Copia de pre_presentacion_9_estequiometria_2021_2_aliaga_rev 2 coordinacion - Ernesto Montero Domínguez

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19
ESTEQUIOMETRÍA
PRE –
UNIVERSITARIO
2021-2
2
Estequiometría II
Un concepto griego formado por los
vocablos stoicheîon (que se traduce como
“elemento”) y metrie (es decir, “metría)
llegó al alemán como stöchiometrie.
3
•1 Leyes ponderales y sus aplicaciones 
Leyes 
ponderales
1) Ley de la conservación de la masa o ley de 
Lavoisier
2) Ley de las proporciones definidas o ley de 
Proust.
3) Ley de las proporciones recíprocas o ley de 
Richter.
4) Ley de las proporciones múltiples o ley de 
Dalton.
4
1. Ley de Lavoisier
La ley de conservación de la masa data del
descubrimiento de Antoine Lavoisier en
1789 de que la masa no se crea ni se
destruye en las reacciones químicas. En
otras palabras, la masa de cualquier
elemento al comienzo de una reacción será
igual a la masa de ese elemento al final de
la reacción.
5
Balance de ecuaciones químicas
Métodos para 
el balance de 
ecuaciones
1.1. Método de simple inspección.
1.2. Método por la variación del número de 
oxidación. 
a) Medio ácido
1.3. Método ion – electrón.
b) Medio básico
Antoine Lavoisier
6
Para balancear por
este método se
sugiere empezar el
balance por:
1. Metal(es)
2. No metal(es)
3. Hidrógeno y 
oxígeno
Ejemplo 1
Balancee la siguiente ecuación química:
_____ 𝐻2(𝑔) + _____𝑂2(𝑔) → _____𝐻2𝑂(𝑔)
1.1. Método de simple inspección o tanteo
Ejemplo 2
Balancee la siguiente ecuación química:
_____𝑁2(𝑔) + _____ 𝐻2(𝑔) → _____ 𝑁𝐻3(𝑔)
7
Problema 1
El 4 de agosto de 2020, una devastadora explosión golpeó el
puerto de Beirut (Líbano). Los funcionarios libaneses atribuyen la
explosión a la sustancia nitrato de amonio (NH4NO3). Debido a que
el NH4NO3 se descompone térmicamente en monóxido de
dinitrógeno (N2O) y agua (H2O) hasta una temperatura
aproximadamente de 250°C:
_____ NH4NO3(s) → _____ N2O(g) + _____ H2O(v)
Por encima de esta temperatura se produce otra reacción:
_____ NH4NO3(s) → _____ N2(g) + _____ O2(g) + _____ H2O(v)
Balancee ambas ecuaciones por el método de simple inspección.
8
1.2. Método por la variación del número de oxidación
Reglas (Procedimiento):
1.Se asignan los valores de estados de oxidación (E.O) a los elementos en la
ecuación.
2.Se identifican las especies que se oxidan y las que se reducen y se las saca
como semiecuaciones.
3.Balancear por el método de tanteo los átomos involucrados en la
semiecuación.
4.Hallar las cargas totales y calcular el número de electrones para cada
semireacción,
5.Equilibrar (multiplicando en aspa) el número de electrones ganados y
perdidos.
6.Se reemplazan los coeficientes en la ecuación original.
7.Se analiza la ecuación y si no se encuentra balanceada se produce por
tanteo.
Se aplica a ecuaciones donde existe reducción y oxidación.
9
Problema 2
Balancee el siguiente proceso de óxido - reducción
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂
10
Problema 3
Balancee la siguiente ecuación química e indique el coeficiente del
agente reductor y de la forma reducida, respectivamente.
P4(s) + HNO3(ac) + H2O(ℓ) → H3PO4(ac) + NO(g)
A) 3 y 12 B) 3 y 20 C) 3 y 15 D) 3 y 8 E) 3 y 4
11
Problema 4
Balancee la siguiente ecuación química e indique la alternativa
correcta:
KMnO4(ac) + HCl(ac) → KCl(ac) + MnCl2(ac) + Cl2(g)+ H2O(ℓ)
A) La suma de coeficientes de la forma reducida y el agua es 13.
B) La forma oxidada es el KCl.
C) Los coeficientes del agente oxidante y la forma oxidada suman 7.
D) El coeficiente del agua es 10.
E) El permanganato de potasio es el agente reductor.
12
1.3. Balance de ecuaciones redox
(método ion-electrón)
3. Balancee cada semirreacción en medio ácido:
i. Balancee elementos distintos de H y O.
ii. Donde faltan oxígenos sume una molécula de agua por cada oxígeno faltante
y al otro lado de la semirreacción el doble de iones hidrógeno (H+).
iii. Balancee las cargas con electrones.
Medio
Falta “n” 
oxígeno
Sobra “n” 
oxígeno
ÁCIDO n H20 2n H
+
1.Identifique las especies que se oxidan y las que se reducen en la ecuación.
2.Desdoble la reacción en dos semirreacciones de reducción y oxidación en forma
iónica. No se escriben en forma iónica las sustancias insolubles gaseosas o
sólidas, ni los electrolitos débiles o no electrolitos.
13
5. Balancee elementos distintos de H y O.
i. Donde se tenga exceso de oxígenos sume
una molécula de agua por cada oxígeno en
exceso y al otro lado de la semirreacción el
doble de iones hidróxido (OH-).
ii. Balancee las cargas con e-.
Medio
Falta “n” 
oxígeno
Sobra “n” 
oxígeno
BÁSICO 2n (OH) - n H20
6. Multiplique cada media reacción por un número tal que el número de electrones
ganados sea igual al número de electrones perdidos en cada reacción. Sume
ambas semirreacciones y simplifique de ser necesario.
7. De ser necesario, obtenga la ecuación molecular.
4. Balancee cada semirreacción en medio básico:
14
Balancee en medio ácido: 
𝑆𝑂3(𝑎𝑐)
2− + 𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐)
− 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2− +𝑀𝑛(𝑎𝑐)
2+
𝑀𝑛𝑂4
− 𝑀𝑛+2
𝑆𝑂3
2− 𝑆𝑂4
2−+ 𝐻2𝑂 + 2𝐻
+
+ 8𝐻+ + 4𝐻2𝑂
+ 2𝑒−
+ 5𝑒− x 2 
x 5 
5𝑆𝑂3
2− + 2𝑀𝑛𝑂4
− + 5 𝐻2𝑂 + 16𝐻
+ 5𝑆𝑂4
2− + 10𝐻+ + 2𝑀𝑛+2 + 8 𝐻2𝑂
Simplificando queda:
5𝑆𝑂3(𝑎𝑐)
2− + 2𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐)
− + 6𝐻(𝑎𝑐)
+ 5𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2− + 2𝑀𝑛(𝑎𝑐)
2+ + 3 𝐻2𝑂
𝐻+
Medio
Falta “n” 
oxígeno
Sobra “n” 
oxígeno
ÁCIDO n H20 2n H
+
Problema 5
15
Problema 6
Luego de balancear la siguiente ecuación en medio ácido:
Determine la relación molar: agente oxidante/agente reductor.
A) 5/2 B) 3/2 C) 2/5 D) 2/3 E) 1/5
16
Problema 7
Balancear la siguiente ecuación en medio ácido y dé como
respuesta los coeficientes de los iones hidrógeno y del agua,
respectivamente.
Cu(s) + NO3
-
(ac) → Cu
2+
(ac) + NO(g)
A) 8 y 2 B) 6 y 4 C) 8 y 3 D) 5 y 4 E) 8 y 4
17
𝐶𝑟(𝑎𝑐)
3+ + 𝐶𝑙𝑂3(𝑎𝑐)
− 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑐)
2− + 𝐶𝑙(𝑎𝑐)
−
𝐶𝑙𝑂3(𝑎𝑐)
− 𝐶𝑙(𝑎𝑐)
−
𝐶𝑟(𝑎𝑐)
3+
𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑐)
2−+ 8𝑂𝐻− + 4 𝐻2𝑂
+ 3𝐻2𝑂 + 6𝑂𝐻
−
+ 3𝑒−
+ 6𝑒− x 1
x2
+
2 𝐶𝑟(𝑎𝑐)
3+ + 𝐶𝑙𝑂3(𝑎𝑐)
− + 16 𝑂𝐻− + 3 𝐻2𝑂 2 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑐)
2− + 𝐶𝑙(𝑎𝑐)
− + 8 𝐻2𝑂 + 6 𝑂𝐻
−
Simplificando queda:
𝑂𝐻−
2 𝐶𝑟(𝑎𝑐)
3+ + 𝐶𝑙𝑂3(𝑎𝑐)
− + 10 𝑂𝐻− 2 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑐)
2− + 𝐶𝑙(𝑎𝑐)
− + 5 𝐻2𝑂
Nota: también se puede realizar el balance en medio ácido y luego transformarlo a medio básico
Medio
Falta “n” 
oxígeno
Sobra “n” 
oxígeno
BÁSICO 2n (OH) - n H20Balancear en medio básico:
Problema 8
18
Problema 9
Balancee la ecuación química en medio básico y determine la
suma de coeficientes estequiométricos del peróxido de hidrógeno
y del ion hidróxido.
As2S3(s) + H2O2(ac) → AsO4
3-
(ac) + SO4
2-
(ac) + H2O(ℓ)
A) 34 B) 17 C) 15 D) 26 E) 20
19
2. Ley de Proust
"Cualquier compuesto químico puro está
formada de sus elementos constituyentes en
proporciones definidas e invariables en masa".
2
16 4
12 3
32 8
12 3
A
B
O
C
O
C
m
k dondek esunaconstante
m
Ejemplos :
m
CO
m
m
CO
m
=
 = =
 = =
2
16 4
12 3
32 8
12 3
A
B
O
C
O
C
m
k dondek esunaconstante
m
Ejemplos :
m
CO
m
m
CO
m
=
 = =
 = =
Así, para un compuesto
AxBy se cumple:
Louis Proust
20
Según la ley anterior, en todo compuesto, cada elemento participa 
con porcentaje en masa definido, constante e invariable.
Ejemplo 1 
Halle la composición centesimal del H2O.
2.1. Composición centesimal o porcentual (CC)
%11,11100
18
.2
100%
2
=== xx
m
m
H
OH
H%89,88100
18
.16
100%
2
==== xx
m
m
O
OH
O
C.C. del H2O es: H = 11,11% y O = 88,89%
OH2M = 2 x 1u + 1 x16u =18 u
21
Problema 10
A partir de 5,0 g de cloruro de cobalto(II) hidratado, se obtienen por
deshidratación 2,73 g de sal anhidra. ¿Cuántos son los moles de
agua de cristalización que tiene la sal hidratada?
Datos : Ᾱr: H=1 O=16 Cl= 35,5 Co = 59
A) 3 B) 4 C) 5 D) 6 E) 7
22
Problema 11
La hemoglobina (Hb) es portador de oxígeno en los glóbulos rojos
de la sangre, tiene 4 átomos de hierro por macromolécula de Hb. Si
el contenido de hierro en la Hb es 0,30% en masa, determine la
masa molar (g/mol) de la hemoglobina . (Ᾱr: Fe=56)A) 7,44 x 104
B) 7,44 x 102
C) 223,2
D) 66,96
E) 56
23
La fórmula empírica de un compuesto representa la relación
mínima entera entre los diferentes elementos que la conforman.
Puede representar a más de un compuesto.
2.2. Fórmula empírica (FE)
Regla:
1. Obtener los moles de los diferentes elementos, dividiendo la 
masa de cada elemento entre su masa atómica.
2. Obtener la relación entre los elementos que la componen, 
dividiendo los moles calculados entre el menor valor obtenido.
3. Si la relación no resulta un número entero, multiplicar por el 
menor número entero posible.
24
La fórmula molecular indica el número real de átomos de cada
elemento que se combinaron para constituir una molécula.
2.3. Fórmula molecular (FM)
Compuesto Fórmula empírica (FE) k Fórmula molecular (FM)
Glucosa CH2O 6 C6H12O6
Etano CH3 2 C2H6
Agua H2O 1 H2O
𝐾 = 
ഥ𝑀𝐹𝑀
ഥ𝑀𝐹𝐸
𝐾 = 1, 2, 3, 4 … 𝐹𝑀 = (𝐹𝐸)𝐾
25
Problema 12
El análisis cuantitativo de un óxido de plomo da como resultado un
90,6% en plomo y 9,4% en oxigeno. Indique la fórmula empírica del
compuesto. ( ҧ𝐴𝑟 : Pb = 207; O = 16)
A) PbO B) PbO2 C) Pb3O4 D) Pb2O E) Pb2O3
26
Problema 13
El succinato de dibutilo, un repelente de insectos utilizado en las
casas contra hormigas y cucarachas, posee una composición de
62,58% C; 9,63% H y 27,79% O. Su masa molecular determinada
experimentalmente es 230 u. ¿Cuáles son las fórmulas empírica y
molecular respectivamente del succinato de dibutilo?
A) CH2O
B) C6H11O2
C) C5H7O2
D) C12H22O4
E) C3H6O3
27
Problema 14
Un compuesto desconocido fue reportado como gas; cuando se
queman 50 g de muestra producen 68,71g de CO2 y 18,72 g de H2O.
¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto, si 17,14 g del
compuesto ocupan 1 litro de volumen a C.N.?
ҧ𝐴𝑟: H = 1, C = 12, O = 16
A) C6H6O8
B) C12H16O14
C) C18H8O7
D) C16H10O2
E) C6H8O7
28
mB mA
B A
mAB
AB
mC mB
C B
mBC
BC
m’A m’C
A C
m’AC
AC
Según Richter:
3. Ley de las proporciones recíprocas de Richter-Wenzel
𝑚´𝐴
𝑚´𝐶
=
𝑝
𝑞
𝑚𝐴
𝑚𝐶
p 1 1 2 3
q 1 2 1 2
= = = = 
Benjamin Richter
29
12 g de C
2 2
masa de C 12 g de C
masa de O 32 g de O
=
30
Expresa la cantidad del mismo que se combina, reemplaza o de
alguna forma equivale químicamente a un mol de átomos de
hidrógeno (1,008 g de este elemento) o 8 g de oxígeno.
3.1. Equivalente químico (eq)
Fe2O3
112 g de Fe 48 g de O
1eq de Fe 8 g de O
1eq de Fe = 18,7 g de Fe < > Masa equivalente del Fe3+
Ejemplo 1:
Determine el equivalente químico del hierro en el óxido de hierro(III)
31
Es la masa (en gramos) correspondiente a un equivalente químico.
3.2. Masa Equivalente (𝐸𝑞)
Masa molar atómica
Eq =
E.O.
g/mol
eq/mol
Especie ഥ𝑴(g/mol) |E.O.| (eq/mol) ഥ𝑬q (g/eq)
Na 23 1 23,0
O2- 16 2 8,0
Fe2+ 56 2 28,0
Fe3+ 56 3 18,7
3.2.1. Para un elemento químico
32
M
Eq =
θ
g/mol
eq/mol
3.2.2. Para un compuesto químico
Compuesto M (g/mol) Ө (eq/mol) Eq (g/eq)
H2SO4(ac) 98 2 49
NaOH(ac) 40 1 40
CaO 56 2 28
Na2SO4(ac) 142 2 71
33
Problema 15
Halle la masa equivalente (g/eq) de un óxido metálico, sabiendo que
la masa equivalente de su correspondiente sulfato metálico es 57
g/eq.
Ar : O = 16, S = 32
A) 17 B) 48 C) 52 D) 57 E) 63
34
Problema 16
¿Cuál será la masa equivalente de un metal, si se sabe que 0,8 g de
un óxido del metal reaccionan con ácido clorhídrico y forman 1,90
g del cloruro correspondiente?
Ar: O = 16 Cl = 35,5
A) 9 B) 12 C) 18,67 D) 29,50 E) 32,75
35
Analizando la reacción ionización del ácido fosfórico:
36
Analizando la semirreacción de reducción del ion dicromato en medio ácido:
Analizando la semirreacción de reducción del hidróxido de calcio:
37
Halle el número de equivalente contenido en una muestra de 80 g de
NaOH.
masa (g)
 = #eq= n
Eq (g / eq)
 = 
3.3. Número de equivalente químico (#eq, ε)
Ejemplo:
38
Problema 17
De acuerdo a la siguiente ecuación química:
NaOH(ac) + H2SO4(ac) → Na2SO4(ac) + H2O(ℓ)
¿Cuántos equivalentes de H2SO4 son necesarios para reaccionar
completamente con 600 g de NaOH?
Masas atómicas: H = 1, O = 16, Na = 23, S = 32
A) 5 B) 10 C) 15 D) 20 E) 25
39
Si dos elementos forman mas de un compuesto sencillo, las masas
de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo
elemento, están en una relación de números enteros sencillos.
4. Ley de las proporciones múltiples
Si los elementos
A y B forman:
Compuesto 1 Compuesto 2
mB + mA m’B + mA
y
Pero nunca p/q = 1, pues se trataría del mismo compuesto!!
B
´
B
m p 1 2 3 2 1
 =
q 2 1 2 3 3m
= = = = = 
John Dalton 
40
Compuestos Masa de 
carbono
Masa de 
oxígeno
12 g 16 g
12 g 32 g
Relación de números enteros y sencillos (r)
2CO
CO
2
masa del oxígeno en el CO 16 g 1
r =
masa del oxígeno en el CO 32 g 2
= =
41
•1
Relaciones estequiométricas en las 
reacciones químicas
Relaciones 
estequiométricas
1)Relación mol - mol
2)Relación masa - mol
3)Relación mol – masa 
42
Relación mol-mol
Se hace reaccionar una muestra de 0,78 mol de hidruro de calcio
(CaH2(s)) con exceso de agua. ¿Cuántas moles de H2(g) se
producirán?
CaH2(s) + 2 H2O(ℓ) → 2 Ca(OH)2(s) + 2 H2(g)
Ejemplo 1:
43
Determine la cantidad de moles de monóxido de carbono necesario 
para producir 18 moles de Fe, según la siguiente reacción química:
Fe2O3(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)
𝐴 =Ᾱr: C = 12, O = 16, Fe = 56
A) 25 B) 27 C) 30 D) 32 E) 35
Relación mol-mol
Ejemplo 2:
44
El ácido nítrico (HNO3), es un producto químico de gran importancia
industrial, que se obtiene mediante las siguientes etapas:
Determine el número de moles de O2 que se requieren para producir
80 moles de HNO3.
A) 180 B) 190 C) 200 D) 210 E) 220
3 2 2 24 NH + 7 O 4 NO + 6 H O⎯⎯→
2 2 33 NO + H O 2 HNO + NO⎯⎯→
Relación mol-mol
Ejemplo 3:
45
Relaciones de masa-masa
¿Cuántos gramos de O2(g) se producen en la descomposición de 43,4 g
de KClO3(s)?
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
: C = 12, O = 16, K = 39
Ejemplo 1:
46
Las mascarillas de oxígeno que se utilizan en situaciones de emergencia
contienen superóxido de potasio (KO2) que reacciona con el CO2 y el H2O del
aire exhalado para dar oxígeno, según la siguiente reacción :
KO2(ac) + H2O(ℓ) + CO2(g) → KHCO3(ac) + O2(g)
Considerando que una persona exhala 0,95 kg de CO2 por día y que una
mascarilla contiene 100 g de KO2, ¿Cuántos minutos podrá ser utilizada?
ҧ𝐴r: H = 1; C = 12; O = 16; K = 39
A) 47 B) 71 C) 94 D) 100 E)142
Relaciones de masa-masa
Ejemplo 2:
47
En una prueba de laboratorio una mezcla de 10 g de clorato de potasio (KClO3)
y perclorato de potasio (KClO4) se calcina totalmente, según:
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
2KClO4(s) → 2KCl(s) + 4O2(g)
Si la masa al final de la reacción es 5,775 g, calcule el porcentaje en masa de
clorato de potasio en la mezcla inicial.
M(g/mol) : KClO3 = 122,5; KClO4 = 138,5; KCl = 74,5; O2 = 32
A) 32,1 B) 43,3 C) 56,3 D) 70,6 E) 82,9
Relaciones de masa-masa
Ejemplo 3:
48
Relación mol-masa
Si reaccionan 13,5 moles de MnO2 con un exceso de HCℓ, según la
ecuación:
MnO2 + 4HCℓ → MnCℓ2 + Cℓ2 + 2H2O
Determine la masa (g) de cloro obtenido, es:
(Masa molar del cloro = 70 g/mol)
A) 472 B) 945 C) 1086 D) 671 E) 432
Ejemplo 1:
49
La aspirina (C9H8O4) se produce a partir del ácido salicílico
(C7H6O3) y el anhidrido acético (C4H6O3) según:
C7H6O3(ac) + C4H6O3(ac) C9H8O4(ac) + HC2H3O2(ac)
Al hacer reaccionar 345 g de ácido salicílico con exceso de
anhídrido acético, ¿Cuántas moles de aspirina se obtienen?.
Ar: H = 1, C = 12, O = 16
Relación mol-masa
Ejemplo 2:
50
Reactivo limitante, RL
El reactivo limitante en una reacción química es el que determina el
máximo rendimiento de producto, se utiliza en su totalidad. Debido a
que el reactivo limitante es el que limita las cantidades de productos
que pueden formarse, el rendimiento teórico se calcula a partir de la
cantidad de reactivo limitante.
51
Problema 18
En un reactor se colocan 15mol de O2 y 8 mol de NO para producir la
siguiente reacción:
NO + O2 → N2O5
Determine el número de mol que se consumen del reactivo en
exceso.
A) 3 B) 6 C) 7 D) 9 E) 15
52
Problema 19
Si se combustiona completamente 220 g de propano con 900 g de
O2(g), según:
C3H8(g) + O2(g)→ CO2(g) + H2O(g)
Entonces, los gramos de CO2(g) a obtener, son:
(Ᾱr: : C = 12; O = 16; H = 1)
A) 420
B) 480
C) 504
D) 580
E) 660
53
Problema 20
El aluminio (Al) reacciona con el ácido sulfúrico (H2SO4), según la
reacción:
2 Al(s) + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2(g)
Si 20 g de Al se adicionan a una solución que contiene 115 g de
H2SO4. La masa del reactivo en exceso, es:
Datos: ҧ𝐴r: H = 1 O = 16 Al = 27 S = 32
A) 54,4 g de Al
B) 6,1 g de H2SO4
C) 60,5 g de H2SO4
D) 54,5 g de H2SO4
E) 65,4 g de Al
54
El rendimiento teórico de una reacción química es la máxima
cantidad (masa o volumen) de producto que puede obtenerse a
partir de una masa dada de reactivo.
El Rendimiento real es la cantidad obtenida de un producto en la
práctica, que por diversos factores es menor que el rendimiento
teórico, como: presencia de impurezas, fugas, malos equipos, etc.
Rendimiento de una reacción química
Porcentaje de rendimiento = (
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 real
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 teórico
)𝒙 𝟏𝟎𝟎%
55
Problema 21
El aluminio (Al) reacciona con el ácido sulfúrico (H2SO4), según la
reacción:
2 Al(s) + 3 H2SO4 (ac) → Al2(SO4)3 (ac) + 3 H2(g)
Si en la reacción teóricamente se espera obtener 2g de sulfato de
aluminio, peor al final del proceso experimentalmente se obtiene
1,8g ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?
A) 10 B) 20 C) 30 D) 40 E) 50
56
Problema 22
Cuando se calienta piedra caliza, que es sobre todo CaCO3(s), se
producen dióxido de carbono gaseoso y óxido de calcio, CaO(s), de
acuerdo a la reacción
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Si se producen 17,5 g de CO2(g) a partir de la descomposición térmica
de 42,73 g de CaCO3, ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la
reacción? ( Ᾱr: C = 12, O = 16, Ca = 40).
A) 93 B) 85 C) 38 D) 46 E) 57
57
Problema 23
Cuando se agrega 4 moles de S a un recipiente que contiene 20
moles de F2, según la siguiente ecuación no balanceada.
S(ℓ) + F2(g) → SF6(g)
Se obtienen 0,4 mol de SF6, ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
(Ᾱr: F = 19 , S = 32)
A) 10 B) 20 C) 30 D) 40 E) 50
58
• Las impurezas son aquellas sustancias que acompañan a los
reactivos y que difieren en composición y reactividad.
• Solo reaccionan las sustancias puras obteniendo el producto
deseado, por consiguiente en los cálculos estequiométricos se
trabajará con la parte pura de la muestra.
Porcentaje de pureza de una muestra química
%pureza = (
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑎
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎
) 100 %
59
Problema 24
¿Qué masa en gramos de piedra caliza (mineral de CaCO3) de 80%
de pureza se requiere para extraer de 2Kg de carbonato de calcio?
(Ᾱr : C=12, O=16, Ca=40)
A) 840 B) 1260 C) 1600 D) 2100 E) 2500
60
Problema 25
El bicarbonato de sodio (NaHCO3), se descompone según el siguiente
proceso químico:
NaHCO3(s) → NaOH(s) + CO2(g)
Si se requiere obtener 800 g de NaOH, determine la masa (g) de
NaHCO3 (al 80% de pureza) que se debe utilizar.
(Ᾱr : H = 1, C =12, O = 16, Na = 23)
A) 840 B) 1260 C) 1680 D) 2100 E) 2400
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Problema 26
Muchas fábricas que liberan dióxido de azufre, utilizan un proceso
denominado lavado húmedo para evitar la contaminación, el cual se
indica a continuación:
Se utilizan 200 g de Ca(OH)2 al 74% de pureza, indique ¿Cuántos
gramos de SO2 se pueden eliminar?
(Ᾱr : H=1,O=16, S=32, Ca=40)
A) 160 B) 320 C) 32 D) 64 E) 128
( )+ +→2 3 22SO Ca OH H OCaSO
62
Referencias Bibliográficas
[1] Petrucci, Ralph H. (2003) Química General. (8a. Ed.)
Madrid: Pearson Education.
[2] Ebbing, Darrel D. (1997) Química General. (5a. Ed.) México
D.F.: Mc Graw-Hill.
[3] Silberberg, M. S. (2008) Chemistry: The Molecular Nature
of Matter and Change; McGraw Hill: New York.
[4] Brown, T. E.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E.; Murphy, C.;
Woodward, P. W. (2009) Chemistry: The Central Science;
Pearson: New York.
[5] Chang, Raymond (2007) Química. (9a. Ed.). México D.F.:
Mc Graw-Hill.