Taller_Estequiometría_Ejercicios con resolución

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PROBLEMA 1 
Se tratan 50 g de flúor de 95% de pureza con 30 g de agua pura. ¿Cuántos gramos de oxígeno se 
obtendrán si el proceso tiene un rendimiento del 70%? 
RESOLUCIÓN: 
Primero planteamos la ecuación correspondiente y la igualamos por el método que 
corresponda: 
Hay cambios en el número de oxidación: F⁰ a F- y O2- a O0 
Se iguala por el método de ion electrón en medio ácido 
 F2 (g) + H2O (l) HF (ac) + O2 (g) 
 
 ( 2e- + F2 (g) 2 F
- (ac) ) x2 
 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H
+ + 4 e- 
 2 F2 (g) + 2 H2O (l) 4 HF (ac) + O2 (g) 
 
Una vez balanceada, procedemos a los cálculos estequiométricos. 
Calculamos los gramos puros de F2: 
 100 g muestra 95 g de F2 puro 
 50 g muestra x = 47,5 g de F2 puro 
Como en este caso disponemos de datos de la cantidad de los dos reactivos que participan en la 
reacción, debemos calcular cuál de ellos es el reactivo limitante que es el reactivo que se 
encuentra en menor proporción y que limita la cantidad de producto que se puede formar. 
PM F2 = 38 g/mol; PM H2O = 18 g/mol 
2 F2 (g) + 2 H2O (l) 4 HF (ac) + O2 (g) 
2 moles 2 moles 
 76 g 36 g 
 
Con 76 g de F2 “reaccionan estequiométricamente 36 g de H2O” 
76 g F2 36 g de H2O 
 47,5 g F2 x = 22,5 g de H2O 
Como vemos, para que reaccionen los 47,5 g de F2 se necesitan sólo 22,5 g de H2O, pero como 
disponemos de 30 g, las moléculas de agua se encuentran en exceso y, por lo tanto, el reactivo 
limitante es el F2. 
Hubiéramos llegado a la misma conclusión haciendo los cálculos a partir del agua: 
Con 36 g de H2O “reaccionan estequiométricamente 76 g de F2” 
36 g de H2O 76 g F2 
 30 g de H2O x = 63,3 g de F2 
Como vemos, para que reaccionen los 30 g de H2O se necesitan 63,3 g de F2, pero como 
disponemos sólo de 47,5 g, falta F2, es decir es el reactivo limitante. 
 
 
El cálculo de la cantidad de producto formado (gramos de oxígeno), se realiza siempre a partir 
del reactivo limitante, en este caso el F2: 
2 F2 (g) + 2 H2O (l) 4 HF (ac) + O2 (g) 
PM O2 = 32 g/mol 
 
Con 76 g de F2 “se obtienen” 32 g de O2: 
76 g F2 32 g de O2 
 47,5 g F2 x = 20,0 g de O2 
 
El enunciado del problema dice que el proceso tiene un rendimiento del 70%. El porcentaje de 
rendimiento indica la cantidad de producto que se obtiene en la práctica en relación a la 
cantidad teórica que debería obtenerse según la ecuación balanceada. 
En la ecuación química balanceada, las masas y/o volúmenes de los productos corresponden a 
un 100% de rendimiento, es decir es la máxima cantidad posible de producto que se puede 
obtener en la reacción a partir de cierta cantidad de reactivos. 
El % de rendimiento se aplica siempre a los productos, nunca a los reactivos. 
 
100 g teóricos de O2 70 g prácticos o reales de O2 
 20,0 g teóricos de O2 x = 14,0 g prácticos o reales de O2 
 
● “teóricos” expresa la cantidad de oxígeno que se esperaría obtener si el rendimiento 
fuera del 100% 
● “prácticos” se refiere a la cantidad de oxígeno que se obtiene realmente 
Teniendo en cuenta el rendimiento de la reacción se obtienen 14 g O2. 
 
 
PROBLEMA 2 
 
Se tratan 200 g de una muestra de zinc de 90% de pureza, con exceso de ácido sulfúrico diluido. 
¿Cuántos gramos de hidrógeno se obtendrán si en el proceso se pierde un 15% del hidrógeno 
producido? 
RESOLUCIÓN: 
Primero planteamos la ecuación correspondiente y la igualamos por el método que 
corresponda: 
Hay cambios en el número de oxidación: Zn0 a Zn2+ y H+ a H0 
Se iguala entonces por el método de ion electrón en medio ácido: 
 
 Zn (s) + H2SO4 (ac) ZnSO4 (ac) + H2 (g) 
 Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e- 
 2e- + 2 H+ (ac) H2 (g) 
 
Zn (s) + H2SO4 (ac) ZnSO4 (ac) + H2 (g) 
Pasamos a los cálculos estequiométricos. 
Calculamos los gramos puros de la muestra de Zn: 
 100 g muestra 90 g puros de Zn 
 200 g muestra x = 180 g puros de Zn 
 Con los gramos puros del Zn, que es el reactivo limitante (el enunciado del ejercicio plantea 
que el ácido sulfúrico está en exceso), calculamos los litros de hidrógeno obtenidos. 
Zn (s) + H2SO4 (ac) ZnSO4 (ac) + H2 (g) 
 1 mol 1 mol 
65,39 g 2 g 
 65,39 g de Zn 2 g H2 
 180 g de Zn x = 5,5 g H2 
 
Calculamos los gramos reales de H2 obtenidos en la práctica. Si se pierde un 15% del producto 
obtenido significa que el rendimiento de la reacción es del 85%. 
 100 g teóricos de H2 85 g prácticos de H2 
 5,5 g teóricos de H2 x = 4,7 g prácticos de H2 
 
● “teóricos” expresa la cantidad de hidrógeno que se esperaría obtener si el rendimiento 
fuera del 100% 
● “prácticos” se refiere a la cantidad de hidrógeno que se obtiene realmente 
 
Se obtienen 4,7 g de H2.