ESTEQUIOMETRÍA.
La
estequiometría se refiere a las relaciones de masa y entre las sustancias que
intervienen en una reacción química. El desarrollo de la química, una ciencia
experimental, se inició hacia el siglo XVII. El irlandés Robert Boyle escribió
«El verdadero hombre de ciencia debe efectuar ensayos, hacer observaciones y no
formular teoría alguna sin haber comprobado previa mente los fenómenos
relacionados con ella. La ciencia fue dejando de basarse en especulaciones
puramente filosóficas y una serie de leyes cuantitativas fueron sentando las
bases de la química moderna.
Las
mediciones en el laboratorio, con el empleo de la balanza, llevaron a Lavoisier
y otros científicos a enunciar las principales leyes estequiométricas de la
química que constituyen el objeto de esta unidad.
El significado de las
ecuaciones químicas: la
ecuación química proporciona una descripción clara, concisa y cualitativa de
una reacción química. Además, tiene también un significado cuantitativo, es
decir, hay una relación entre las cantidades de los reaccionantes y productos
que se pueden obtener directamente de la ecuación balanceada. Por ejemplo, un
método de preparación del dióxido de azufre (SO2), mediante la
combustión del azufre (S8).
De
esta ecuación equilibrada podemos obtener la siguiente interpretación
cuantitativa:
S8(s) + 8SO2 (g) calor
8 SO2.(g)
1.
Reactivos y productos que se obtienen. El azufre sólido reacciona con el
oxígeno gas, produciendo el dióxido de azufre gas.
2.
Fórmulas para cada reactivo y cada producto. La fórmula para el azufre sólido
es S8(s), para el oxígeno gas, O2 y para el dióxido de
azufre gas, SO2 (g).
3.
Número relativo de moléculas de cada reactivo y el número de moléculas de
productos formados. Una molécula de azufre reacciona con 8 moléculas de oxígeno
para producir 8 moléculas de dióxido de azufre.
4.
Número relativo de átomos para cada elemento en la reacción. Ocho átomos de
azufre reaccionan con 16 átomos de oxígeno para dar ocho moléculas de dióxido
de azufre o 24 átomos en total.
5.
Número relativo de masas moleculares de reactivos y productos. Una masa
molecular de azufre reacciona con ocho masas moleculares de oxígeno para
originar ocho masas moleculares de SO2
6.
Número relativo de gramos (u otras unidades de masa) de cada sustancia,
reactivo o producto. 256,51 g de S8 reaccionan con 256 g de O2
para producir 51251 g de SO2
7.
Número relativo de moles de cada sustancia que reacciona o que se produce. Una
mol de S reacciona con ocho moles de oxígeno para dar ocho moles de SO2.
Leyes ponderales: son aquellas que determinan el
comportamiento químico de la materia en cuanto a pesos de sustancias que
intervienen en una reacción; ellas son: Ley
de la conservación de la materia, Ley de la composición definida, Ley de las
proporciones múltiples.
1. Ley de la
conservación de la materia: La
cantidad en gramos de reactivo que inician la reacción debe ser igual a la
cantidad en gramos de productos que se obtienen. Para efecto de los cálculos
químicos siempre debemos equilibrar las ecuaciones para así cumplir con esta
primera ley.
En
la interpretación del ejemplo anterior
encontramos que 256,51 g de S8 reaccionan con 256 g de O2
para producir 512,51 g de so o sea, que el peso de los reactivos es 512,51 g
igual al peso de los productos 512,51 g de SO2 Este resultado nos
demuestra que las ecuaciones químicas equilibradas cumplen la ley de la conservación de la materia.
2. Ley de la composición
definida J. Proust y J. Dalton): establece
que un compuesto dado siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción
de masa. Cualquier muestra del dióxido de azufre, siempre tendrá 50,04% azufre
y 49,95% de oxígeno y su composición nunca variará. En otra forma, esta ley
enuncia que el dióxido de azufre está constituido por átomos de azufre y
oxígeno, cuales forman las moléculas. Una molécula de azufre une a 8 moléculas
de oxígeno para formar 8 moléculas dióxido de azufre, cada una de ellas formada
por un átomo de azufre y dos átomos de oxígeno.
3. Ley de las
proporciones múltiples (Dalton): establece
que cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas
de un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento en los
diferentes compuestos guardan una relación de número enteros pequeños. El
hidrógeno se combina con el oxígeno para formar agua y peróxido de hidrógeno.
CÁLCULOS MASA A MASA: Hay varios métodos para resolver este
tipo de problemas en los cuales se utilizan las masas de las sustancias
reactivas y las de los productos.
a. Método del factor molar
Se basa en la
relación del número de moles entre dos sustancias que participan en una
reacción química.
Ejemplo 1.
Calcular la masa de dióxido de azufre que puede ser preparada a partir de la
combustión completa de 94 g de azufre.
Solución: 1.
Se escribe y equilibra la ecuación química para esta reacción: S8 +
8SO2 → 8 SO2.
2. Se
identifican los valores molares necesarios para resolver el problema:
Debemos
encontrar cuántas moles de SO2 pueden formarse a partir de X moles
de S8. De la ecuación podemos conocer que 1 mol de S8
produce 8 mole de SO2
3. Se
determina el factor molar de conversión: factor mola =
número de moles de sustanca buscada indicados
por la ecuación
Número de moles de sustancia
conocida indicados por la ecuación
Factor molar=
8 moles de SO2
1 mol de S8
4. Se
determina el número de moles de la sustancia problema: En este problema tenemos
94 g de sustancia problema S8
La masa
molecular de S8 es 32,064 g x 8 = 256,51 g; El factor de conversión
es: Multiplicamos este factor molar de conversión por la cantidad de sustancia
problema.
x moles de S8 = 94 g de S8 x 1mol de S8 = 0.366 moles de S8
256.51 g S8
5. Se
multiplica el número de moles de sustancia problema (paso 4) por el factor
molar (paso 3): x mol de SO2 =?
Ahora se
tienen determinadas las moles de SO producidas por 94 g de S8
1 mol de SO2
= 32.064 + 2 (16) = 64.064 g
0.366 mol de
S8 x 8 mol de SO2 =
2.92 mol de SO2
1 mol
de S8
6. Por
último, convertimos el valor mol a las unidades solicitadas (g), con el factor
de conversión apropiado:
x g SO2 =
2.92 mol de SO2 x 64.064 g SO2 = 187.06 g de SO2. R
La combustión de 94 g de S8 produce 187,06 g de SO2
1 mol SO2
b. Método de las
proporciones: se
fundamenta en la relación de la cantidad en gramos de las sustancias que
intervienen en una reacción. Teniendo
en cuenta el enunciado del problema anterior veamos cómo se soluciona por el
método de las proporciones.
Solución:
1. Se escribe la ecuación química equilibrada: S8 + 8SO2 calor 8 SO2.
2.
Se indican las especificaciones del problema: 94 g S8 → X g SO2
3.
Se escribe la relación molar que establece la ecuación equilibrada: 1 mol de S8 se producen 8 moles de SO2.
4.
Se convierten las cantidades molares dadas en la ecuación química a los
correspondientes valores en masa:
256.51 g de S8
producen 512.5 g de SO2
x g de SO2 = (512.5
g de SO2) (94 g de S8) = 187.80 g de SO2.
94 g de S8 producen x
256.51 g de S8.
2.
¿Cuántos gramos de yoduro de potasio, KI, se pueden obtener en la siguiente
reacción a partir de 100 g de K,
2K
+ I2 2KI?
100 g K x 1
mol K x 2 moles KI x 166 g
KI = 424.55 g de KI
39.1 g
K 2 moles K 1 mol KI
Análisis según las pruebas de estado:
C
+ 2 H2 CH4
12 g 6 g _____
60 g _____ _____
____ 18 g _____
____ _____ 8 g
EVALUACIÓN 1 SOBRE CÁLCULOS MASA A MASA.
1. Un método para preparar hidrógeno
en el laboratorio consiste en hacer reaccionar algunos ácidos sobre metales.
¿Cuántos gramos de zinc son necesarios para obtener 5,4 g de hidrógeno? Zn + H2SO4
→ ZnSO4 + H2
2. Determinar la masa de ácido
clorhídrico necesaria para preparar 220 gramos de dióxido de carbono.
Na2CO3 + 2 HCI
H2 O + 2 NaCl + CO2 R. 364,5 g de HCl.
3 Halla la masa de oxígeno que se puede obtener por la
descomposición de 72 g de clorato de potasio:
KClO3 ∆ KCl + O2. R: 28.18 g de O2
4. Halla la masa de calcio necesaria para obtener 14 g de
óxido de calcio: Ca + O2 →
CaO. R. 10 g de Ca.
5. Determina la masa de ácido clorhídrico necesaria para
preparar 222.05 gramos de dióxido
de carbono
Na2CO3 + HCl → H2O + NaCl
+ CO2.. R. 364.5 g de HCl
6. Según las pruebas de estado, resolver. N2 +
3H2 → 2NH3.
a. Con 34 g
de amoníaco ¿Cuántos g de N2 y H2?;
b. Con 56 g de N2
¿Cuántos g de H2 y NH3?
c. Con 18 g
de H2 ¿Cuántos g de N2 y NH3?,
d. Con 8.5 g
de NH3 ¿Cuántos g de H2 y N2?
CÁLCULOS MOL-MOL: los problemas estequiométricos son aquellos en los cuales
se calcula el número moles de una sustancia, que han reaccionado con, o se
producen a partir de un cierto número de moles de otra sustancia.
1. ¿Cuántas moles de nitrógeno son necesarias hacer
reaccionar con 0,75 moles de hidrógeno en la producción del amoniaco?
N2 + 3H2 → 2NH3
X 0,75 n de H2
0,75 n de H2 x 1 n de N2 / 3 n de H2 = 0,25 n de N2
2. ¿Cuántos moles de hidrógeno se
obtienen en la siguiente reacción a partir de 2 moles de HCl?
2 moles de HCl x 3
moles de H2 = 1
mol de H2
6 moles de HCl
3.
Para obtener 10 moles de Ca3 (PO4)2. ¿Cuántas
moles de Ca (OH)2 y de H3PO4 se necesitan?
3 Ca (OH)2
+ 2 H3PO4 + → Ca3 (PO4)2 +
6 H2O.
La
ecuación muestra que 3 moles de Ca (OH)2 producen 1 mol de Ca3 (PO4)2.
10
moles Ca3 (PO4)2. x
3 moles Ca (OH)2 = 30 moles de Ca (OH)2
1 mol de Ca3 (PO4)2.
Ahora
2 moles de H3PO4 producen 1 mol de Ca3 (PO4)2,
por tanto.
10
moles Ca3 (PO4)2. x
2 moles de H3PO4 = 20
moles de Ca3 (PO4)2.
1 mol
Ca3 (PO4)2.
EVALUACIÓN 2 SOBRE CÁLCULOS MOL- MOL.
1.
Halla la cantidad de moles de ácido clorhídrico necesaria para reaccionar
totalmente Con 0.27 moles de Fe:
Fe + HCl → FeCl2 + H2. R. 0.54 moles de
HCl.
2. ¿Cuántas moles de dióxido de
azufre se obtendrán por oxidación de 1,25 moles de sulfuro de hierro (II)?
FeS2
+ O2 → Fe2O3
+ SO2. R. 2.5 moles de SO2.
3. MnCl2 + Br2
+ 4 NH4OH→ MnO2
+ 2 NH4Cl + 2 NH4Br + 2H2O.
a. ¿Cuántas moles de Br2 se
requieren para reaccionar con un mol de MnCl2?
b. ¿Cuántas moles de NH4OH
se requieren para reaccionar con tres moles de Br2?
c. ¿Cuántas moles de NH4Br
se obtienen cuando se producen dos moles de MnO2?
d. ¿Cuántas moles de MnCl2 se
requieren para producir seis moles de NH4Cl?
CÁLCULOS MOL-MASA: En esta
clase de problemas se desea calcular el número de moles de unas sustancias
producidas a partir de, o que reaccionan con una masa dada de otra
sustancia, o viceversa, dada una masa
calcular las moles.
1. El oxido de
hierro (III) reacciona con coque (carbón) en un alto horno para producir
monóxido de carbono y hierro fundido, Cuántas moles de hierro pueden producir a
partir de 30 g de óxido de hierro (III). Fe = 55,85 g/n; O = 16 g/n ;
Fe = 55,85 g/n x
2 = 111,7; O = 16 g/n x 3 = 48;
Fe2O3
+ 3C → 2Fe + 3CO
30 g n=?
Fe2O3
= 111,7 + 48 =
159,70 ; 1 n de Fe2O3 = 159,70 g
30 g de Fe2O3 x 2 n de Fe/ 159,70 g de Fe2O3 = 0,37 n de Fe.
2. ¿Cuántos gramos de sulfuro de cinc
se necesitan para reaccionar completamente 1,8 moles de oxígeno? Zn
= 65, 3; S = 32;
ZnS
= 97, 3; 2 ZnS = 194, 6 g;
2 ZnS + 3 O2 ∆
2 ZnO + 2 SO2.
W =? 1,8 n
1,8 n O2 x 194,6 g ZnS /
3 n O2 = 116,92 g de
ZnS.
3. ¿Cuántos gramos de KClO3
se requieren para producir 9 moles de oxígeno?
2 KClO3 ∆ 2 KCl + 3 O2.
9 moles de O2 x 2 moles KClO3 x 122.6
g KClO3 = 735.6 g KClO3
3 moles de O2 1 mol KClO3
EVALUACIÓN 3 SOBRE CÁLCULOS MOL- MASA.
1. ¿Por hidratación de 42 g de tricloruro de fósforo,
cuántas moles de ácido clorhídrico se recogen?
PCl3 + H2O → H3PO4 + HCl. R
.091 moles de HCl.
2. Cierta cantidad
de aluminio se hizo reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico obteniéndose
1,12 g de H2 ¿Cuántas moles de aluminio entraron en reacción? Al +
HCl → AlCl3 +
H2. R. 0.37 moles de Al.
3. ¿Cuántos gramos de O2
se obtienen por descomposición de 0.25 moles de peróxido de hidrógeno?
H2O2
→ H2O + O2.
R. 4 g de O2.
4. a) Cuántos
gramos de Cinc metálico son necesarios para reaccionar totalmente con 10.3
moles de ácido clorhídrico?
b)
Qué cantidad de hidrógeno en moles se recogen? Zn + HCl → ZnCl2
+ H2. R/ a.
336,65 g de cinc; b. 5,15 n de H2.
5.
¿Cuántos gramos de P4 se pueden obtener a partir de 500 g de SiO2
en la siguiente ecuación:
2 Ca3
(PO4)2 + 6 SiO2 +10 C → 6 CaSiO3
+ 10 CO + P4.
CÁLCULOS CON REACTIVO
LÍMITE
Generalmente
en el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de uno de los
reactivos para las diversas experiencias, ocasionando el exceso de uno de los
reactivos. Los cálculos para determinar la cantidad de producto esperado se realizan teniendo en cuenta la sustancia
que se consume en forma total o reactivo límite. Es decir es aquella sustancia
que se consume más rápido de los reactivos en una reacción. Es la sustancia que
en una reacción química se consume totalmente Determina la cantidad de
productos formados y la de los otros reaccionantes que intervienen.
1. El
amoníaco se produce por reacción del hidrógeno con el nitrógeno, según la
ecuación. N2 + 3H2 → 2NH3
Si se toman
12 moles de hidrógeno y 5 moles de nitrógeno. Averiguar: a. Reactivo límite; b.
Cantidad de amoniaco producido; c. Cantidad que sobró del otro reactante
a. N2 + 3
H2 →
2NH3
b.
12 moles de H2 x 2
moles de NH3 = 8 moles de NH3
5/1
12/3
3 moles de H2.
5
4 por tanto el reactivo límite
es el H2.
c. 12
moles de H2 x 1
mol de N2 = 4 moles de NH3. Se tomaron 5 moles de N2 y
reaccionaron 4 moles, sobra 1 mol.
3 moles de H2.
Para
averiguar cuánto nitrógeno sobra, tomo lo que me da el problema y le quito lo
que reacciona con el reactivo límite.
2. Se hacen
reaccionar 15 g de NaOH con 15 g de HCI para producir agua y cloruro de sodio,
Cuántos gramos de NaCl (cloruro de sodio) se obtienen? NaOH + HCl → NaCl + H2O.
15 g
NaOH x 36.5 g HCl = 13.67 g HCl 40 g NaOH
Significa
que en la reacción únicamente 15 g de NaOH requieren combinarse con 13,67 g de
HCI, quedando en exceso 1,33 g de HCl. Por tanto, el reactivo límite es el NaOH y con
ese valor debemos determinar la cantidad de producto obtenido. Cuando se hacen
reaccionar 15 g de NaOH con 13,67 g de HCl se obtienen 21,92 g de NaCl.
15
g NaOH x 58.5 g NaCl = 21.92 g de NaCl
40 g NaOH
3.
Calcule cuántos gramos de fosfato de calcio se pueden producir a partir de la
reacción entre 100 gramos de CaCO3 y 70 gramos de
H3
PO4 si la ecuación
balanceada es: 3 CaCO3 + 2 H3PO4 → Ca3 (PO4)2
+ 3 CO2 + 3 H2O
100
g CaCO3 x 1 mol CaCO3
= 1 mol de CaCO3 70 g de H3PO4 x
1 mol H3PO4 = .714 moles
100 g CaCO3 98 g H3PO4
Para
hallar el reactivo límite se calcula a partir del número de moles obtenido,
1
mol CaCO3 x 1 mol Ca3
(PO4)2 = 0334 moles Ca3 (PO4)2; 0.714 moles H3PO4 x 1
mol Ca3 (PO4)2 = 0356 moles Ca3 (PO4)2.
3 moles CaCO3 2
moles H3PO4.
El
reactivo límite es el de menor valor en moles, 0334 moles Ca3 (PO4)2,
ahora hallamos la cantidad de gramos.
0334
moles Ca3 (PO4)2 x 310 g Ca3 (PO4)2
= 103.6 g Ca3 (PO4)2.
1 mol
Ca3 (PO4)2
EVALUACIÓN
4 SOBRE REACTIVO LÍMITE.
1. El cloro y
el metano reaccionan para formar el cloroformo, según la siguiente reacción: CH4
+ 3 Cl2 → CHCl3 + 3 HCl.
Para cada uno de los
siguientes casos, establezca cuál es el reactivo límite.
a. 1.5 moles
de cloro y 1.5 moles de metano. b. 2
moles de cloro y 3 moles de metano. c.
0.5 moles de cloro y 0.20 moles de metano. d. 0.2 moles de cloro y 3 moles de
metano. e. 2 moles de cloro y 7 moles
de metano.
2. Dada la
siguiente ecuación estequiométrica CaH2 + 2 H2O → Ca (OH)2
+ 2 H2, establezca, en cada caso, cuál es el reactante límite.
a.10 g de CaH2
y 50 g de H2O. b.
0.1 g de CaH2 y 0.50 g de H2O. c.500 g de CaH2 y 200 g de H2O.
d. 200 g de
CaH2 y 500 g de H2O.
e. 1 kg de CaH2 y 3 Kg de H2O.
3. Cuando se
calienta Cu en presencia de S, se produce Cu2S. ¿Cuánto sulfuro de
cobre, se produce a partir de 100 g de cobre y 50 g de S? ¿Cuál es el reactante
límite y cuánto queda de reactivo en exceso? 2 Cu + S → Cu2S
3. En la
producción de ácido sulfúrico se hace reaccionar el trióxido de azufre con el
agua. En una experiencia se combinan 110 g de SO3 con 27 g de H2O.
¿Cuál es la masa y moles de H2 SO4 obtenido? SO3 + H2O
→ H2SO4. R 134.88 g y 1.37 moles de H2SO4.
4. La fosfina
(PH3) se obtiene al hidratar el fosfuro de calcio (Ca3P2). Al combinar 60 gramos de Ca3P2
con 2.5 moles de H2O. ¿Cuántos gramos de PH3 se obtienen? Ca3P2 + H2O
→ Ca (OH)2 + PH3. R. 22.38 g de PH3
PORCENTAJE
DE RENDIMIENTO Y PUREZA.
La
cantidad de producto que se obtiene en una reacción química generalmente es
menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones estequiométricas.
El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas. Por ejemplo alguno de
los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad calor
insuficiente, reacciones laterales con diferentes productos o algo de productos
que reaccionan para formar de nuevo los reactivos. En cualquier se obtiene de
la reacción menos producto que el esperado por los cálculos. El porcentaje de rendimiento se define como
sigue:
Pureza:
sustancia pura + sustancia impura = 100%; sustancia pura = sustancia impura x 100%
De
donde se deduce: % impureza = peso del compuesto puro/peso del compuesto impuro
Rendimiento
o eficiencia: es
frecuente que en una reacción química el producto real sea menor que el
producto calculado teóricamente, luego el rendimiento o eficiencia de la
reacción es inferior al 100%.
Que
el rendimiento o eficiencia de la reacción es inferior al 100% se debe a:
-
Reacciones reversibles o incompletas.
-
Impurezas de reactivos y productos.
-
Ineficiencia de los métodos de separación de productos.
R
o Ef = Producido real x 100%
Producido teórico
1.
Cuántos gramos de HNO3 deI
70% se obtienen con 75 g de nitrato de potasio del 95% reaccionando con 90
gramos de H2SO4
puro?
KNO3 + H2SO4
→ HNO3 + KHSO4:
75 g KNO3 x 95%/100% = 71.25 g de KNO3 puro.
KNO3 + H2SO4 → HNO3 + KHSO4
101g
98 g 63 g
Para hallar el reactivo límite se
dividen las cantidades de reactivos puros en el peso total de las moles que
indica la ecuación. El menor valor corresponde al reactivo límite. 71.25g/101g
= 0.7 de KNO3 y 90g/98g =
.091 g de H2SO4.
Con el peso del reactivo límite
hallado el KNO3, dice que 101g KNO3 produce 63
g de HNO3.
71.25 g KNO3 x 63 g HNO3
/ 101g KNO3 = 44.4 g HNO3.
Según el problema el HNO3 que se produce no es puro, debe pesar más (sustancia pura + sustancia impura =
100%), 100 g de sustancia impura tienen 70 g de sustancia pura (70%).
44.4
g puros HNO3 x 100 g impuros HNO3 /
70 g puros HNO3 = 63.4 g HNO3
2.
El zinc desplaza el hidrógeno del ácido clorhídrico para obtener hidrógeno,
para tal fin se utiliza Zn en suficiente cantidad, más 800 gramos de HCI con
una pureza deI 80% y se obtuvieron 10 gramos de H2 ¿Cuál es la
eficiencia de la reacción?
Zn
+ 2 HCl → ZnCl2 + H2
65.4 g 73 g 2 g
Calculo los g
puros de HCl. 800 g impuros x 80% / 100% = 640 g puros de HCl
Se colocan
los datos que pregunta el problema en la ecuación y planteo, para averiguar el
producto teórico.
Zn
+ 2 HCl → ZnCl2 + H2
73 g 2 g 640 g HCl x 2 g H2 / 73 g HCl =
17.5 g de H2.
640 g X
Aplico la
fórmula de %R = 10 g H2 x 100%/ 17.5 g H2 = 57.14%
Para estos
problemas siempre me dan el producto real y se debe hallar el producto teórico
y reemplazar.
3.
¿Cuantos gramos de fluoruro de calcio de 90% de pureza se requieren para
preparar 100 gramos de HF?
CaF2
+ H2SO4 → CaSO4 + 2 HF
100
g HF x 1 n HF_ x 1 n CaF2_ x 78 g CaF2_ =
195 g CaF2 puro;
20 g HF 2 n HF 1 n CaF2
195
g CaF2 puro x 100 g impuro = 216.7 g de CaF2 impuros
90 g puro
4.
¿Cuántos gramos de ácido fluorhídrico se pueden obtener a partir de 200 gramos
de fluoruro de calcio de 90% de pureza? La reacción es: CaF2 + H2SO4
→ CaSO4 + 2 HF. 200g
de CaF2 impuros
x 90 g puros CaF2 / 100 g impuros CaF2 = 180 g puros de
CaF2.
180
g CaF2 x 1 mol de CaF2 / 78 g CaF2 = 21.3
moles de CaF2.
2.3 moles
CaF2 x 2 moles HF
x 20 g HF =
2.3 x 2
x 20 g HF = 92 g de HF
1 mol
CaF2 1 mol HF 1 x 1
EVALUACIÓN 5 SOBRE PORCENTAJE DE
RENDIMIENTO Y PUREZA.
1.
¿Cuántos gramos de Na2SO4 se pueden producir a partir de
750 g de NaCl de 88% de pureza?
2
NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl. R 801 g de Na2SO4.
2.
Un mineral de Zn, ZnS contiene 80% de Zn. Calcule cuántos gramos de oxígeno se
requieren para reaccionar con 450 g de mineral. ¿Cuántas moles de SO2 se
forman? 2 ZnS + 3 O2 → 2 SO2 + 2 ZnO. R 264 g de O2 y 349,8 g de
SO2
3.
¿Cuánto disulfuro de carbono CS2 se puede producir a partir de 540 g
de SO2 cuando se hacen reaccionar con un exceso de C, si el
porcentaje de rendimiento de la reacción es de 82%? SO2 + C → CS2 + 2 O2. R 263 g
de CS2.
4. Calcule la cantidad de óxido de calcio CaO,
que se puede
obtenerse por calentamiento
de 200 gramos de un mineral de calcio que contiene 95% de CaCO3,
según la ecuación: CaCO3 + ∆ → CaO + CO2. 4. R 107
g de CaO.
5. Para el
problema anterior, calcule la pureza del mineral de calcio, si durante el
proceso, se hubieran obtenido 106 g de CaO. ¿Cuál sería la pureza si se hubiera
obtenido 110 g de CaO? 5.
R 93,8 % y 98,2 %.
6. En una
experiencia a partir de 038 moles hidróxido de potasio de pureza del 70% con
exceso de ácido sulfúrico ¿Cuántos
gramos de sulfato de potasio se recogen?
KOH + H2SO4 + → K2SO4 + H2O.
R. 22.65 g de K2SO4.
7.
Una forma de obtener cloro en el laboratorio es por acción de un agente
oxidante fuerte sobre un cloruro:
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O
+ 5 Cl2.
En
una experiencia por reacción de 47,2 g de KMnO4 se recogen 50 g de
Cl2 determina el rendimiento de la reacción.
R. 94,5%
ENFRENTATE
AL RETO DE LAS PREGUNTAS ICFES.
Las preguntas que se presenta a continuación son ICFES Tipo I,
donde existe una sola respuesta verdadera a partir del encabezado. Justifique
la respuesta elegida
CONTESTE LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Un método para obtener hidrógeno es la reacción de
algunos metales con el agua. El sodio y el potasio, por ejemplo, desplazan al
hidrógeno del agua formando hidróxidos (NaOH ó KOH). El siguiente esquema
ilustra el proceso
1. De
acuerdo con lo anterior, la ecuación química que mejor describe el proceso de
obtención de hidrógeno es
 |
A.
2H2O + 2K H2 
B.
H2 2H2O 2 H2O + 2K
C.
2H2O + 2Na 2NaOH + H2 D.
H2O + Na NaOH + H
2. De
acuerdo con la información anterior, el número de moles de potasio necesarias
para producir ocho moles de hidrógeno es
A. 1 B. 2 C. 8 D. 16
CONTESTE
LAS PREGUNTAS 3 Y 4 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACION
2 H2+ C CH4. C (12 g/mol); H (1 g/mol) y CH4
(16 g /mol).
3 De acuerdo con la ecuación representada, es
válido afirmar que
A. se
conservo la cantidad de materia B. se conservó el número de
moles
C. aumento el número de moléculas
D. aumento el número de átomos de cada
elemento
4.
Teniendo en cuenta que hay suficiente cantidad de ambos reactivos es válido
afirmar que para producir 8g de CH4 se necesitan: A. 16 gramos de C B. 2 gramos de H C. 12 gramos de C D. 4 gramos de H
5. Ca + 2H2O → Ca (OH) 2 + H2
↑. De acuerdo con la ecuación anterior, si reaccionan 10 moles de agua con 3
moles de calcio probablemente
A. los
reactivos reaccionaran por completo sin que sobre masa de alguno
B. el
calcio reaccionara completamente y permanecerá agua en exceso
C. se
formaran 13 moles de hidrógeno
D. se formara un mol de hidróxido de calcio
RESPONDA LAS
PREGUNTAS 6 Y 8 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Las sustancias P y J reaccionan de acuerdo con la
siguiente ecuación P + J produce 2 X. Adicionalmente la sustancia X reacciona
con la sustancia R de acuerdo con la siguiente ecuación X + R produce Q + J, Químicamente la sustancia R no
reacciona con las sustancias P y J. En la siguiente tabla se presentan algunas
características de las sustancias P, J, X, R y Q.
6. Si reaccionan 2 moles de J con 1 mol de P y el
producto reacciona con 1 mol de R, la cantidad de cada sustancia al final de
las dos reacciones es
A.1 mol de Q, 2 moles de J y 2 moles de X B. 1 mol de
Q y 1 mol de J
C. 1 mol de Q, 2 moles de J y 1 mol de X D. 2
moles de Q y 1 mol de J
7. Las
masas molares de las sustancias J y R son respectivamente
A. 40 y
30 g/mol B. 10 y 20 g/mol C. 20 y 40 g/mol D. 10 y 30 g/mol
8. La
siguiente tabla presenta las solubilidades (S) del NaNO3 a
diferentes temperaturas (T). La gráfica que representa correctamente los datos
contenidos en la tabla, es
9. La
síntesis industrial del ácido nítrico se representa por la siguiente ecuación:
3 NO2 g) + H2O (g)
→ 2 HNO3 (ac) + NO (g)
En
condiciones normales, un mol de NO2 reacciona con suficiente agua
para producir
A. 3/2
moles de HNO3 B. 4/3 moles de HNO3 C. 5/2 moles de HNO3 D. 2/3 moles de HNO3.
CONTESTE LAS PREGUNTAS 10 Y 11 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
El aire esta compuesto aproximadamente de 21% de O2
y 79% de N2 (molar). Un combustible se quema de acuerdo con la
siguiente reacción:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
10. Si se
queman 10 moles de CH4 utilizando 100 moles de aire, la cantidad de
moles de O2 que sobra es
aproximadamente
A.
95
B. 1 C. 90
D. 5
11. Si
reacciona 1 mol de CH4 en presencia de 3 moles de O2 en
un recipiente cerrado, la composición molar final de la mezcla será
A. 50% H2O,
25% O2, 25% CO2 B. 50% H2O, 50% CO2
C. 25% H2O, 25% O2,
50% CO2 D. 50% H2O,
50% O2
12. Al
calentar clorato de potasio se produce cloruro de potasio y oxígeno, de acuerdo
con la siguiente ecuación:
2 KClO3 ∆
2 KCl + 3 O2
En una prueba de laboratorio se utiliza un recolector de
gases y se hacen reaccionar 61,25 g de KClO3 (masa molecular = 122,5
g/mol). Según la información anterior,
se recogerán
A. 1,2 moles de O2 y quedara un residuo de
0,66 moles de KCl
B. 0,75 moles de O2 y quedara un residuo de
0,5 moles de KCl
C. 3
moles de O2 y quedara un residuo de 2 moles de KCl
D. 1,5 moles de O2 y quedara un residuo de 1 mol
de KCl
13. Se combinan 48 g de R y 32 g de U para formar el
compuesto R2U3, de acuerdo con la siguiente ecuación:
4 R + 3 U2 → 2 R2U3.
Si R tiene una masa molar de 24 g y U una masa molar de 16 g , es válido afirmar que al
finalizar la reacción
A. quedan 16
g de R. B. no
queda masa de los reactantes. C.
quedan 24 g
de R. D. quedan 16 g de R y 24 g de U.
CONTESTE LAS
PREGUNTAS 14 Y 15 DE ACUERDO CON
La ecuación que se presenta a continuación, representa la
combustión del alcohol etílico.
C2H5OH (l) + 3O2
(g) ∆ 2 CO2 (g) + 3 H2O
(g)
Las masas molares (g/mol) de C2H5OH
(46), O2 (32), CO2 (44) y H2O (18).
Se tiene un mechero de alcohol que es encendido y
simultáneamente cubierto con una campana transparente en la que no hay entrada
ni salida de aire.
14. Si el mechero contiene 3 moles de etanol y dentro de
la campana quedan atrapadas 9 moles de 02, es de esperar que cuando
se apague el mechero
A. haya reaccionado todo el oxígeno y queden sin
combustir 2 moles de etanol
B. quede sin combustir 1 mol de etanol y sobren 2 moles
de oxígeno
C. haya reaccionado todo el etanol y sobren 6 moles de
oxígeno
D. haya reaccionado todo el etanol con todo el oxígeno.
15. Si dentro de la campana hay 3 moles de etanol y 3
moles de 02, al terminar la reacción la cantidad de CO2 y
H2O producida será respectivamente.
A. 88 g y 54 g
B. 2 g y 3g C. 46 g y 96 g D. 44 g y 18 g.
16. Teniendo en
cuenta la información estequiométrica de la ecuación, es válido afirmar que
a partir de: P2S → 2P + S
A. 3 moles de P2S se producen 2 moles de P y
mol de S B. 1 molde P2S
se producen 2 moles de P y 1 mol de S
C. 3 moles de P2S se produce 1 mol de P y 2
moles de S D. 2 moles de P2S
se produce 1 mol de P y 1 molde S.
17. A 500°C
y 30 atm de presión se produce una sustancia gaseosa S a partir de la reacción
de Q y R en un recipiente cerrado:
Q (g) + 2 R (g) → S (g)
Se hacen reaccionar 10 moles de Q con 10 moles de R. Una
vez finalizada la Reacción
entre Q y R, el número de moles de S presentes en el recipiente es: A. 2 B.
3 C. 4 D. 5
CONTESTE LAS PREGUNTAS 18 Y 19 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
El aire está compuesto aproximadamente por el 21% de
oxigeno y 79% nitrógeno (molar). Un combustible se quema de acuerdo con la
siguiente reacción: C3H8
+ 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O.
18. S se queman 10 moles de C3H8 utilizando
300 moles de aire, la cantidad de moles de O2, que sobran es
aproximadamente
A. 100
B. 95 C. 13 D. 50
19. Si reacciona 1 molde C3H8 con 8
moles de O2, en un recipiente cerrado, la composición molar final de
a mezcla será:
A. 30% de O2, 20% de CO2 y 50 % de H2O B. 50% de CO2 y 50 %de H2O
C. 30% de O2 30% de CO2, y 40% de H2O D.
50% de O2 y 50% de CO2
20. Las sustancias que aparecen en
la tabla, se utilizan frecuentemente como fertilizantes y contribuyen a la
nitrogenación del suelo. Urea (NH2)2CO, nitrato de amonio
NH4NO3, guanidina HNC (NH2)2 y
amoníaco NH3. Teniendo en cuenta esta información, es válido afirmar
que la sustancia que contribuye con más nitrógeno al suelo es:
A. la urea porque presenta 2 moles
de N por cada molécula
B. la guanidina ya que presenta 3
moles de N por cada mol de sustancia
C. el nitrato de amonio porque
presenta 4 moles de N por cada mol de sustancia
D. el amoníaco ya que una molécula
contiene 3 átomos de N.
21.
El fosfato de potasio, K3PO4,
es un compuesto que se usa comúnmente en la preparación de ciertos
fertilizantes. Una de las formas para obtener el K3PO4 es
haciendo reaccionar ácido fosfórico con carbonato de potasio, de acuerdo con
la siguiente ecuación: 2 H3PO4 (Ac)
+ 3 K2CO3 (Ac) → 2 K3PO4 (Ac) + 3
CO2 (g) + 3 H2O (l).
H3PO4 (98g/mol), K2CO3
(138 g/mol), K3PO4 (212 g/mol), CO2 (44 g/mol)
y H2O (18 g/mol)
Si
se hacen reaccionar 828g de carbonato de potasio con ácido fosfórico en exceso,
el número de moles de fosfato de potasio obtenido es: A. 2 B. 3 C. 4 D.6
22. Una
muestra de ácido clorhídrico puro, HCl, necesita 100 g de NaOH de 80% de
pureza para neutralizarse. La masa de la muestra de ácido clorhídrico es: A. 73 g B. 80 g C. 40 g D. 36,5 g
23. En un recipiente se mezclan sin reaccionar 50 ml de
un líquido incoloro con un sólido rojo que contiene algunas impurezas. De esta
mezcla se obtiene una solución de color rojo. Si la adición del sólido no
afecta el volumen y la concentración de impurezas en la solución obtenida es
igual a 20 mg/ml, puede afirmarse que la cantidad de impurezas presentes en el
sólido era igual a:
A. 200
mg B.
20 mg
C. 10 g D. 1 g
CONTESTE
LAS PREGUNTAS 24 Y 25 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE ECUACIÓN: Zn + 2 HCl→ ZnCl2
+ H2. Las masas molares (g/mol) son respectivamente Zn (65), HCl
(36), ZnCl2 (135) y H2 (2).
24. Es válido afirmar que la
ecuación anterior, cumple con la ley de la conservación de la materia, porque:
A. el
número de átomos de cada tipo en los productos es mayor que el número de átomos
de cada tipo en los reactivos
B. la
masa de los productos es mayor que la masa de los reactivos
C. el
número de átomos de cada tipo en los reactivos es igual al número de átomos del
mismo tipo en los productos
D. el
número de sustancias reaccionantes es igual al número de sustancias obtenidas.
25. De
acuerdo con la ecuación anterior, es correcto afirmar que:
A. 2
moles de HCl producen 2 moles de ZnCl2 y 2 moles de H B. 1mol de Zn
produce 2 moles de ZnCl2 y
C. 72 g de HCl producen 135 g de ZnCl2 y 1
mol de H2 D. 135 g de ZnCl2 reaccionan con 1 molécula
de H2
26. A continuación se describen diferentes técnicas para
la separación de mezclas. En el laboratorio se llevan a cabo las reacciones
químicas en relaciones estequiométricas que se representan en las siguientes
ecuaciones:
Reacción
1: HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
Reacción
2: 2Kl (ac) + Pb (NO3) → 2(ac) Pbl 2(s)
+ 2KNO3 (ac)
Reacción
3: CaCO3(s) → CaO (s) + CO2
(g)
Reacción
4: CO2 (g) + 2NaOH (ac) → Na2CO3
(s) + H2O (l)
Si se
filtran los productos de la reacción 1, es muy probable que
A. se
separe el agua por estar en estado líquido
B.
permanezca la mezcla ya que los componentes no pueden separarse.
C. se
separe el NaCl, ya que está disuelto en el agua
D. disminuya la
cantidad de NaCl disuelto en el agua
RESPONDA LAS PREGUNTAS 27 Y 28 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Dos elementos, X y Y, se mezclan en un recipiente en
donde reaccionan produciendo 1 mol del compuesto Z, posteriormente, la mezcla
resultante se separa en sus componentes y los resultados del experimento se
consignan en la siguiente tabla
27. De
acuerdo con los resultados del experimento, la masa molar (g/mol) del compuesto
Z es
A. 25 B.
20 C. 40 D. 30.
28. De
acuerdo con los datos obtenidos en el experimento, es probable que la reacción
ocurrida entre X y Y sea:
A. 2X + Y
→ Z B.
X + Y → Z C.
X + 2Y → 2Z D. X + 2Y → Z
29. En una reacción reversible los productos aumentan su
concentración y los reactivos la disminuyen. Al cabo de un tiempo estas
concentraciones permanecen constantes. [X2] + [Y2] ↔
[2XY]. Si reaccionan 1 mol de X2 con 1 mol de Y2 hasta
llegar al equilibrio, la gráfica que describe correctamente este proceso en el
tiempo t es:
 |
30. La siguiente ecuación química representa una reacción
de descomposición: 2 X2YZ (l) ∆ 2 X2Y (s) + Z2
(g). De acuerdo con lo anterior, el montaje experimental en donde se
lleva a cabo la anterior reacción es:
31. La
ecuación que representa la reacción química que sucede en la batería de un automóvil es la siguiente:
Pb + PbO2 + H2SO 4 → PbSO4 + H2O. Un
analista conoce la masa de cada uno de los productos que se obtuvieron y las
masas molares de las sustancias que intervienen en la reacción. Para determinar
la masa de Pb que reacciona, debe saber la relación molar entre
A. PbO2,
H2SO 4 y H2O B. Pb y PbSO4 C. Pb, PbO2 y PbSO4 D. PbSO4 y H2O
La
estequiometría se refiere a las relaciones de masa y entre las sustancias que
intervienen en una reacción química. El desarrollo de la química, una ciencia
experimental, se inició hacia el siglo XVII. El irlandés Robert Boyle escribió
«El verdadero hombre de ciencia debe efectuar ensayos, hacer observaciones y no
formular teoría alguna sin haber comprobado previa mente los fenómenos
relacionados con ella. La ciencia fue dejando de basarse en especulaciones
puramente filosóficas y una serie de leyes cuantitativas fueron sentando las
bases de la química moderna.
Las
mediciones en el laboratorio, con el empleo de la balanza, llevaron a Lavoisier
y otros científicos a enunciar las principales leyes estequiométricas de la
química que constituyen el objeto de esta unidad.
El significado de las
ecuaciones químicas: la
ecuación química proporciona una descripción clara, concisa y cualitativa de
una reacción química. Además, tiene también un significado cuantitativo, es
decir, hay una relación entre las cantidades de los reaccionantes y productos
que se pueden obtener directamente de la ecuación balanceada. Por ejemplo, un
método de preparación del dióxido de azufre (SO2), mediante la
combustión del azufre (S8).
De
esta ecuación equilibrada podemos obtener la siguiente interpretación
cuantitativa: S8(s) + 8SO2 (g) calor
8 SO2.(g)
1.
Reactivos y productos que se obtienen. El azufre sólido reacciona con el
oxígeno gas, produciendo el dióxido de azufre gas.
2.
Fórmulas para cada reactivo y cada producto. La fórmula para el azufre sólido
es S8(s), para el oxígeno gas, O2 y para el dióxido de
azufre gas, SO2 (g).
3.
Número relativo de moléculas de cada reactivo y el número de moléculas de
productos formados. Una molécula de azufre reacciona con 8 moléculas de oxígeno
para producir 8 moléculas de dióxido de azufre.
4.
Número relativo de átomos para cada elemento en la reacción. Ocho átomos de
azufre reaccionan con 16 átomos de oxígeno para dar ocho moléculas de dióxido
de azufre o 24 átomos en total.
5.
Número relativo de masas moleculares de reactivos y productos. Una masa
molecular de azufre reacciona con ocho masas moleculares de oxígeno para
originar ocho masas moleculares de SO2
6.
Número relativo de gramos (u otras unidades de masa) de cada sustancia,
reactivo o producto. 256,51 g de S8 reaccionan con 256 g de O2
para producir 51251 g de SO2
7.
Número relativo de moles de cada sustancia que reacciona o que se produce. Una
mol de S reacciona con ocho moles de oxígeno para dar ocho moles de SO2.
Leyes ponderales: son aquellas que determinan el
comportamiento químico de la materia en cuanto a pesos de sustancias que
intervienen en una reacción; ellas son: Ley
de la conservación de la materia, Ley de la composición definida, Ley de las
proporciones múltiples.
1. Ley de la
conservación de la materia: La
cantidad en gramos de reactivo que inician la reacción debe ser igual a la
cantidad en gramos de productos que se obtienen. Para efecto de los cálculos
químicos siempre debemos equilibrar las ecuaciones para así cumplir con esta
primera ley.
En
la interpretación del ejemplo anterior
encontramos que 256,51 g de S8 reaccionan con 256 g de O2
para producir 512,51 g de so o sea, que el peso de los reactivos es 512,51 g
igual al peso de los productos 512,51 g de SO2 Este resultado nos
demuestra que las ecuaciones químicas equilibradas cumplen la ley de la conservación de la materia.
2. Ley de la composición
definida J. Proust y J. Dalton): establece
que un compuesto dado siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción
de masa. Cualquier muestra del dióxido de azufre, siempre tendrá 50,04% azufre
y 49,95% de oxígeno y su composición nunca variará. En otra forma, esta ley
enuncia que el dióxido de azufre está constituido por átomos de azufre y
oxígeno, cuales forman las moléculas. Una molécula de azufre une a 8 moléculas
de oxígeno para formar 8 moléculas dióxido de azufre, cada una de ellas formada
por un átomo de azufre y dos átomos de oxígeno.
3. Ley de las
proporciones múltiples (Dalton): establece
que cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas
de un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento en los
diferentes compuestos guardan una relación de número enteros pequeños. El
hidrógeno se combina con el oxígeno para formar agua y peróxido de hidrógeno.
CÁLCULOS MASA A MASA: Hay varios métodos para resolver este
tipo de problemas en los cuales se utilizan las masas de las sustancias
reactivas y las de los productos.
a. Método del factor molar
Se basa en la
relación del número de moles entre dos sustancias que participan en una
reacción química.
Ejemplo 1.
Calcular la masa de dióxido de azufre que puede ser preparada a partir de la
combustión completa de 94 g de azufre.
Solución: 1.
Se escribe y equilibra la ecuación química para esta reacción: S8 +
8SO2 → 8 SO2.
2. Se
identifican los valores molares necesarios para resolver el problema:
Debemos
encontrar cuántas moles de SO2 pueden formarse a partir de X moles
de S8. De la ecuación podemos conocer que 1 mol de S8
produce 8 mole de SO2
3. Se
determina el factor molar de conversión: factor mola = número de moles de sustanca buscada indicados
por la ecuación
Número de moles de sustancia
conocida indicados por la ecuación
Factor molar=
8 moles de SO2
1 mol de S8
4. Se
determina el número de moles de la sustancia problema: En este problema tenemos
94 g de sustancia problema S8
La masa
molecular de S8 es 32,064 g x 8 = 256,51 g; El factor de conversión
es: Multiplicamos este factor molar de conversión por la cantidad de sustancia
problema.
x moles de S8 = 94 g de S8 x 1mol de S8 = 0.366 moles de S8
256.51 g S8
5. Se
multiplica el número de moles de sustancia problema (paso 4) por el factor
molar (paso 3): x mol de SO2 =?
Ahora se
tienen determinadas las moles de SO producidas por 94 g de S8
1 mol de SO2
= 32.064 + 2 (16) = 64.064 g
0.366 mol de
S8 x 8 mol de SO2 =
2.92 mol de SO2
1 mol
de S8
6. Por
último, convertimos el valor mol a las unidades solicitadas (g), con el factor
de conversión apropiado:
x g SO2 =
2.92 mol de SO2 x 64.064 g SO2 = 187.06 g de SO2. R
La combustión de 94 g de S8 produce 187,06 g de SO2
1 mol SO2
b. Método de las
proporciones: se
fundamenta en la relación de la cantidad en gramos de las sustancias que
intervienen en una reacción. Teniendo
en cuenta el enunciado del problema anterior veamos cómo se soluciona por el
método de las proporciones.
Solución:
1. Se escribe la ecuación química equilibrada: S8 + 8SO2 calor 8 SO2.
2.
Se indican las especificaciones del problema: 94 g S8 → X g SO2
3.
Se escribe la relación molar que establece la ecuación equilibrada: 1 mol de S8 se producen 8 moles de SO2.
4.
Se convierten las cantidades molares dadas en la ecuación química a los
correspondientes valores en masa:
256.51 g de S8
producen 512.5 g de SO2 x g de SO2 = (512.5
g de SO2) (94 g de S8) = 187.80 g de SO2.
94 g de S8 producen x
256.51 g de S8.
2.
¿Cuántos gramos de yoduro de potasio, KI, se pueden obtener en la siguiente
reacción a partir de 100 g de K,
2K
+ I2 2KI?
100 g K x 1
mol K x 2 moles KI x 166 g
KI = 424.55 g de KI
39.1 g
K 2 moles K 1 mol KI
Análisis según las pruebas de estado: C
+ 2 H2 CH4
12 g 6 g _____
60 g _____ _____
____ 18 g _____
____ _____ 8 g
EVALUACIÓN 1 SOBRE CÁLCULOS MASA A MASA.
1. Un método para preparar hidrógeno
en el laboratorio consiste en hacer reaccionar algunos ácidos sobre metales.
¿Cuántos gramos de zinc son necesarios para obtener 5,4 g de hidrógeno? Zn + H2SO4
→ ZnSO4 + H2
2. Determinar la masa de ácido
clorhídrico necesaria para preparar 220 gramos de dióxido de carbono.
Na2CO3 + 2 HCI
H2 O + 2 NaCl + CO2 R. 364,5 g de HCl.
3 Halla la masa de oxígeno que se puede obtener por la
descomposición de 72 g de clorato de potasio:
KClO3 ∆ KCl + O2. R: 28.18 g de O2
4. Halla la masa de calcio necesaria para obtener 14 g de
óxido de calcio: Ca + O2 →
CaO. R. 10 g de Ca.
5. Determina la masa de ácido clorhídrico necesaria para
preparar 222.05 gramos de dióxido
de carbono
Na2CO3 + HCl → H2O + NaCl
+ CO2.. R. 364.5 g de HCl
6. Según las pruebas de estado, resolver. N2 +
3H2 → 2NH3.
a. Con 34 g
de amoníaco ¿Cuántos g de N2 y H2?; b. Con 56 g de N2
¿Cuántos g de H2 y NH3?
c. Con 18 g
de H2 ¿Cuántos g de N2 y NH3?, d. Con 8.5 g
de NH3 ¿Cuántos g de H2 y N2?
CÁLCULOS MOL-MOL: los problemas estequiométricos son aquellos en los cuales
se calcula el número moles de una sustancia, que han reaccionado con, o se
producen a partir de un cierto número de moles de otra sustancia.
1. ¿Cuántas moles de nitrógeno son necesarias hacer
reaccionar con 0,75 moles de hidrógeno en la producción del amoniaco?
N2 + 3H2 → 2NH3
X 0,75 n de H2
0,75 n de H2 x 1 n de N2 / 3 n de H2 = 0,25 n de N2
2. ¿Cuántos moles de hidrógeno se
obtienen en la siguiente reacción a partir de 2 moles de HCl?
2 moles de HCl x 3
moles de H2 = 1
mol de H2
6 moles de HCl
3.
Para obtener 10 moles de Ca3 (PO4)2. ¿Cuántas
moles de Ca (OH)2 y de H3PO4 se necesitan?
3 Ca (OH)2
+ 2 H3PO4 + → Ca3 (PO4)2 +
6 H2O.
La
ecuación muestra que 3 moles de Ca (OH)2 producen 1 mol de Ca3 (PO4)2.
10
moles Ca3 (PO4)2. x
3 moles Ca (OH)2 = 30 moles de Ca (OH)2
1 mol de Ca3 (PO4)2.
Ahora
2 moles de H3PO4 producen 1 mol de Ca3 (PO4)2,
por tanto.
10
moles Ca3 (PO4)2. x
2 moles de H3PO4 = 20
moles de Ca3 (PO4)2.
1 mol
Ca3 (PO4)2.
EVALUACIÓN 2 SOBRE CÁLCULOS MOL- MOL.
1.
Halla la cantidad de moles de ácido clorhídrico necesaria para reaccionar
totalmente Con 0.27 moles de Fe:
Fe + HCl → FeCl2 + H2. R. 0.54 moles de
HCl.
2. ¿Cuántas moles de dióxido de
azufre se obtendrán por oxidación de 1,25 moles de sulfuro de hierro (II)?
FeS2
+ O2 → Fe2O3
+ SO2. R. 2.5 moles de SO2.
3. MnCl2 + Br2
+ 4 NH4OH→ MnO2
+ 2 NH4Cl + 2 NH4Br + 2H2O.
a. ¿Cuántas moles de Br2 se
requieren para reaccionar con un mol de MnCl2?
b. ¿Cuántas moles de NH4OH
se requieren para reaccionar con tres moles de Br2?
c. ¿Cuántas moles de NH4Br
se obtienen cuando se producen dos moles de MnO2?
d. ¿Cuántas moles de MnCl2 se
requieren para producir seis moles de NH4Cl?
CÁLCULOS MOL-MASA: En esta
clase de problemas se desea calcular el número de moles de unas sustancias
producidas a partir de, o que reaccionan con una masa dada de otra
sustancia, o viceversa, dada una masa
calcular las moles.
1. El oxido de
hierro (III) reacciona con coque (carbón) en un alto horno para producir
monóxido de carbono y hierro fundido, Cuántas moles de hierro pueden producir a
partir de 30 g de óxido de hierro (III). Fe = 55,85 g/n; O = 16 g/n ;
Fe = 55,85 g/n x
2 = 111,7; O = 16 g/n x 3 = 48;
Fe2O3
+ 3C → 2Fe + 3CO
30 g n=? Fe2O3
= 111,7 + 48 =
159,70 ; 1 n de Fe2O3 = 159,70 g
30 g de Fe2O3 x 2 n de Fe/ 159,70 g de Fe2O3 = 0,37 n de Fe.
2. ¿Cuántos gramos de sulfuro de cinc
se necesitan para reaccionar completamente 1,8 moles de oxígeno? Zn
= 65, 3; S = 32;
ZnS
= 97, 3; 2 ZnS = 194, 6 g;
2 ZnS + 3 O2 ∆
2 ZnO + 2 SO2.
W =? 1,8 n 1,8 n O2 x 194,6 g ZnS /
3 n O2 = 116,92 g de
ZnS.3. ¿Cuántos gramos de KClO3
se requieren para producir 9 moles de oxígeno? 2 KClO3 ∆ 2 KCl + 3 O2.
9 moles de O2 x 2 moles KClO3 x 122.6
g KClO3 = 735.6 g KClO3
3 moles de O2 1 mol KClO3
EVALUACIÓN 3 SOBRE CÁLCULOS MOL- MASA.
1. ¿Por hidratación de 42 g de tricloruro de fósforo,
cuántas moles de ácido clorhídrico se recogen?
PCl3 + H2O → H3PO4 + HCl. R
.091 moles de HCl.
2. Cierta cantidad
de aluminio se hizo reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico obteniéndose
1,12 g de H2 ¿Cuántas moles de aluminio entraron en reacción? Al +
HCl → AlCl3 +
H2. R. 0.37 moles de Al.
3. ¿Cuántos gramos de O2
se obtienen por descomposición de 0.25 moles de peróxido de hidrógeno?
H2O2
→ H2O + O2.
R. 4 g de O2.
4. a) Cuántos
gramos de Cinc metálico son necesarios para reaccionar totalmente con 10.3
moles de ácido clorhídrico?
b)
Qué cantidad de hidrógeno en moles se recogen? Zn + HCl → ZnCl2
+ H2. R/ a.
336,65 g de cinc; b. 5,15 n de H2.
5.
¿Cuántos gramos de P4 se pueden obtener a partir de 500 g de SiO2
en la siguiente ecuación:
2 Ca3
(PO4)2 + 6 SiO2 +10 C → 6 CaSiO3
+ 10 CO + P4.
CÁLCULOS CON REACTIVO
LÍMITE
Generalmente
en el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de uno de los
reactivos para las diversas experiencias, ocasionando el exceso de uno de los
reactivos. Los cálculos para determinar la cantidad de producto esperado se realizan teniendo en cuenta la sustancia
que se consume en forma total o reactivo límite. Es decir es aquella sustancia
que se consume más rápido de los reactivos en una reacción. Es la sustancia que
en una reacción química se consume totalmente Determina la cantidad de
productos formados y la de los otros reaccionantes que intervienen.
1. El
amoníaco se produce por reacción del hidrógeno con el nitrógeno, según la
ecuación. N2 + 3H2 → 2NH3
Si se toman
12 moles de hidrógeno y 5 moles de nitrógeno. Averiguar: a. Reactivo límite; b.
Cantidad de amoniaco producido; c. Cantidad que sobró del otro reactante
a. N2 + 3
H2 →
2NH3
b.
12 moles de H2 x 2
moles de NH3 = 8 moles de NH3
5/1
12/3
3 moles de H2.
5
4 por tanto el reactivo límite
es el H2.
c. 12
moles de H2 x 1
mol de N2 = 4 moles de NH3. Se tomaron 5 moles de N2 y
reaccionaron 4 moles, sobra 1 mol.
3 moles de H2.
Para
averiguar cuánto nitrógeno sobra, tomo lo que me da el problema y le quito lo
que reacciona con el reactivo límite.
2. Se hacen
reaccionar 15 g de NaOH con 15 g de HCI para producir agua y cloruro de sodio,
Cuántos gramos de NaCl (cloruro de sodio) se obtienen? NaOH + HCl → NaCl + H2O. 15 g
NaOH x 36.5 g HCl = 13.67 g HCl
40 g NaOH
Significa
que en la reacción únicamente 15 g de NaOH requieren combinarse con 13,67 g de
HCI, quedando en exceso 1,33 g de HCl. Por tanto, el reactivo límite es el NaOH y con
ese valor debemos determinar la cantidad de producto obtenido. Cuando se hacen
reaccionar 15 g de NaOH con 13,67 g de HCl se obtienen 21,92 g de NaCl.
15
g NaOH x 58.5 g NaCl = 21.92 g de NaCl
40 g NaOH
3.
Calcule cuántos gramos de fosfato de calcio se pueden producir a partir de la
reacción entre 100 gramos de CaCO3 y 70 gramos de
H3
PO4 si la ecuación
balanceada es: 3 CaCO3 + 2 H3PO4 → Ca3 (PO4)2
+ 3 CO2 + 3 H2O
100
g CaCO3 x 1 mol CaCO3
= 1 mol de CaCO3 70 g de H3PO4 x
1 mol H3PO4 = .714 moles H3PO4
100 g CaCO3
98 g H3PO4
Para
hallar el reactivo límite se calcula a partir del número de moles obtenido,
1
mol CaCO3 x 1 mol Ca3
(PO4)2 = 0334 moles Ca3 (PO4)2; 0.714 moles H3PO4 x 1
mol Ca3 (PO4)2 = 0356 moles Ca3 (PO4)2.
3 moles CaCO3 2
moles H3PO4.
El
reactivo límite es el de menor valor en moles, 0334 moles Ca3 (PO4)2,
ahora hallamos la cantidad de gramos.
0334
moles Ca3 (PO4)2 x 310 g Ca3 (PO4)2
= 103.6 g Ca3 (PO4)2.
1 mol
Ca3 (PO4)2
EVALUACIÓN
4 SOBRE REACTIVO LÍMITE.
1. El cloro y
el metano reaccionan para formar el cloroformo, según la siguiente reacción: CH4
+ 3 Cl2 → CHCl3 + 3 HCl.
Para cada uno de los
siguientes casos, establezca cuál es el reactivo límite.
a. 1.5 moles
de cloro y 1.5 moles de metano. b. 2
moles de cloro y 3 moles de metano. c.
0.5 moles de cloro y 0.20 moles de metano. d. 0.2 moles de cloro y 3 moles de
metano. e. 2 moles de cloro y 7 moles
de metano.
2. Dada la
siguiente ecuación estequiométrica CaH2 + 2 H2O → Ca (OH)2
+ 2 H2, establezca, en cada caso, cuál es el reactante límite.
a.10 g de CaH2
y 50 g de H2O. b.
0.1 g de CaH2 y 0.50 g de H2O. c.500 g de CaH2 y 200 g de H2O.
d. 200 g de
CaH2 y 500 g de H2O.
e. 1 kg de CaH2 y 3 Kg de H2O.
3. Cuando se
calienta Cu en presencia de S, se produce Cu2S. ¿Cuánto sulfuro de
cobre, se produce a partir de 100 g de cobre y 50 g de S? ¿Cuál es el reactante
límite y cuánto queda de reactivo en exceso? 2 Cu + S → Cu2S
3. En la
producción de ácido sulfúrico se hace reaccionar el trióxido de azufre con el
agua. En una experiencia se combinan 110 g de SO3 con 27 g de H2O.
¿Cuál es la masa y moles de H2 SO4 obtenido? SO3 + H2O
→ H2SO4. R 134.88 g y 1.37 moles de H2SO4.
4. La fosfina
(PH3) se obtiene al hidratar el fosfuro de calcio (Ca3P2). Al combinar 60 gramos de Ca3P2
con 2.5 moles de H2O. ¿Cuántos gramos de PH3 se obtienen? Ca3P2 + H2O
→ Ca (OH)2 + PH3. R. 22.38 g de PH3
PORCENTAJE
DE RENDIMIENTO Y PUREZA.
La
cantidad de producto que se obtiene en una reacción química generalmente es
menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones estequiométricas.
El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas. Por ejemplo alguno de
los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad calor
insuficiente, reacciones laterales con diferentes productos o algo de productos
que reaccionan para formar de nuevo los reactivos. En cualquier se obtiene de
la reacción menos producto que el esperado por los cálculos. El porcentaje de rendimiento se define como
sigue:
Pureza:
sustancia pura + sustancia impura = 100%; sustancia pura = sustancia impura x 100%
De
donde se deduce: % impureza = peso del compuesto puro/peso del compuesto impuro
Rendimiento
o eficiencia: es
frecuente que en una reacción química el producto real sea menor que el
producto calculado teóricamente, luego el rendimiento o eficiencia de la
reacción es inferior al 100%.
Que
el rendimiento o eficiencia de la reacción es inferior al 100% se debe a:
-
Reacciones reversibles o incompletas.
-
Impurezas de reactivos y productos.
-
Ineficiencia de los métodos de separación de productos.
R
o Ef = Producido real x 100%
Producido teórico
1.
Cuántos gramos de HNO3 deI
70% se obtienen con 75 g de nitrato de potasio del 95% reaccionando con 90
gramos de H2SO4
puro?
KNO3 + H2SO4
→ HNO3 + KHSO4:
75 g KNO3 x 95%/100% = 71.25 g de KNO3 puro.
KNO3 + H2SO4 → HNO3 + KHSO4
101g
98 g 63 g
Para hallar el reactivo límite se
dividen las cantidades de reactivos puros en el peso total de las moles que
indica la ecuación. El menor valor corresponde al reactivo límite. 71.25g/101g
= 0.7 de KNO3 y 90g/98g =
.091 g de H2SO4.
Con el peso del reactivo límite
hallado el KNO3, dice que 101g KNO3 produce 63
g de HNO3.
71.25 g KNO3 x 63 g HNO3
/ 101g KNO3 = 44.4 g HNO3.
Según el problema el HNO3 que se produce no es puro, debe pesar más (sustancia pura + sustancia impura =
100%), 100 g de sustancia impura tienen 70 g de sustancia pura (70%).
44.4
g puros HNO3 x 100 g impuros HNO3 /
70 g puros HNO3 = 63.4 g HNO3
2.
El zinc desplaza el hidrógeno del ácido clorhídrico para obtener hidrógeno,
para tal fin se utiliza Zn en suficiente cantidad, más 800 gramos de HCI con
una pureza deI 80% y se obtuvieron 10 gramos de H2 ¿Cuál es la
eficiencia de la reacción?
Zn
+ 2 HCl → ZnCl2 + H2
65.4 g 73 g 2 g
Calculo los g
puros de HCl. 800 g impuros x 80% / 100% = 640 g puros de HCl
Se colocan
los datos que pregunta el problema en la ecuación y planteo, para averiguar el
producto teórico.
Zn
+ 2 HCl → ZnCl2 + H2
73 g 2 g 640 g HCl x 2 g H2 / 73 g HCl =
17.5 g de H2.
640 g X
Aplico la
fórmula de %R = 10 g H2 x 100%/ 17.5 g H2 = 57.14%
Para estos
problemas siempre me dan el producto real y se debe hallar el producto teórico
y reemplazar.
3.
¿Cuantos gramos de fluoruro de calcio de 90% de pureza se requieren para
preparar 100 gramos de HF?
CaF2
+ H2SO4 → CaSO4 + 2 HF
100
g HF x 1 n HF_ x 1 n CaF2_ x 78 g CaF2_ =
195 g CaF2 puro;
20 g HF 2 n HF 1 n CaF2
195
g CaF2 puro x 100 g impuro = 216.7 g de CaF2 impuros
90 g puro
4.
¿Cuántos gramos de ácido fluorhídrico se pueden obtener a partir de 200 gramos
de fluoruro de calcio de 90% de pureza? La reacción es: CaF2 + H2SO4
→ CaSO4 + 2 HF. 200g
de CaF2 impuros
x 90 g puros CaF2 / 100 g impuros CaF2 = 180 g puros de
CaF2.
180
g CaF2 x 1 mol de CaF2 / 78 g CaF2 = 21.3
moles de CaF2.
2.3 moles
CaF2 x 2 moles HF
x 20 g HF =
2.3 x 2
x 20 g HF = 92 g de HF
1 mol
CaF2 1 mol HF 1 x 1
EVALUACIÓN 5 SOBRE PORCENTAJE DE
RENDIMIENTO Y PUREZA.
1.
¿Cuántos gramos de Na2SO4 se pueden producir a partir de
750 g de NaCl de 88% de pureza?
2
NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl. R 801 g de Na2SO4.
2.
Un mineral de Zn, ZnS contiene 80% de Zn. Calcule cuántos gramos de oxígeno se
requieren para reaccionar con 450 g de mineral. ¿Cuántas moles de SO2 se
forman? 2 ZnS + 3 O2 → 2 SO2 + 2 ZnO. R 264 g de O2 y 349,8 g de
SO2
3.
¿Cuánto disulfuro de carbono CS2 se puede producir a partir de 540 g
de SO2 cuando se hacen reaccionar con un exceso de C, si el
porcentaje de rendimiento de la reacción es de 82%? SO2 + C → CS2 + 2 O2. R 263 g
de CS2.
4. Calcule la cantidad de óxido de calcio CaO,
que se puede
obtenerse por calentamiento
de 200 gramos de un mineral de calcio que contiene 95% de CaCO3,
según la ecuación: CaCO3 + ∆ → CaO + CO2. 4. R 107
g de CaO.
5. Para el
problema anterior, calcule la pureza del mineral de calcio, si durante el
proceso, se hubieran obtenido 106 g de CaO. ¿Cuál sería la pureza si se hubiera
obtenido 110 g de CaO? 5.
R 93,8 % y 98,2 %.
6. En una
experiencia a partir de 038 moles hidróxido de potasio de pureza del 70% con
exceso de ácido sulfúrico ¿Cuántos
gramos de sulfato de potasio se recogen?
KOH + H2SO4 + → K2SO4 + H2O.
R. 22.65 g de K2SO4.
7.
Una forma de obtener cloro en el laboratorio es por acción de un agente
oxidante fuerte sobre un cloruro:
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O
+ 5 Cl2.
En
una experiencia por reacción de 47,2 g de KMnO4 se recogen 50 g de
Cl2 determina el rendimiento de la reacción.
R. 94,5%
ENFRENTATE
AL RETO DE LAS PREGUNTAS ICFES.
Las preguntas que se presenta a continuación son ICFES Tipo I,
donde existe una sola respuesta verdadera a partir del encabezado. Justifique
la respuesta elegida
CONTESTE LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Un método para obtener hidrógeno es la reacción de
algunos metales con el agua. El sodio y el potasio, por ejemplo, desplazan al
hidrógeno del agua formando hidróxidos (NaOH ó KOH). El siguiente esquema
ilustra el proceso
1. De
acuerdo con lo anterior, la ecuación química que mejor describe el proceso de
obtención de hidrógeno es
|
A.
2H2O + 2K H2 B.
H2 2H2O 2 H2O + 2KC.
2H2O + 2Na 2NaOH + H2 D.
H2O + Na NaOH + H
2. De
acuerdo con la información anterior, el número de moles de potasio necesarias
para producir ocho moles de hidrógeno es
A. 1 B. 2 C. 8 D. 16
CONTESTE
LAS PREGUNTAS 3 Y 4 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACION
2 H2+ C CH4. C (12 g/mol); H (1 g/mol) y CH4
(16 g /mol).
3 De acuerdo con la ecuación representada, es
válido afirmar que
A. se
conservo la cantidad de materia B. se conservó el número de
moles
C. aumento el número de moléculas
D. aumento el número de átomos de cada
elemento
4.
Teniendo en cuenta que hay suficiente cantidad de ambos reactivos es válido
afirmar que para producir 8g de CH4 se necesitan: A. 16 gramos de C B. 2 gramos de H C. 12 gramos de C D. 4 gramos de H
5. Ca + 2H2O → Ca (OH) 2 + H2
↑. De acuerdo con la ecuación anterior, si reaccionan 10 moles de agua con 3
moles de calcio probablemente
A. los
reactivos reaccionaran por completo sin que sobre masa de alguno
B. el
calcio reaccionara completamente y permanecerá agua en exceso
C. se
formaran 13 moles de hidrógeno
D. se formara un mol de hidróxido de calcio
RESPONDA LAS
PREGUNTAS 6 Y 8 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Las sustancias P y J reaccionan de acuerdo con la
siguiente ecuación P + J produce 2 X. Adicionalmente la sustancia X reacciona
con la sustancia R de acuerdo con la siguiente ecuación X + R produce Q + J, Químicamente la sustancia R no
reacciona con las sustancias P y J. En la siguiente tabla se presentan algunas
características de las sustancias P, J, X, R y Q.
6. Si reaccionan 2 moles de J con 1 mol de P y el
producto reacciona con 1 mol de R, la cantidad de cada sustancia al final de
las dos reacciones es
A.1 mol de Q, 2 moles de J y 2 moles de X B. 1 mol de
Q y 1 mol de J
C. 1 mol de Q, 2 moles de J y 1 mol de X D. 2
moles de Q y 1 mol de J
7. Las
masas molares de las sustancias J y R son respectivamente
A. 40 y
30 g/mol B. 10 y 20 g/mol C. 20 y 40 g/mol D. 10 y 30 g/mol
8. La
siguiente tabla presenta las solubilidades (S) del NaNO3 a
diferentes temperaturas (T). La gráfica que representa correctamente los datos
contenidos en la tabla, es
9. La
síntesis industrial del ácido nítrico se representa por la siguiente ecuación:
3 NO2 g) + H2O (g)
→ 2 HNO3 (ac) + NO (g)
En
condiciones normales, un mol de NO2 reacciona con suficiente agua
para producir
A. 3/2
moles de HNO3 B. 4/3 moles de HNO3 C. 5/2 moles de HNO3 D. 2/3 moles de HNO3.
CONTESTE LAS PREGUNTAS 10 Y 11 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
El aire esta compuesto aproximadamente de 21% de O2
y 79% de N2 (molar). Un combustible se quema de acuerdo con la
siguiente reacción:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
10. Si se
queman 10 moles de CH4 utilizando 100 moles de aire, la cantidad de
moles de O2 que sobra es
aproximadamente
A.
95
B. 1 C. 90
D. 5
11. Si
reacciona 1 mol de CH4 en presencia de 3 moles de O2 en
un recipiente cerrado, la composición molar final de la mezcla será
A. 50% H2O,
25% O2, 25% CO2 B. 50% H2O, 50% CO2
C. 25% H2O, 25% O2,
50% CO2 D. 50% H2O,
50% O2
12. Al
calentar clorato de potasio se produce cloruro de potasio y oxígeno, de acuerdo
con la siguiente ecuación:
2 KClO3 ∆
2 KCl + 3 O2
En una prueba de laboratorio se utiliza un recolector de
gases y se hacen reaccionar 61,25 g de KClO3 (masa molecular = 122,5
g/mol). Según la información anterior,
se recogerán
A. 1,2 moles de O2 y quedara un residuo de
0,66 moles de KCl
B. 0,75 moles de O2 y quedara un residuo de
0,5 moles de KCl
C. 3
moles de O2 y quedara un residuo de 2 moles de KCl
D. 1,5 moles de O2 y quedara un residuo de 1 mol
de KCl
13. Se combinan 48 g de R y 32 g de U para formar el
compuesto R2U3, de acuerdo con la siguiente ecuación:
4 R + 3 U2 → 2 R2U3.
Si R tiene una masa molar de 24 g y U una masa molar de 16 g , es válido afirmar que al
finalizar la reacción
A. quedan 16
g de R. B. no
queda masa de los reactantes. C.
quedan 24 g
de R. D. quedan 16 g de R y 24 g de U.
CONTESTE LAS
PREGUNTAS 14 Y 15 DE ACUERDO CON
La ecuación que se presenta a continuación, representa la
combustión del alcohol etílico.
C2H5OH (l) + 3O2
(g) ∆ 2 CO2 (g) + 3 H2O
(g)
Las masas molares (g/mol) de C2H5OH
(46), O2 (32), CO2 (44) y H2O (18).
Se tiene un mechero de alcohol que es encendido y
simultáneamente cubierto con una campana transparente en la que no hay entrada
ni salida de aire.
14. Si el mechero contiene 3 moles de etanol y dentro de
la campana quedan atrapadas 9 moles de 02, es de esperar que cuando
se apague el mechero
A. haya reaccionado todo el oxígeno y queden sin
combustir 2 moles de etanol
B. quede sin combustir 1 mol de etanol y sobren 2 moles
de oxígeno
C. haya reaccionado todo el etanol y sobren 6 moles de
oxígeno
D. haya reaccionado todo el etanol con todo el oxígeno.
15. Si dentro de la campana hay 3 moles de etanol y 3
moles de 02, al terminar la reacción la cantidad de CO2 y
H2O producida será respectivamente.
A. 88 g y 54 g
B. 2 g y 3g C. 46 g y 96 g D. 44 g y 18 g.
16. Teniendo en
cuenta la información estequiométrica de la ecuación, es válido afirmar que
a partir de: P2S → 2P + S
A. 3 moles de P2S se producen 2 moles de P y
mol de S B. 1 molde P2S
se producen 2 moles de P y 1 mol de S
C. 3 moles de P2S se produce 1 mol de P y 2
moles de S D. 2 moles de P2S
se produce 1 mol de P y 1 molde S.
17. A 500°C
y 30 atm de presión se produce una sustancia gaseosa S a partir de la reacción
de Q y R en un recipiente cerrado:
Q (g) + 2 R (g) → S (g)
Se hacen reaccionar 10 moles de Q con 10 moles de R. Una
vez finalizada la Reacción
entre Q y R, el número de moles de S presentes en el recipiente es: A. 2 B.
3 C. 4 D. 5
CONTESTE LAS PREGUNTAS 18 Y 19 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
El aire está compuesto aproximadamente por el 21% de
oxigeno y 79% nitrógeno (molar). Un combustible se quema de acuerdo con la
siguiente reacción: C3H8
+ 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O.
18. S se queman 10 moles de C3H8 utilizando
300 moles de aire, la cantidad de moles de O2, que sobran es
aproximadamente
A. 100
B. 95 C. 13 D. 50
19. Si reacciona 1 molde C3H8 con 8
moles de O2, en un recipiente cerrado, la composición molar final de
a mezcla será:
A. 30% de O2, 20% de CO2 y 50 % de H2O B. 50% de CO2 y 50 %de H2O
C. 30% de O2 30% de CO2, y 40% de H2O D.
50% de O2 y 50% de CO2
20. Las sustancias que aparecen en
la tabla, se utilizan frecuentemente como fertilizantes y contribuyen a la
nitrogenación del suelo. Urea (NH2)2CO, nitrato de amonio
NH4NO3, guanidina HNC (NH2)2 y
amoníaco NH3. Teniendo en cuenta esta información, es válido afirmar
que la sustancia que contribuye con más nitrógeno al suelo es:
A. la urea porque presenta 2 moles
de N por cada molécula
B. la guanidina ya que presenta 3
moles de N por cada mol de sustancia
C. el nitrato de amonio porque
presenta 4 moles de N por cada mol de sustancia
D. el amoníaco ya que una molécula
contiene 3 átomos de N.
21.
El fosfato de potasio, K3PO4,
es un compuesto que se usa comúnmente en la preparación de ciertos
fertilizantes. Una de las formas para obtener el K3PO4 es
haciendo reaccionar ácido fosfórico con carbonato de potasio, de acuerdo con
la siguiente ecuación: 2 H3PO4 (Ac)
+ 3 K2CO3 (Ac) → 2 K3PO4 (Ac) + 3
CO2 (g) + 3 H2O (l).
H3PO4 (98g/mol), K2CO3
(138 g/mol), K3PO4 (212 g/mol), CO2 (44 g/mol)
y H2O (18 g/mol)
Si
se hacen reaccionar 828g de carbonato de potasio con ácido fosfórico en exceso,
el número de moles de fosfato de potasio obtenido es: A. 2 B. 3 C. 4 D.6
22. Una
muestra de ácido clorhídrico puro, HCl, necesita 100 g de NaOH de 80% de
pureza para neutralizarse. La masa de la muestra de ácido clorhídrico es: A. 73 g B. 80 g C. 40 g D. 36,5 g
23. En un recipiente se mezclan sin reaccionar 50 ml de
un líquido incoloro con un sólido rojo que contiene algunas impurezas. De esta
mezcla se obtiene una solución de color rojo. Si la adición del sólido no
afecta el volumen y la concentración de impurezas en la solución obtenida es
igual a 20 mg/ml, puede afirmarse que la cantidad de impurezas presentes en el
sólido era igual a:
A. 200
mg B.
20 mg
C. 10 g D. 1 g
CONTESTE
LAS PREGUNTAS 24 Y 25 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE ECUACIÓN: Zn + 2 HCl→ ZnCl2
+ H2. Las masas molares (g/mol) son respectivamente Zn (65), HCl
(36), ZnCl2 (135) y H2 (2).
24. Es válido afirmar que la
ecuación anterior, cumple con la ley de la conservación de la materia, porque:
A. el
número de átomos de cada tipo en los productos es mayor que el número de átomos
de cada tipo en los reactivos
B. la
masa de los productos es mayor que la masa de los reactivos
C. el
número de átomos de cada tipo en los reactivos es igual al número de átomos del
mismo tipo en los productos
D. el
número de sustancias reaccionantes es igual al número de sustancias obtenidas.
25. De
acuerdo con la ecuación anterior, es correcto afirmar que:
A. 2
moles de HCl producen 2 moles de ZnCl2 y 2 moles de H B. 1mol de Zn
produce 2 moles de ZnCl2 y
C. 72 g de HCl producen 135 g de ZnCl2 y 1
mol de H2 D. 135 g de ZnCl2 reaccionan con 1 molécula
de H2
26. A continuación se describen diferentes técnicas para
la separación de mezclas. En el laboratorio se llevan a cabo las reacciones
químicas en relaciones estequiométricas que se representan en las siguientes
ecuaciones:
Reacción
1: HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
Reacción
2: 2Kl (ac) + Pb (NO3) → 2(ac) Pbl 2(s)
+ 2KNO3 (ac)
Reacción
3: CaCO3(s) → CaO (s) + CO2
(g)
Reacción
4: CO2 (g) + 2NaOH (ac) → Na2CO3
(s) + H2O (l)
Si se
filtran los productos de la reacción 1, es muy probable que
A. se
separe el agua por estar en estado líquido
B.
permanezca la mezcla ya que los componentes no pueden separarse.
C. se
separe el NaCl, ya que está disuelto en el agua
D. disminuya la
cantidad de NaCl disuelto en el agua
RESPONDA LAS PREGUNTAS 27 Y 28 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Dos elementos, X y Y, se mezclan en un recipiente en
donde reaccionan produciendo 1 mol del compuesto Z, posteriormente, la mezcla
resultante se separa en sus componentes y los resultados del experimento se
consignan en la siguiente tabla
27. De
acuerdo con los resultados del experimento, la masa molar (g/mol) del compuesto
Z es
A. 25 B.
20 C. 40 D. 30.
28. De
acuerdo con los datos obtenidos en el experimento, es probable que la reacción
ocurrida entre X y Y sea:
A. 2X + Y
→ Z B.
X + Y → Z C.
X + 2Y → 2Z D. X + 2Y → Z
29. En una reacción reversible los productos aumentan su
concentración y los reactivos la disminuyen. Al cabo de un tiempo estas
concentraciones permanecen constantes. [X2] + [Y2] ↔
[2XY]. Si reaccionan 1 mol de X2 con 1 mol de Y2 hasta
llegar al equilibrio, la gráfica que describe correctamente este proceso en el
tiempo t es:
|
30. La siguiente ecuación química representa una reacción
de descomposición: 2 X2YZ (l) ∆ 2 X2Y (s) + Z2
(g). De acuerdo con lo anterior, el montaje experimental en donde se
lleva a cabo la anterior reacción es:
31. La
ecuación que representa la reacción química que sucede en la batería de un automóvil es la siguiente:
Pb + PbO2 + H2SO 4 → PbSO4 + H2O. Un
analista conoce la masa de cada uno de los productos que se obtuvieron y las
masas molares de las sustancias que intervienen en la reacción. Para determinar
la masa de Pb que reacciona, debe saber la relación molar entre
A. PbO2,
H2SO 4 y H2O B. Pb y PbSO4 C. Pb, PbO2 y PbSO4 D. PbSO4 y H2O
