Problemas Resueltos Estequiometria

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ESTEQUIOMETRÍA  Acá les presentamos tres problemas resueltos que les servirán de guía para resolver los demás.

RECORDAR! Cuando que vayamos a resolver un problema de estequiometría tenemos que asegurarnos que la ecuación que representa la reacción química en cuestión ESTÉ BALANCEADA SIEMPRE. Por más que hagamos el planteo y los cálculos en forma correcta, si la ecuación no cumple este requisito, EL PROBLEMA DARÁ UN RESULTADO INCORRECTO. Por consiguiente, lo primero que tienen que ver, antes de efectuar cualquier cálculo, es que se cumpla este punto. Vamos a explicar previamente algunos conceptos que consideraremos en estos problemas.

Reactivo limitante (RL):   Las relaciones dadas por los coeficientes estequiométricos de las sustancias que participan en una reacción química nos indican la proporción exacta en la que intervienen . La reacción siempre se produce de acuerdo con dichas proporciones y si algún reactivo se encuentra en exceso respecto de esa proporción, este exceso queda sin reaccionar. A menudo se producen reacciones en las que las cantidades de las sustancias que se ponen a reaccionar no se hallan en las relaciones estequiométricas y por lo tanto alguno de los reactivos se consume totalmente y parte de los otros queda sin reaccionar. En ese momento la reacción termina. El reactivo que se reactivo limit ante, ante, porque limita la cantidad consume totalmente se denomina reactivo de productos que pueden obtenerse. Los demás reactivos se hallan en exceso. Para la resolución de problemas que involucren reactivos colocados en cantidades arbitrarias, es fundamental determinar el reactivo limitante. Como una vez que dicho reactivo se consume la reacción r eacción concluye, todos los cálculos deben efectuarse a partir de él.

Pureza:  Frecuentemente las muestras que se ponen a reaccionar contienen la sustancia reaccionante y también impurezas inertes que no participan de la reacción. La cantidad de sustancia contenida en una muestra impura se indica en términos de pureza (P) , que se expresa como el porcentaje de sustancia que hay en la muestra. La pureza de la muestra se calcula por:

P

=

masadeCux100 masadenues atra

La masa de impurezas de la muestra se conoce como ganga.

Rendimiento (R):

Cuando en una reacción, los reactivos se consumen totalmente, de acuerdo con las proporciones estequiométricas, transformándose en productos, decimos que la reacción ocurre en forma completa o con un rendimiento del 100 %. Sin embargo, cuando en la práctica

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL – FACULTAD REGIONAL HAEDO DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS - CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL Guía de problemas se lleva a cabo una reacción química, casi siempre se obtiene menor cantidad de productos que las calculadas según la estequiometría de la reacción. La cantidad de producto obtenida en una reacción química depende de varios factores tales como pérdidas mecánicas por manipulación, reacciones secundarias con formación de otros productos, reacciones incompletas, etc. En general, la cantidad de productos obtenida experimentalmente es menor que la calculada. En otras palabras, el rendimiento de la reacción es menor que el 100 %. Definimos rendimiento de una reacción por R (%) = cantidad obtenida experimentalmente x 100 cantidad calculada estequiométricamente

Volumen molar normal : se define para sustancia gaseosas a presión de 1 atm y temperatura de 0º C. Un mol de cualquier gas, en estas condicones, llamadas condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), ocupa un volumen de 22,4 l.

Problema resuelto nº 1 Se ponen a reaccionar 127 g de una muestra de cobre (70,0% de pureza) con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Sabiendo que el rendimiento de la reacción es 80,0%, calcular

a) la masa de agua que se forma b) el número de moles de dióxido de azufre que se obtienen c) el volumen de dióxido de azufre medido en CNPT Resolución: La masa de cobre que se pone a reaccionar teniendo en cuenta la pureza de la muestra es 100% 70%

127 g x = 127 . 70 = 88,9 g 100

 Ahora escribimos la ecuación balanceada y debajo toda la información que nos suministra el enunciado del problema, en moles y gramos

2 H2 SO4 + Cu Moles Gramos Datos e incógnitas

2 mol 196

 CuSO4 + 2H2O + SO2

→

1 mol 1 mol 2 mol 63,5 g 161,5 36 g 88,9 g (R = 80%) x g

1mol …… y moles

 Ahora planteamos los cálculos necesarios para resolver cada ítem del problema, relacionando los datos con las incógnitas. Como hay cantidad suficiente de H2SO4 es claro que el Cu es el RL

a) masa de agua que se forma

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL – FACULTAD REGIONAL HAEDO DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS - CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL Guía de problemas Según las relaciones estequiométricas, cuando reaccionan 63,5 g de Cu deberían obtenerse 36 g . 80/100 = 28,8 g H2O. Luego planteamos la relación 63,5 g Cu producen con 80,0% de R 28,8 g H2O 88,9 g Cu producen con 80% de R x= 88,9 g. 28,8 g = 40,3g H2O 63,5 g

b) el número de moles de dióxido de azufre se forman Cuando reaccionan 63,5 g de Cu con 80% de rendimiento se forma 1 mol SO2 .80/ 100= 0,8 moles. Luego planteamos la relación 63,5 g Cu producen (con 80% de R) 0,80 moles de SO2 88,9 g Cu producen (con 80% de R) x = 88,9 g.0,80 moles = 1,12 moles SO2 63,5 g

c) En CNPT 1 mol de SO2 ocupan 22,4 dm3 1,12 mol de SO2 ocupan x= 1,12 mol. 22,4 dm3 = 25,09 dm3 1 mol

Problema resuelto nº 2 a) ¿Qué volumen de una solución de ácido sulfúrico 1,40 M se necesita para reaccionar exactamente con 100g de aluminio?

b) ¿Qué volumen de hidrógeno gaseoso se obtiene en CNPT. Resolución La ecuación es: 2Al + 3 H2SO4

Moles Gramos Volumen

2 mol 54 g

Datos e incógnitas

100 g

3 mol 294 g

→

Al2(SO4)3 + 3H2 (g) 1 mol 342 g

3

x dm

3 mol 6g 67,2 l y dm3

.

Planteamos los cálculos necesarios:

a) Entonces

Si 54 g de Al reaccionan 294 g de ácido sulfúrico 100 g de Al reaccionan x= 100 g.294g = 544 g de ácido sulfúrico 54 g

 Ahora, sabemos cuál es la masa de ácido sulfúrico que se necesita para reaccionar con los 100 g de aluminio. Pero esta masa, debemos obtenerla a partir de una solución 1,40 M, o sea, que contiene 1,40 moles en 1l (o sea 1000 cm3). Luego, debemos convertir los moles a gramos, así

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL – FACULTAD REGIONAL HAEDO DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS - CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL Guía de problemas 1 mol H2SO4 equivalen a 98 g de H2SO4 1,40 mol H2SO4 equivalen a x = 1,40 mol. 98 g = 137,2 g H2SO4 1 mol Luego

137,2 g H2SO4 están en 1dm3 de solución 544 g H2SO4 están en x = 544 g. 1l = 4,0 dm solución 137,2 g

b) Si

294 g H2SO4 producen 3 moles H2 (g) 137,2 g H2SO4 producen x= 3 moles. 137,2 g H2SO4 294 g H2SO4 = 0,47 moles H2 (g)

Luego, en CNPT

1 mol H2 (g) equivalen a 22,4 dm 3 0,47 moles H2 (g) equivalen a x= 10,5 dm3

Problema resuelto nº 3 Se hacen reaccionar 2,00 moles de dióxido de manganeso con 6,00 moles de ácido clorhídrico, según la ecuación MnO2 + HCl (aq)  MnCl2 + H2O + Cl2 (g) →

a) determinar la masa que sobra del reactivo en exceso b) calcular la masa de agua formada Resolución En primer lugar escribimos la ecuación igualada y colocamos debajo de la fórmula de cada sustancia el número de moles que indican los coeficientes estequiométricos. MnO2 (s) + 4 HCl (aq) 1 mol

4 mol

 MnCl2 + 2 H2O + Cl2(g)

→

1 mol

2 mol

1 mol

Luego convertimos estos moles a gramos sólo para las sustancias cuyos datos o incógnitas están dados en esa unidad y finalmente colocamos debajo los datos e incógnitas. MnO2(s) + 4 HCl (aq) Moles 1 mol 4 moles Gramos Datos e Incógnitas 2,00 mol 6,00 mol

 MnCl2 + 2 H2O + Cl2(g)

→

1 mol 2 moles 1 mol 36 g . xg

 Antes de efectuar cualquier cálculo estequiométrico debemos determinar el reactivo limitante (R.L.)

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1 mol MnO2 reacciona con 4 mol HCl 2 mol MnO2 reacciona con x= 2 mol. 4 mol = 8,00 mol 1 mol Esto significa que para consumir los 2 moles de MnO 2  puestos a reaccionar se requieren 8 moles de HCl y como sólo hay 6, el HCl es el RL y el MnO2 está en exceso.  Ahora pasamos a resolver los distintos puntos del problema, a partir del reactivo limitante.

a) masa que sobra del reactivo en exceso Primero calculamos los moles de MnO 2 (reactivo en exceso) que reaccionan con los 6 moles de HCl (reactivo limitante): 4 mol HCl reaccionan con 1 mol MnO2 6 mol HCl reaccionan con x = 6 mol . 1 mol = 1,50 mol MnO2 4 mol Como hay 2 mol de MnO2, quedan sin reaccionar y por lo tanto sobran n = 2,00 mol – 1,50 mol = 0,50 mol MnO2 Para calcular la masa de MnO2  que sobra utilizamos el valor de la masa molar del MnO2  (Mr: 87,0 g/mol). Luego: m=n.Mr = 0,50 mol. 87,0 g/mol = 43,5 g MnO2.

b) masa de agua que se forma 4 moles HCl producen 36 g H2O 6 mol HCl producen x = 6 mol. 36 g = 54,0 g H2O  Ahora llegó el momento que resuelvan problemas ustedes!! Suerte!

Problemas para resolver ESTEQUIOMETRÍA (BÁSICOS) 1) Calcular los moles de monóxido de carbono, que se consumen cuando se forma una tonelada de hierro a partir de óxido férrico de acuerdo a la siguiente ecuación (esta es una de las reacciones que ocurre e un alto horno).

Fe2O3 + CO

→

 Fe + CO2

Datos: masas at. rel.: C: 12,0 O: 16,0 Fe: 56,0

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2) Calcular cuántos gramos de cinc se deben disolver en ácido sulfúrico para obtener 0,021 moles de hidrógeno. Datos: masas at. rel Zn: 65,0 H: 1,0 S: 32,0 O: 16,0

3) Cuáles son las masas de cloruro de hidrógeno y de hidróxido de sodio que reaccionan al formarse 1 kg de cloruro de sodio de acuerdo a la siguiente ecuación:

HCl + NaOH Datos. Masas at. rel.: H: 1,0

 NaCl + H2O

→

Na: 23,0 O: 16,0 Cl: 35,5

4) Calcule la masa de carbonato de potasio que debe reaccionar con exceso de ácido clorhídrico para obtener seis moles de dióxido de carbono, de acuerdo con la siguiente reacción:

K2CO3 + HCl Datos: masas rel.: C:12,0

→

CO2 + KCl + H2O

O: 16,0 K: 40,0

5) La soda cáustica (NaOH) se obtiene en forma industrial por reacción de soda solvay (Na2CO3) con hidróxido de calcio. a) Cuántos gramos de NaOH se pueden obtener tratando 1 kg de Na2CO3 con 1500g de hidróxido de calcio? b) ¿Qué masa de reactivo en exceso queda sin reaccionar? Datos: masas at. rel. C: 12,0

O: 16,0 Na: 23,0

H: 1,0 Ca: 40,0

6) Una masa de 2,5 kg de soda solvay reacciona con 5 kg de cal (Ca(OH)2) de 80% de pureza. ¿Qué masa de soda cáustica se obtiene si el rendimiento de la reacción es del 92%?

Na2 CO3 + Ca(OH)2

→

 NaOH + CaCO3

Datos: masas at. rel. Na: 23,0 C: 12,0 Ca: 40,0 O: 16,0 H: 1,0

7)  A 50 cm3 de una solución que contiene 200g de HCl por dm3 de solución se le agregan 25g de carbonato de cinc produciéndose la siguiente reacción

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ZnCO3 +

HCl

→

  ZnCl2 +H2O + CO2

a) ¿Qué reactivo está en exceso y cuál es la masa excedente? b) ¿Qué masa de cloruro de cinc se obtiene? c) ¿Cuál es el número de moles y la masa de CO2 producidos? Datos: masas at. rel. C:12,0

O: 16,0

Zn: 65,4

H: 1,0

Cl: 35,5

8) La producción anual de dióxido de azufre como resultado de la combustión de hulla de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras fuentes, es aproximadamente de 26 millones de toneladas. La reacción es:

S (s) + O2 (g)

→

 SO2 (g)

¿Qué cantidad de azufre presente en los materiales originales produce esa cantidad de dióxido de azufre? Datos: masas at rel. S: 32,0 O: 16,0

9) Considerar la reacción:

MnO2 + HCl

→

 MnCl2 + Cl2 (g) + H2O

Se hacen reaccionar 0,86 moles de dióxido de manganeso con 48,2 g de ácido clorhídrico.

a) ¿Cuál de los reactivos se consumió totalmente? b) ¿Cuántos g de cloro se producen? 10) El etanol (C2H5OH) se quema en el aire para dar dióxido de carbono y agua. Escriba la reacción química correspondiente y determine el número de moles de oxígeno que se requieren para quemar 227g de alcohol.

11) Qué masa de sal se puede obtener al hacer reaccionar 500g de NaOH con 500g de H2SO4 (80 % de pureza) si la reacción tiene un rendimiento de 70%.

NaOH + H2SO 4 →  Na2SO4 + H2O 12) Dada la siguiente reacción: Cu + H2SO4

→

 CuSO4 + SO2 + H2O

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a) Indicar el reactivo en exceso y la cantidad del mismo que queda sin reaccionar si se parte de 3kg de mineral de cobre y 3kg de ácido sulfúrico. b) la masa de sulfato de cobre obtenida. Datos: masas at. rel. S: 32,0 O; 16,0

Cu: 63,5 H: 1,0

13) Se hacen reaccionar 40g de hierro con 350 cm 3 de solución de ácido

clorhídrico al 25% m/m, densidad 1,15 g/cm 3.¿Cuánto y cuál es el reactivo en exceso?

Fe + HCl

 FeCl3 + H2 (g)

→

14) Una muestra impura de 1,60g de carbonato de sodio se disuelve y se hace reaccionar con una solución de cloruro de calcio. Se forma un precipitado que una vez filtrado y seco pesa 1,10g. Calcular la pureza del carbonato de sodio y el número de moles de carbonato de calcio formados. La reacción es:

Na2CO3 (ac) + CaCl2 (ac)

→

 CaCO3(s) +NaCl

15) Se hacen reaccionar 25g se cinc con ácido sulfúrico de acuerdo a la siguiente reacción:

Zn + H2SO4

→

 ZnSO4 + H2 (g)

Si el rendimiento de la reacción es del 90%, calcular:

a) la masa de hidrógeno formada b) los moles de sal obtenidos. Datos: masas at rel: Zn: 65,0 H:1,0 S: 32,0 O: 16,0

16)

a)  Calcular los gramos de hidróxido de sodio necesarios para

neutralizar a 245g de ácido sulfúrico.

b) Calcular los gramos de ácido clorhídrico y de hidróxido de aluminio necesarios para obtener 666g de cloruro de aluminio.

17)

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a) ¿Cuántos moles de hidróxido de calcio se obtienen añadiendo cantidad suficiente de agua a 2800 g de óxido de calcio? b) Cuántos moles de hidróxido de aluminio se obtienen añadiendo agua a 10 kg de óxido de aluminio? c) cuántos moles de oxígeno son necesarios para combinar con 200 g de calcio, para obtener el óxido correspondiente?

18) El tetracloruro de silicio ses puede preparar por calentamiento de silicio con cloro gaseoso, mediante la reacción

Si (s) + Cl2 (g)

→

 SiCl4 (l)

Si en una reacción se producen 0,207 moles de tetracloruro de silicio, ¿Cuántos moles de cloro molecular se utilizaron en la reacción? ¿y expresado en gramos?

19) Con el fluoruro de hidrógeno se fabrican freones. Si reaccionan 1kg de fluorita de 70% de pureza en fluoruro de calcio, con 2l de solución de ácido sulfúrico al 50% m/m de densidad 1,5 g/ml, calcular: a. b. c. d.

el el la el

reactivo limitante reactivo en exceso y qué cantidad queda sin reaccionar masa de fluoruro de hidrógeno formado número de moles de la sal que se obtiene como producto

Reacción:

CaF2 + H2SO4 →   CaSO4 + HF(g)

20) El fertilizante sulfato de amonio se prepara por reacción del ácido sulfúrico con amoníaco. Si se quieren producir 100 kg de fertilizante, con un rendimiento del 85%, calcular: a) el volumen de solución de ácido sulfúrico al 30% m/m de densidad 1,5 g/ml empleado b) los moles de amoníaco que reaccionaron

21) Se calientan 30,0g de CaCO3.xH2O de 93,3% de pureza, hasta descomposición total, obteniéndose 4,48g de CaO como residuo, según:

CaCO3.xH2O (s)

 CaO + CO2 (g) + xH2O (g)

→

Si el rendimiento de la reacción es de 80%, calcular la fórmula del compuesto que reacciona. Datos: masas at rel.Ca: 40,0 O: 16,0

H: 1,0

C: 12,0

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Estequiometría y gases 22) Calcular qué volumen de hidrógeno gaseoso, medido en CNPT, se forma cuando reaccionan 5 g de aluminio con exceso de ácido sulfúrico, como se indica en la siguiente ecuación:

Al + H2SO4

 Al2 (SO4)3 + H2 (g)

→

23) Se calienta al aire 1 kg de blenda, un mineral formado por sulfuro de cinc, produciéndose la siguiente reacción con un rendimiento del 95% cuando se combina con el oxígeno del aire.

ZnS + O2 (g)

 ZnO + SO2 (g)

→

Calcular:

a) La masa de óxido de zinc formado b) El volumen de dióxido de azufre medido en CNPT.

Estequiometría y s oluciones

24) El carbonato de calcio es atacado por el ácido clorhídrico formando cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua, de acuerdo a la siguiente ecuación:

HCl + CaCO3

 CaCl2 + CO2 (g) + H2O

→

Si se quiere producir 85 g de cloruro de calcio, determinar qué volumen de solución acuosa de cloruro de hidrógeno al 20 %m/m debe reaccionar si su densidad es 1,10 g/cm3.

Estequiometría, soluciones y gases

25) Un método de obtención de cloro en el laboratorio consiste en hacer reaccionar dióxido de manganeso con una solución acuosa de cloruro de hidrógeno, formándose además cloruro manganoso y agua, como indica la siguiente ecuación:

HCl + MnO2

 MnCl2 + Cl2 (g) + H2O

→

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL – FACULTAD REGIONAL HAEDO DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS - CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL Guía de problemas Determinar, si se quiere obtener 13,5 dm3  de cloro gaseoso, medido en CNPT:

a) la masa de un producto industrial que contiene 95% de dióxido de manganeso. b) El volumen de solución de ácido clorhídrico al 37,14 % m/m, si su densidad es 1,19 g/ cm3, y si se agrega con un 20 % en exceso con respecto al valor estequiométrico.

RESPUESTAS 4

1: 2,7.10  moles 2: 1,4 g 3: 624 g HCl

684 g NaOH

4: 828g K 2CO3 5: a) 755 g NaOH b) 802 g Ca(OH) 2

6: 1,74 kg NaOH 7: a) reactivo en exceso ZnCO3 m exc: 7,8 g b) 18,6 g ZnCl 2 c) 0,14 moles y 6,03 g de CO 2 7

8: 1,3.10 tn 9: a) el HCl b) 23,8 g Cl2(g) 10: 15 moles O 2 11: 406 g Na2SO4 12: a) reactivo en exceso: Cu, sobran 2 kg

 b) 2,0 kg 13: reactivo en exceso HCl, sobran 22 g 14: pureza Na 2CO3:73%; 0,01 moles CaCO3(s) 15: a) masa H 2(g)= 0,77 g b) 0,3 moles 16: a) 200 g NaOH

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL – FACULTAD REGIONAL HAEDO DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS - CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL Guía de problemas b) 546 g HCl y 389 g Al(OH) 3 17: a) 50 moles b) 196 moles c) 2,5 moles 18: 0,414 moles y 29,4 g 19: a) CaF 2 b) H2SO4, sobran 621 g c) 359 g d) 9 moles 20: a) 194 l b) 1782 moles 21: x: 1

22: 6,2 l 23: a) 793,2 g b) 219 l 24: 235 ml 25: a) 55,18 g b) 237 litros

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