + 5H2C2O4 → 2MnSO4 + K2SO4 +10CO2 + 8H2O a) ¿Cuál es el porcentaje de calcio que contiene la muestra? mol KMnO4 = .035 L x 0.03 mol/ L = 1.05 10− mol mol CaCO3 = 1.05 10− mol KMnO4 x

5 mol H2C2O4 1 mol CaC2O4 1mol CaCl2 1 molCaCO3 = x x x 2 mol mol KMnO4 1 mol H2C2O4 1 mol CaC2O4 1mol CaCl2

= 2.625  10 − mol CaCO3 g CaCO3 = 0.2625 0.2625

g Ca = 0.2625 0.2625 g carbonato carbonato de calcio x 40 g Ca/ 100 de carbonato carbonato de calcio= 0.105 0.105 g Ca