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16PÁGINAS

62-ESTEQUIOMETRÍA CÁLCULOS PONDERALES, VOLUMÉTRICOS Y MOLARES EJERCICIOS Y PROBLEMAS RESUELTOS Y EXPLICADOS

CONCEPTOS TEÓRICOS BÁSICOS

ÁTOMO: Es la parte más pequeña de la materia que puede intervenir en un proceso químico o bien es la parte más pequeña en que se puede dividir un elemento por métodos químicos ordinarios. MOLÉCULA: Es la parte más pequeña en puede dividirse un elemento conservando sus propiedades MOL: Es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro de partículas NÚMERO DE AVOGADRO: Es el número de partículas que contiene un mol y es igual a 6,023x1023

UMA (UNIDAD DE MASA ATÓMICA) : es la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo del Carbono-12. MASA ATÓMICA: Es la masa de un átomo concreto de un elemento, expresada en UMAS PESO ATÓMICO o MASA ATÓMICA MEDIA es la masa atómica promedio de las masas de todos los isótopos que constituyen un elemento PESO MOLECULAR (o MASA MOLECULAR MEDIA) es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos que constituyen la fórmula del compuesto. Si se trata de moléculas, vendrá expresado en UMAs, mientras que si se trata moles, vendrá expresado en gramos. A éste último a veces se le llama PESO o MASA MOLAR. PESO EQUIVALENTE, PESO DE COMBINACIÓN, EQUIVALENTE QUÍMICO O EQUIVALENTE GRAMO: Es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza exactamente a 1,008 g de Hidrógeno. Equivalente químico o peso equivalente = ,Pm/v siendo v la valencia Valencia en las reacciones ácido-base: - Ácidos: v = Nº de H sustituibles - Bases: v = Nº de OH sustituibles - Sales: v = Nº de H sustituidos Valencia en reacciones redox: Nº de electrones intercambiados

LEYES GENERALES DE LA QUÍMICA - LEY DE LAVOISIER O DE CONSERVACIÓN DE LA MASA: En cualquier sistema material, la masa permanece constante, sea cual sea la transformación que ocurra en él, o bien En toda reacción química ordinaria la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.

- LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS: Cuando dos o más elementos se combinan entre sí para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación en peso definida y constante. - LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: Los pesos de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar en cada caso un compuesto distinto, están en la relación de números enteros sencillos - LEY DE RICHTER O DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS: Los pesos de dos elementos diferentes que se combinan con una cantidad fija de otro elemento, son los que se combinarían entre sí, o bien sus múltiplos o submúltiplos - LEY DE GAY LUSSAC O DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN: En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en ella, están entre sí en la relación de números enteros sencillos

GASES

GAS y VAPOR: Se le llama GAS a cualquier sustancia que en las condiciones ambientales se encuentra en estado gaseoso, mientras que se le llama VAPOR al estado gaseoso de cualquier sustancia que en las condiciones ambientales se encuentra en estado sólido o líquido. CONDICIONES NORMALES: Son unas condiciones de referencia en las que P = 1 atm y T = 0ºC = 273ºK HIPÓTESIS DE AVOGADRO: Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. VOLUMEN MOLAR NORMAL: Un mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa 22,4 litros LEY DE BOYLE-MARIOTTE: Para una misma cantidad de gas a Temperatura constante, el producto de la presión que ejerce por el volumen que ocupa es constante

' 'PV P V=

LEYES DE CHARLES Y GAY LUSSAC: 1- Cuando se mantiene constante la presión, la relación entre el volumen ocupado por una cierta cantidad de gas y la temperatura a la que se encuentra, permanece constante. 2- La relación entre la presión ejercida por una determinada cantidad de gas y la temperatura a la que se encuentre, es constante, si no hay variación de volumen

''

V VT T=

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES

' ''

PV P VT T

=

Donde R es la constante de los gases: R = 0,082 atm.L/mol.ºK GAS IDEAL: Es aquel que cumple las leyes de los gases ideales (El volumen de sus partículas es nulo y no existen fuerzas atractivas entre ellas) ECUACIÓN DE CLAPEYRON

º

PV nRT

N de gramosPV RTMasa Molecular

=

=

ECUACIÓN DE VAN DER WAALS PARA LOS GASES REALES:

2

2 ( )a nP V n b nRTV

⎛ ⎞⋅+ ⋅ − ⋅ =⎜ ⎟

⎝ ⎠

donde a (presión interna) y b (covolumen) son dos constantes experimentales propias de cada gas PRESIÓN PARCIAL: Es la presión que ejercería un gas, componente de una mezcla, si ocupara él solo el volumen total. LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES: La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos sus componentes:

Presión Total = P A + P B + P C . Consecuencia: La presión parcial de un gas componente de una mezcla es igual al producto de su fracción molar por la presión total de la mezcla:

PA = PTotal x XA XA=Moles del Gas / Moles totales

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES: Velocidades moleculares

- Velocidad lineal media o velocidad media: 8 LMRT

Masa MolecularU

π=

⋅

- Velocidad cuadrática media: 3 CM

RTMasa Molecular

U =

-Velocidad más probable: 2 P

RTMasa Molecular

U =

- Relación entre ellas: 8 3 2

CMLM PUU U

π

= =

- Energía cinética media: 32C RTE =

Depende únicamente de la temperatura absoluta, y es independiente de la Presión, del volumen y del tipo de gas DIFUSIÓN de los gases: Es la mezcla de las partículas (moléculas, átomos o iones) de dos cuerpos que se encuentran en contacto hasta alcanzar una distribución uniforme. Es muy pequeña en los sólidos, algo mayor en los líquidos y grande en los gases debido a la movilidad de sus moléculas. EFUSIÓN de un gas: Es el escape de un fluido a través de un hueco diminuto LEY DE LA DIFUSIÓN DE GRAHAM: Es la que rige tanto la difusión como la efusión de los gases. Se enuncia como: “La velocidad de difusión (o efusión) de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus densidades o de sus pesos moleculares.

1 2 2

2 1 1

U Masa Molecular densidadU Masa Molecular densidad= =

EJERCICIOS RESUELTOS

3

3 6

3 3

1)Calcula la cantidad de aceite que cabe en una cisterna de 10 mDensidad del aceite 0,88 /

Utilizamos la fórmula de la densidad ; .

10 100,88 880 1 1

Esta conversión en realid

g mL

md m V dV

g Kg kgmLmL g m m

−

=

= =

⋅ ⋅ =

3

6 3

33

ad lo que dice es que si hay 0,88 g en 1 mL en 10m (10 millones de mL)multiplicaremos por 10 los 0,88g pasados a kilos (divididos por 10 )

. 10 .880 8800kgm V d m Kgm

= = =

2) El Azufre y el Hierro se combinan para formar un sulfuro de hierro en una proporción de 2,13 g de Azufre por cada 3,72 g de Hierrro. En una cápsula se colocan 5 g de Azufre:

2.1)Qué cantidad de Hierro debemos utilizar para que se transforme totalmente en el sulfuro de que hablamos?

2,13g de Azufre 5 g de Azufre 5 3,72 X= 8,73 de Hierro3,72 g de Hierro 2,13

2.2) ¿Qué cantidad de sulfuro se ob

gX

⋅= ⇒ =

tendría?

La masa se conserva según la Ley de Lavoisier, por tanto 5 g de Azufre + 8,73 de Hierro 13,73 g de Sulfuro

2.3) Qué cantidad de Sulfuro de Hierro se obtendrá si en la cápsula ponemos 5 g de Azu

=

fre y 5 de Hierro?

La masa de S que se combina es menor que la de Fe. Por tanto, a igualdad de masa en los reactivos,del que tenemos menor cantidad es el que limita el resultado. Calculamos la masa de azufre que se combina con los 5 g de Hierro

2,13g de Azufre 5 2,13 X= 2,86 de Azufre3,72 g de Hierro 5 de Hierro 3,72

2,86g de S + 5 g de Fe = 7,86 g de FeS

X gg

⋅= ⇒ =

3) Se sabe que el S y el O se combinan para formar 3 compuestos.Los análisis revelan la siguiente composición:Compuesto A 0,6 g de S y 0.9 g de OCompuesto B 5,2 g de S y 2,6 g de OCompuesto C 0,6 g de

→→→ S y 0,6 g de O

Demuestra que se cumple la Ley de las Proporciones múltiples

Como tenemos la cantidad de O en A y C 0,6 g de S, averiguemos en Bla cantidad de O que se combina con 0,6 g de S

2,6 g de O5

2,6 0,6 X= 0,3 g de O,2 g de S 0,6 g de S 5,2

0.9 0,9 / 0,3 30,3 0,3 / 0,3 1Tendremos Dividimos todos por el más pequeño 0,6 0,6 / 0,3 2

Queda demostrado que las cantidades de O que se combinan c

X

ABC

⋅= → =

= == =⇒= =

on una misma cantidad de S en los tres casos guardan una relación numérica de enteros sencillos

4) Determina la fórmula de un compuesto formado por N:36,84% y O:63,16%

La fórmula será de tipo ; 14 y 16

Suponemos 100 g de compuesto (éste es el truco para la resolución)36,84 g de N

1

x y N ON O M M= =

1 1,5 2 3

63,16 g de O2,63 moles de N ; 3,95 moles de O4 / 16 /

2,63 3,95Dividimos ambos por el menor 1; 1,52,63 2,63

g mol g mol

N O N O

= =

= =

⇒

2

2

Ca(OH) 2

5) En un recipiente tenemos 5 g de Ca(OH) . Cálcula:

5.1) La cantidad en moles de Hidróxido que tenemos

574 / 0,07 de Ca(OH)74 /

gM g mol molesg mol

= ⇒ =

23

5.2) Los átomos de Oxígeno que tenemos

Tenemos 0,07 moles de HidróxidoPor cada mol de Hidróxido tenemos 6,023 10 moléculas de HidróxidoY por cada molécula tenemos 2 átomos de Oxígeno. Entonces:

Nº de

⋅

23 22átomos de oxígeno 0,07 6,023 10 2=8,4 10

5.3)La cantidad, en moles, de hidrógeno que tenemos, Operamos igual que en el apartado anterior

0,07 moles de Hidróxido 2 moles de Hidrógeno (en cada mol de

= ⋅ ⋅ ⋅ ⋅

⋅ moléculas de hidróxido)= 0,14 moles de H

5.4)Los gramos de Calcio que tenemos

En cada mol de moleculas de hidróxido hay un mol de átomos de calcio, cuya M 40

0,07 40 2,8 de Calcio

5.5)La cantidad de H

Ca

g

=

⋅ =

2

idróxido de Ca que precisamos para tener 6 moles de Oxígeno

Para cada dos moles de O necesitamos un mol de ( ) , por tanto a 74g/molPara tener 6 moles de Oxígeno precisamos 3 moles de Hidróxido;

º

Ca OH

N 2

24

24

23

( ) 74 3 222

5.6) La cantidad de Hidróxido de Ca que precisamos para tener 10 átomos de Ca

10 ( º ) 74 / 123 de Hidróxido6,023 10

5.7) La cantidad de Hidróxido que nece

de gramos de Ca OH g

n de moles g mol g

= ⋅ =

⋅ =⋅

2

sitamos para tener 4 g de Hidrógeno

4 g de H son 4 moles Y se precisas dos moles de Hidrógeno por cada mol de Hidróxido,la mitad

Se precisarán 2 moles de ( ) 148Ca OH g

⇒

=

2

2

( )

6) Determine la composición Centesimal de Hidróxido de Calcio ( )

74,1; 40,1; 1; 16

40,1 2 16 2 1100 54,12% O 100 43,18% 100 2,70%74,1 74,1 74,1

La suma de l

Ca OH Ca H O

Ca OH

M M M M

Ca H

= = = =

⋅ ⋅= ⋅ = = ⋅ = = ⋅ =

os porcentajes debe ser 100

7) El Butano es un hidrocarburo que tiene un 82,76% de C y un 17,24% de H.Determina la fórmula molecular, sabiendo que su masa molar es de 58g/mol

82,76Suponemos 100 gramos de = 6,90 12 /

gmoles Cg mol

⇒ =

1 2,5

17,24 ; 17,241 /

6,90 17,24Dividimos los dos por el menor 1 2,5 ; El Compuesto será del tipo 6,90 6,90

Si lo ajustamos para que los coeficientes sean enteros multiplica

gmoles de Hg mol

C H

= =

= =

2 5

4 10

mos por 2 , la fórmula empírica

Pero la Masa molecular de este compuesto es de 29g/mol, para alcanzar los 58 g del enunciadomultiplicaremos por dos, entonces tendremos

; que es la fórmula mo

C H

C H lecular del Butano

[ ]2 28) ¿Cúantos átomos de Hidrógeno se hallan presentes en 25,6 g de Urea ( ) cuya masa molecular es 60,06 ?

Tenemos 4 moles de Hidrógeno atómico por cada molécula de urea, si los multiplicamos por el

NH CO

23 24

número demoles de urea y poe el número de Avogadro tendremos la solución

25,6 4 6,023 10 1,03 10 átomos de Hidrógeno60,06

⋅ ⋅ ⋅ = ⋅

32

2

9) Calcule el número de Kilogramos de Cobre en 3,71 10 Kg. de Calcopirita ( )

Masa Molar del Cu 63,55Calculamos el porcentaje del cobre en la Calcopirita % 100 34Masa molar del ( ) 183,5

CuFeS

CuCuFeS

⋅

= = ⋅ =

33

,63%

Ahora sólo nos basta hallar el 34,63% del las 3,71 toneladas de Calcopirita

34,63 3,71 10 1,28 10 Kg. de Cobre100⋅ ⋅

= ⋅

32

2

10) Calcule el número de Kilogramos de Cobre en 3,71 10 Kg. de Calcopirita ( )

Masa Molar del Cu 63,55Calculamos el porcentaje del cobre en la Calcopirita % 100 3Masa molar del ( ) 183,5

CuFeS

CuCuFeS

⋅

= = ⋅ =

33

4,63%

Ahora sólo nos basta hallar el 34,63% del las 3,71 toneladas de Calcopirita

34,63 3,71 10 1,28 10 Kg. de Cobre100⋅ ⋅

= ⋅

2 3 2 3

11) Cuando el aluminio metálico se expone al aire se recubre en su superficioe de una capa de óxido de aluminio (Al ). Escribe la reacción ajustada para la formación del Al

La reacción sin ajustar

O O

2 2 3

2 2 3

2 2 3 2 2 3

es

Ajustamos el aluminio 2

3Ajustamos el oxígeno 2 4 3 22

Al O Al O

Al O Al O

Al O Al O Al O Al O

+ →

+ →

+ → → + →

Es importante ajustar la reacción porque todas las relaciones molares y de masa van a pasar por la reacción ajustada

Leeríamos: 4 moles de Aluminio reaccionan con 3 moles de oxígeno molecular para dar 2 moles de óxido de aluminio

3 2 2 2 2

2

12) La urea se forma por la reacción del amoniaco con el dióxido de carbono según la reacción:

2 ( )

Se hacen reaccionar 637,2 gramos de Amoniaco con 1142 gramos de CO

12.1) ¿Cúal de los

NH CO NH CO H O+ → +

2

dos reactivos es el limitante?

El reactivo limitante es aquel que produce menos moles

Los moles de Amoniaco producen la mitad de moles de urea y los moles de CO producen el mismo número de moles de ur

2) )

ea, por tanto

637,2 1142moles de urea 18,71 moles moles de urea 25,9 moles17,03 44,01

Se producen menos moles con el amoniaco por lo que éste será el reactivo limitant

amoniaco CO= = = =

e

12.2) Calcular la masa de urea que se formará

La masa molar de la urea es de 60,06. Sabemos que el reactivo limitante formará 18,71 moles, es decirse formarán 18,71 moles 60,06g/m⋅ ol 1124 gramos de urea=

2

2

12.3) ¿Qué cantidad del reactivo enexceso quedará sin reaccionar?

Como el factor limitante son los 18,71 moles esos serán los moles que reacciones de CO

18,71 moles 44,01g/mol 823,4 gramos de CO , ⋅ = por tanto

del reactivo limitante quedarán 1142-823,4=318,6 gramos

4 2

7 7

13) El Titanio se opbtiene de la reacción del cloruro de titanio(IV) con magnesio fundido.

2 2

Se hacen reaccionar 3,54 10 gramos de Cloruro con 1,13 10 gramos de Mg

13.1) Calcular el re

TiCl Mg Ti MgCl+ → +

⋅ ⋅

ndimiento teórico del Ti en gramos

Se calculan los moles de Titanio a partir de los moles de cloruro, ya que todo el Ti procede del cloruroy por la reacción vemos que se producen tantos moles de Ti como moles de Cloruro reaccionan y la

75

)

75

( )

mitadde moles de Ti por moles de Mg.

3,54 10moles de Ti 1,87 10 moles de Ti189,7

1,13 10 1moles de Ti 2,32 10 moles de Ti24.,31 2

El reactivo limitante será el que menos moles forme, que

Cloruro

Mg

⋅= = ⋅

⋅= = ⋅

7 6

en este caso es el cloruro

El rendimiento será 1,87 10 47,88 8,95 10 gramos de Ti⋅ ⋅ = ⋅

6

6

6

13.2) Calcular el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7,91 10 gramos de Ti

rendimiento real 7,91 10% de rendimiento= 100 100 88,4%rendimiento teórico 8,95 10

⋅

⋅⋅ = ⋅ =

⋅

14) ¿Cúal será la presión en atmósferas de una cabina cuyo barometro marca 688 mmHg?

1 at. 766 688 0,905 688 766

mmHg X atmósferasX mmHg

= ⇒ = =

15) Calcular la presión ejercida por 1,82 moles de gas Hexafluoruro de Azufre en un recipiente de 5,43 Lde volumen a 69,5ºC

Según la ecuación de estado de los gases ideales , de donde

(

nRTPV nRT PV

= = =

=1,82 ) (0,0821 L.at/ºK) (69,5 273) 9,42

5,43mol K atmósferas

L⋅ ⋅ +

=

3

)

16) Calcular el Volumen en Litros que ocupan 7,40 gramos de NH a TPE

*TPE-Temperaturas y Presión Standard); **Recordar que 1 mol de cualquier gas a TPE ocupa 22,4L

17, 03 / Nº molesamoniacoM g mol=7, 40

17, 03

7, 40 22, 4 9, 7417, 03

V L

=

= ⋅ =

17) Un globo inflado con 0,55 L de Helio a nivel del mar (1 atm) se deja elevar a una altura de 6,5 km. ,donde la presiónes casi de 0,40 atm..Suponiendo que la Temperatura permanece constante. ¿Cúal e

1 1 2 21 2 1 1 2 2

1 2

12

2

s el volumen final el globo?

Cómo la Temperatura es constante T entonces

1 atm. 0,55 L 1, 40, 40 atm.

PV PV T PV PVT T

PVV LP

= = =

⋅= = =

1 2 1 22

1 2 1

18) Cierto foco que contiene Argón a 1,20 atm. y 18ºC se calienta a 85ºC a Volumen constante.Calcular la presión final en atmósferas

(1,20 atmComo el V es constante P P PT

PT T T

= = =.) (358K) 1,48

291atmósferas

K⋅

=

19) Una burbuja se eleva desde el fondo de un estanque, donde la Temperatura y presión son de 8ºC y 6,4 atm.hast la superficie, donde la Temperatura es de 25ºC y la presionde 1 atm.. Calcular el volum

1 1 2 2 1 1 22

1 2 1

en final de la burbuja en ml si su volumen inicial era de 2,1 ml.

(2,1 ) (6,4 .) (298 ) 14(281 )

PV PV PVT mL atm KV mLT T T K

⋅ ⋅= ⇒ = = =

20) Calcular la densidad del Dióxido de Carbono por litro a 990 mmHg y 55ºC

º = =

(0,990 .) (44,01 / )= =1,62 / (0,082 . . / ) (328 )

m n P m P m PMn moles PV nRT dM V RT MV RT V RT

atm g mol g LL atm K K

⇒ = ⇒ = ⇒ = ⇒ =

⋅⋅

2

2 2

2 2 2 2 2

21) Calcular el volumen de O (en litros) que se requiere para la combustión completa de 7,64 L de acetileno( ) a la misma temperatura y presión

2( ) 5 4 2

De acuerdo con la ley de Avogadr

C H

C H O CO H O+ → +

2

o, a la misma T y P, el número de moles está directamente relacionado con su volumen.. Basándonos en la reacción necesitamos 5 moles de O para reaccionar con 2 moles de acetileno. Podremos decir ento 2

2

nces que necesitamos 5 L de O para producir 2 de acetileno. Por tanto:

5 de O 2 de acetileno 5 7,64 19,1 7,64 de acetileno 2

L L X LX L

⋅= ⇒ = =

3

3 2

22) La azida de Sodio (NaN ) se suele usar en los airbag de algunos automóviles. Un impacto desencadenala descomposición de la azida según la siguiente reacción:

2 2 3

El nitrógeno en estado gas

NaN Na N→ +

2eoso infla la bolsa que protege al conductor. Calcular el volumen de N generadoa 80ºC y 823 mmHg por la descomposición de 60 gramos de azida. (M=65,02 g/mol)

2 2

Por cada dos moles de azida se producen 3 moles de Nitrógeno molecular.

60 60 3El número de moles de azida es y el número de moles de N 1,38 moles N65,02 65,02 2

(1,38 ) (0,082 . .

n

nRT moles LatmVP

= ⇒ = ⋅ =

⋅= =

/ ) (80 273 ) 36,9 823760

K mol K Latmosferas

⋅ ⋅ +=

2

2 3 2

23) El Hidróxido de Litio (M=73,89 g/mol) en disolución se emplea para purificar el aire de las naves espaciales y de los submarinos, ya que absorbe CO según la reacción:

2

La presión

LiOH CO LiCO H O+ → +

5 32

42

de en una cabina que tiene un volumen de 2,4 10 es de 7,9 10 .Se introduce en la cabina una disolución de Li ( ) de volumen insignificante. Al final,la presión de se reduce 1,2 10

CO L atmLiOH

CO a

−

−

⋅ ⋅

⋅

3 5

33

. ¿Cúantos gramos de Carbonato de Litio se forman en este proceso?

(7,9 10 .) (2,4 10 ) 73 moles(0,082 . . / . ) (312 )

Masa de 73 73,89 / 5, 4 10 gramos

tm

PV atm LPV nRT nRT L atm K mol K

LiCO moles g mol

−⋅ ⋅ ⋅= ⇒ = = =

⋅

= ⋅ = ⋅

24) Una mezcla de gases contiene 4,46 moles de Neón, 0,74 moles de Argón y 2,15 molesde Xenón. Calcular las presiones parciales de los gases si la presión total es de 2 atmósferasa cierta Temperatura.

PNE NE TPχ= ⋅

4, 46 0,607 4, 46 0,74 2,15

NENE

NE AR XE

nn n n

χ = = = ⇒+ + + +

P 0,607 2 1, 21 .

De la misma manera iremos calculando las Fracciones molares ( ) de los otros gases ycalculando las respectivas presiones parciales cuya suma, obviamente, debe ser la p

NE NE TP atmχ

χ

= ⋅ = ⋅ =

resión total

325) El oxígeno se consigue a partir de la descomposición de Clorato de Potasio (KClO ). El volumen de Oxígeno a 24ºC y una presión atmosférica de 762 mmHG es de 128 mL.Calcular la masa del osígeno ob

2 2

2 2

tenido. La presión del vapor de agua a 24ºC es de 22,4 mmHG

762 22,4 740

740( .) (0,128 ) (32 g/mol)760

(0,0

T O H O

TO H O mmHg

m mRT PVMPV nRT n PV mM M RT

atm L

P P P

P P P= − = − =

= ⇒ = ⇒ = ⇒ = =

⋅ ⋅=

= +

0,164 gramos82 . . / ) (273 24)L atm K mol K

=⋅ ⋅ +

26) El azufre el Oxígeno y el Cinc se encuentran formando el Sulfato de Cinc en una relaciónS: O : Zn de 1 : 1,99 : 2,04.

26.1) Hallar la composición centesimal.

Siendo 1+1,99+2,04=5,03, podrmos suponer que en5,03 gramos de sulfato tendremos 1 de S,1,99 de O y 2,04 de ZN. Con lo que podemos establecer que5,03 100% 5,03 100% 5,03 100%

1 1,99 2,04

19,88% de S

x y z

x

= = =

= y 39,56% de O z 40,56% de Zn = =

26.2)¿Qué cantidad de Sulfato podrá obtenerse si tenemos 8,53 gramos de Zn?

Aquí partimos de 100 gramos por ejemplo (éste es el truco) dado que no nos dan unacantidad concreta de sulfato. Esto quiere decir que partiremos de 40,56 gramos de Znpara 100 gramos de Sulfato.

Si 100 gr de sulfato 40,56gr de Zn 21,03 . En X gr. de sulfato 8,53 gr de Zn

X gr de Sulfato→⇒ =

3

3

) ( ) ( ) ( )

27) Determinar la composición centesimal del Carbonato Bárico

197,3 137,3 12 16

197,3 100( ) 69,59% de Ba137,3

197,3 100( ) 12

BaCO Ba C O

BaCO

M M M M

Ba XX

C YY

= = = =

= =

= 6,08% de C

197,3 100( ) 24,33% de O16

O ZZ

=

= =

2

28) ¿Cúantos gramos de Germanio podemos extraer de 8 gramos de su óxido?

104,6

72,6

Si en 104,6 gramos de Óxido hay 72,6 gramos de Ge

En 8 gramos de óxido habrá X

GeO

Ge

M

M

=

=

104,6 8 72,6

5,55 gramos de Ge

X

X

=

=

29) El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica promedio?.

23 210,056 6,023 10 1.25 x 10 moléculas de HCN27 /

grgr mol

⋅ ⋅ =

242

24

223

30) ¿ cu ntos moles de sulfuro de sodio, Na S corresponden a 2.709 x 10 mol culasde sulfuro de sodio y cu ntos moles de sodio hay?

2.709 10 mol culas 4,5 moles de Sulfuro de Sodio ( )6,023 10

A á éá

é Na S⋅=

⋅

Por cada mol de moléculas de Sulfuro tenemos 2 moles de átomos de Sodio

4,5 2 átomos de Na por mol 9 moles moles de Na⋅ =

31) En 2,14 gramos de un compuesto de Cobre hay 0,72 gramos de este metal, 0,32 gramosde Nitrógeno y el resto de Oxígeno. Hallar su fórmula.

La relación en peso entre los tres elementos que componen el compuesto es Cu (0,72); N (0,32) y O (1,10)

Dividiendo por los respectivos pesos atómicos tenemos la relación numérica de átomos que seconvierte en un número ntero al dividir por el número más pequeño

2 6 3 2

0,72 0,011Cu: =0,011 163,5 0,0110,32 0,022N: =0,022 214 0,011

0,10 0,068O: = 0,068 616 0,011

La fórmula buscada es incluso más exacto ( )CuN O Cu NO

⇒ =

⇒ =

⇒

⇒

32) Un kilogramo de Mercurio ¿Cúantos moles de átomos o átomos-gramo son? ¿Y un Kg. de Azufre?

1000º 4,98 átomos-gramo o moles de átomos de Hg200 /

1000º 3132 /

Hg

S

gramosn molesHgM g mol

gramosn molesSM g mol

= ==

= ==

, 25 átomos-gramo o moles de átomos de S

Dos Kilogramos de Sulfuro de Hg (II) HgS ¿Cúantos moles son? ¿Cúantos gramos de Mercurio yAzufre hay en esos dos kg.?

232,6 por tanto 1 mol 232,6 gramos, eHgSM =2000ntonces 8,60 de 232,6 /

Por cada mol de HgS hay un mol de átomos de Hg y de S entonces

Gramos de Hg 8,60 200,6 1725,1Gramos de S 8,60 32 272,1

gramos moles HgSg mol

gramosgramos

=

= ⋅ == ⋅ =

23

33) Sabiendo que la masa atómica del Hidrógeno es 1,00797, calcular la masa en gramos deun átomo de Hidrógeno

1 mol 1,00797 ; en 1 mol de átomos 6,023 10 átomos, entonces

1,00797 6,023 10

gramos

gramos

= ⋅

⋅24

23 1,67 10 gramps òr átomo de H átomos

−= ⋅

334) Si la densidad del Fe es 7,86 g/cm , ¿Cúales el volumen aproximado de cada átomo de Fe?

Suponiéndolos esféricos ¿cúal es aproximadamente suradio?

55,8 , 1 mol de Fe 55,8 gramos

FeM

Md VV

= =

= ⇒ 33

323

23

55,8 gramos 7,1 de volumen 1 mol de Fe7,86 gramos/cm

7,1entonces, el volumen de un sólo átomo será 1,18 106,023 10at

M V cmd

cmVátomos

= ⇒ = =

= = ⋅⋅

2 4 2 4

35) ¿Cúantos moles de átomos de Nitrógeno hay en 8,58 gramos de Tetróxido de Dinitrógeno?

92 1 mol de tiene 92 gramos de masa y en un mol de tetróxido hay 2 moles

de átomos de Nitrógeno y N OM N O=

4 moles de átomos de Oxígeno

92 gramos 2 moles de átomos de Nitrógeno 8,58 2 0,186 moles de N8,58 gramos 92

XX

⋅= ⇒ = =

336) Calcúlense los gramos de agua que hay en un matraz de 500 cm lleno de vapor de agua,a la temperatura de 100ºC y a la presión de 745 mmHG

A 0ºC y 760mmHg un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L, en las condiciones del problemaocupara

Podríamos establecer la relación entre unas y otras condiciones

760 22,4 745 31,221 Litros273º (100 273)º

Si un mol en esas condiciones ocupa

mmHg L mmHg V VK K⋅ ⋅

= ⇒ =+

2

3 31,221 1 31,221 L, 500 cm serán 0,5

0,016 moles de agua que multiplicados por 18 (M ) dan 0,228 gramos de agua

**(quizá hubiera sido más directo calcular los moles de agua a través

H O

L molL X

X

=

=

de la fórmula )PV nRT= 37) Un matraz de vidrio pesa vacío 17,7248 gramos. Leeno con Oxígeno pesa 18,3561 gramos y con un hidrocarburo saturado gaseoso (en las mismas condiciones) 18,5889 gramos.¿Cúal es este hidrocarburo?

Oxígeno 18,3561-17,7248=0,6313 gramos

Hidrocarburo 18,5889-17,7248=0,8641 gramos

2

Ocupan el mismo volumen en las mismas condiciones y ambos han de tener el mismonúmero de moléculas, por tanto la masa de éstas guardarán la misma relación que las cantidades pesadas

0,6313 gramos de O 2

)

32( ) de donde 43,8

0,8641 gramos de Hidroc. (

La masa se aproxima bastante a 44,06 que es la masa molecular del Propano

O

hidrocarburo

MX

X M= =

38) Determinar la masa molecular de un gas sabiendo que su densidad a 27ºC y 780 mmHg es de 1,35 g/L

Averiguaremos primero cuanto ocupan los 1,35 gramos del gas en CN

' ' 780 1 ' (2

PV P V mmHg LT T

⋅= ⇒

760 ; despejamos 0,9373 27)º 273º

Si 0,93 L corresponden a 1,35 gramos, 22,4 L (1 mol, la masa molecular) será

0,93 1,35 32,522,4

mmHg V V LK K

L gramos XL X

⋅= =

+

= =

39) El calor específico del Fe es de 0,113 cal/gr ºC. Un óxido de Fe contiene el 69,94% de éste.Calcular la masa atómica del hierro y su valencia en dicho óxido

Según la ley de Dulong-Petit para un elemento sólido el producto de la masa atómica del elementopor el calor específico es aproximadamente constante

6,3 0,113 6,3 55,7

Como para formar el Óxido se han combin

e FeM C M M⋅ ⇒ ⋅ = ⇒

)

ado 30,06gramos de O (suponemos 100 gramos) con69,94 gramos de Fe, los pesos equivalentes de ambos elementos deben seguir la misma relación

8( )30,06 18,6169,94

El pes

equ Oequ

PgrO X P FegrFe X

= ⇒ = =

2 3

o atomico exacto del Fe será un múltiplo exacto lo más próximo posible a 55,7

18,61 3=55,83 muy próximo a 55,7, por tantola valencia del Fe en este óxidoserá 3 y setrataría del óxido férrico Fe O

⋅

3 2

3 3

40) en un recipiente de 10 L se introducen 12,4 gramos de alcohol Etílico ( ) y18,7 de Acetona ( ). Después de cerrar, se calienta la mezcla a 300ºC, temperaturaque está muy por encima d

CH CH OHCH COCH

e los puntos de ebullicion de ambos líquido. Calcular la presión en el interior del recipiento suponiendo un comportamiento ideal.

Lo primero que hacemos es hallar los moles de cada uno

Moles de alcohol 12,4 18,70,27 Moles de Acetona 0,3248 / 58 /

Las presiones parciales de cada gas se hallan con la ecuación de estado delos gases ideales

suponiendo que cada gas ocupara la totalidad del

g ggr mol g mol

= = = =

volumen (PV=nRT) (P= )

0,27 0,082.(273 300) 0,32 0,082.(273 300)1,27 1,5 10 10

= 1,27 1,5 2,77

alcohol acetona

Total alcohol acetona

nRTV

P atm P atm

P P P atmósferas

⋅ + ⋅ += = = =

+ = + = 41) Cuando un gas se recoge haciéndolo burbujear sobre agua, queda saturado de vapor de agua. Si se recogen sobre 85 mL de Oxígeno a 23ºC y 770 mmHg,, calcular el volumende Oxígeno seco en condiciones

2

normales.

La presión de vapor de agua a 23ºC es 21,1 mmHg

Los 770 mmHg sonla presión total de la mezcla O+H . Como la del vapor de agua es 21,1la presión del oxígeno seco será 770-21,1 = 748,9 mmHg.

Ap

O

' 'licamos la ecuación de los gases reales '

748,9 85 760 ' despejamos y ' 77,2(273 23)º 273º '

PV P VT T

mmHg mL mmHg V V mLK K

=

⋅ ⋅= =

+

42) Calcule la temperatura a la que deben encontrarse 8 g de oxígeno que se encuentran en un recipiente de 5 litros a una presión de 790 mm Hg . ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales? ¿Qué cantidad de dicho gas debería salir o deberíamos introducir para que se duplicara la presión si la temperatura desciende 10ºC? Podemos aplicar las Ecuaciones Generales de los Gases Ideales

º 790 8 5 0,082 760 32

790 5 32 Despejamos 253,5º 19,5º760 8 0,082

8En condiciones Normales 1 0,082 232

m

N gramosPV RT TM

T K C

V

= ⇒ ⋅ = ⋅ ⋅ ⇒

⋅ ⋅= = = −

⋅ ⋅

⋅ = ⋅ ⋅ 73 Despejamos 5,6 en CN

En el tercer caso la cantidad de gas que hay en el recipiente es

7902 5 0,082 243,5760 32

2 790 5 32 16,6 760 0,082 243,5

V L

Gramos

Gramos Gramos

⇒ =

⋅ ⋅ = ⋅ ⋅

⋅ ⋅ ⋅= =

⋅ ⋅

43) En el interior de una lámpara de incandescencia (una bombilla) cuyo volumen es de 100 ml hay una presión de 1,2.10-5 mm de Hg a 27ºC. Cuado comienza a funcionar, alcanza una temperatura de 127ºC. Calcular: a) Número de moléculas de gas existentes en el interior de la lámpara b) Presión en su interior cuando está funcionando. Se trata, en definitiva, de un recipiente lleno de gas, por lo que le es aplicable la ecuación general de los gases ideales

511

11 23 13

1,2 10 0,100 0,082 300 Despejamos 6,42 10 moles de gas760

Número de moleculas será 6,42 10 6,023 10 =3,86 10 moléculas

Cuando está funcionando, la única diferencia c

PV nRT n n−

−

−

⋅= ⇒ ⋅ = ⋅ ⋅ ⇒ = ⋅

⋅ ⋅ ⋅ ⋅

5

on la situación anterior es el cambio de temperatura, que ahora esde 127ºC = 400ºK, por lo que se le puede aplicar nuevamente la ecuación general de los gases ideales:

' ' 1,2 10 0 '

PV P VT T

−⋅ ⋅= ⇒ 5,100 ' 0,100 ' 1,6 10

300 400P P mmHg−⋅

= ⇒ = ⋅

44) ¿Cual es la densidad del nitrógeno gaseoso a 227ºC y 5,00 atm de presión? Peso atómico del Nitrógeno = 14,00. Aplicando la ecuación general de los gases ideales:

º

de tenemos que

donde, teniendo en cuenta que el peso molecular del N 2 es 2.14 = 28 y que la temperatura en

M

M

N gramos grPV nRT PV RT PM RTMasa Molecular V

MD PM DRTV

= ⇒ = ⇒ =

= =

ºK es T = 227 + 273 = 500ºK, al sustituir nos queda:

5 285,00 28= 0,082 500 3, 41 /0,082 500

D D gr L⋅⋅ ⋅ ⋅ ⇒ = =

⋅ 45) Tenemos una mezcla de tres gases A, B y C a una presión de 1 atm. Sabiendo que la fracción molar de A es el doble de la de B y que la fracción molar de C es la tercera parte de la fracción molar de B, calcular la presión parcial de cada uno

12 Despejamos en la segunda y tercera ecuación y sustituimos enla primera

3

2 1 0,3 0,6 0,13

Teniendo en cuenta la ley de

A B C

A B B

BC

BB B B A C

X X XX X X

XX

XX X X X X

⎫⎪+ + =⎪

= ⎬⎪⎪⎭

+ + = ⇒ = ⇒ = ⇒ =

las presiones parciales de Dalton, que dice que la presión parcial de un gas que forma parte de una mezcla es igual al producto de la presión total por la fracción molar de dicho gas, tendremos:

P A = 1.0,6 = 0,6 atmP B = 1.0,3 = 0,3 atmP C = 1.0,1 = 0,1 atm

46) Un matraz de once litros contiene 20 g. de gas neón y un peso desconocido de hidrógeno. Teniendo en cuenta que la densidad de la mezcla es 0,002 g/mL a 0ºC Calcular: a) La masa molecular media. b) El número de gramos de hidrógeno presentes. c) La presión en el interior del matraz.

La cantidad de Hidrógeno se obtiene a partir de la expresión de la densidad:

220 0,002= 2 11000

M XD X gramos de HV

+= ⇒ ⇒ =

Para determinar la presión en el interior del matraz, utilizamos la Ley de Dalton de las Presiones parciales: P TOTAL= P NEON + P HIDROGENO pudiendo calcular estas dos presiones parciales por medio de la ecuación de Clapeiron:

2 2

2 2

2011 0,082 273 2,03 .20

211 0,082 273 2,032

4,06 .

M

Ne Ne

H H

TOTAL H H

MPV RTM

P P atm

P P atm

P P P atm

=

⋅ = ⋅ ⋅ ⇒ =

⋅ = ⋅ ⋅ ⇒ =

= + =

La masa molecular media se puede calcular con la ecuación de Clapeiron:

4,06 2 0,082 273 11,03

M MM

M M

M MPV RT PM RT PM DRTM V

M M

= ⇒ = ⇒ =

⋅ = ⋅ ⋅ ⇒ =

47) Si el análisis del aire expresado en % en peso es el siguiente: 75,2% de nitrógeno, 23,2% de oxígeno y 1,6% de vapor de agua, determínese la densidad de dicho aire a 20ºC y 740 mm de Hg. Partimos de una masa de aire de 100 g, en la cual tenemos: 75,2 g de N2, 23,2 g de O2 y 1,6 g de H2O y calculamos el número de moles de cada uno de estos tres gases

2 2 275,2 23,2 1,62,686 moles 0,725 0,089 28 32 18

N O moles H O moles= = = = = =

Le aplicamos ahora la ecuación general de los gases al número total de moles para calcular el volumen total de ese aire, mezcla de los tres gases:

740 (2,686 0,725 0,089) 0,082 293 86,36 760

PV nRT V V L= ⇒ ⋅ = + + ⋅ ⋅ =

Y con este volumen y la masa total del aire (100 g), determinamos su densidad

100 1,158 gr./L86,36

MDV

= = =

48) El óxido nitroso (N20) es un gas que se puede obtener por descomposición térmica del nitrato amónico. a) Escriba la ecuación de la reacción. b) Al realizar dicha descomposición se obtienen 0,320 L del gas a 690 mm Hg y 12,5ºC. Si el gas pesa 0,540 g, calcule el valor de la constante de los gases.

4 3 2) 2a NH NO N O H O⇒ + Para determinar el valor de la constante de los gases con los datos que nos dan para el N2 O , cuyo peso molecular es: Pm = 2.14,01 + 16,00 = 44,02 , es suficiente con aplicar la ecuación de Clapeyron para los gases ideales, que es:

690 0,540 0,320 285,5760 44,02

690 0,320760Despejamos R 0,0829

0,540 285,5º44,02

M

M RT RM

atm L atm LRmol Kmol K

PV nRT PV ⇒ ⋅ = ⋅ ⋅

⋅ ⋅= =

⋅⋅

= ⇒ =

PROBLEMAS PROPUESTOS

1. Una muestra de dicromato de amonio, contiene 1.81 x 1024 átomos de hidrógeno ¿cuántos gramos de nitrógeno hay en ella? 2. ¿Cuántas moléculas de agua hay en dos mL de una disolución de HCl , cuya densidad y porcentaje en masa son 1.19 g/mL y 37% respectivamente?. 3. Una planta de producción de NaOH, concentra una disolución que contiene 88% en masa de agua y 12% en masa de NaOH. Si la densidad de esta disolución es de 1.1309 g/mL: a) ¿Cuántos iones OH hay por mL de disolución? b) ¿Cuántos moles de iones sodio hay por mL de disolución? 4. ¿Qué volumen (mL) de una disolución de etanol (C2H6O) que tiene 94% de pureza en masa, contiene 0.2 moles de etanol? La densidad de la disolución es 0.807 g/mL. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 10 mL de etanol? (considera que es una disolución acuosa). 5. Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níquel (45.0 %) y manganeso (0.3%) tiene una densidad de 8.17 gr/cm3

a) ¿Cuántas moles de hierro hay en un bloque de aleación que mide 10cm x 20cm x 15cm ? b) ¿Cuántos átomos de manganeso hay en la mitad del bloque que se menciona en el inciso anterior 6. Una muestra de 50 gramos de calcopirita contiene 28 gramos de CuFeS2. ¿Cuál es el porcentaje de cobre en la calcopirita?. 7. El óxido de titanio (IV) se calienta en corriente de hidrógeno perdiendo algo de oxígeno. Si después de calentar 1.598 g de TiO2 el peso se reduce en 0.16 g ¿Cuál es la fórmula del producto final?. 8. Al quemar una muestra de un hidrocarburo se producen 12.28 g de CO2 y 5.86 g de agua. a) ¿Cuántos gramos de muestra se quemaron? b) ¿Cuál es la composición porcentual de cada elemento en el compuesto? c) ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto orgánico? 9. Hay un oxiácido orgánico muy abundante en limones, naranjas y toronjas, cuando se queman 5 gramos de este ácido se producen 6.875 gramos de bióxido de carbono y 1.875 gramos de agua, si 0.25 moles de este compuesto equivalen a 48 gramos.

a) ¿Cuál es la composición porcentual del oxiácido? b) ¿Cuál es la fórmula mínima del ácido? c) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto orgánico? 10. El mentol, la sustancia orgánica que podemos oler en las pastillas mentoladas para la tos, se compone de carbono, hidrógeno y oxígeno. Una muestra de 100.1 mg de mentol se quema en presencia de oxígeno, produciendo 282.9 mg de Dióxido de carbono y 115.9 mg de agua. a) Determina la composición porcentual de cada elemento en la sustancia orgánica. b) ¿Cuál es la fórmula mínima del mentol?. c) Si 15.6 gramos son 0.1 moles del compuesto ¿Cuál es su fórmula molecular? 11. Se determinó que un compuesto orgánico contiene solo 3 elementos: carbono, hidrógeno y cloro. Cuando se quemó por completo en el aire una muestra de 1.5 gramos del compuesto, se produjeron 3.52 g de CO2. En otro experimento, el cloro de una muestra de un gramo del compuesto, se transformó en 1.27 gramos de cloruro de plata. a) ¿Cuál es la masa en gramos que hay de cada elemento en 1.5 gramos de muestra del compuesto mencionado? b) ¿Cuál es la composición porcentual de cada elemento en el compuesto? c) ¿Cuál es la fórmula mínima para esta sustancia orgánica? 12. La alicina es el compuesto que proporciona el olor característico al ajo. Al realizar un análisis de este compuesto se encuentra que tiene la siguiente composición porcentual C: 44.4%, H:6.21%, S:39.5%, O:9.86%. También se encuentra que su masa molar es igual a 162 g/mol. Calcula la fórmula empírica y la fórmula molecular de este compuesto. 13. En un experimento se obtuvo un compuesto de hierro y oxígeno que tienen 27.65% de oxígeno y 72.34% de hierro. Obtenga la fórmula mínima del compuesto. 14. En una reacción de combustión se queman 3 gramos de un compuesto orgánico, si se producen 8 gramos de CO2 ¿Qué porcentaje en masa del compuesto es carbono?. 15. Determina el porcentaje en masa de hierro que hay en el cloruro férrico hexahidratado. 16. La vitamina E tiene 11.21% en masa de hidrógeno. Si un mol de vitamina E contiene 3.01 ·1025 átomos de hidrógeno; a) ¿Cuál es la masa molar de la vitamina E?

b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay por molécula de vitamina E? 17. Por reducción de 8,465 g de un óxido de cobre se obtienen 6,762 g de metal. Hallar la fórmula empírica de dicho óxido 18. ¿Qué cantidad de aire medido en C.N. se necesita para quemar completamente 1 Kg de antracita, si ésta contiene un 95% de carbono? (Resp.: 8444,4 litros aire) 19. Se quema completamente 1 gramo de hexano con aire (21% de oxígeno y 79% de nitrógeno en volumen) ¿Qué cantidad de aire será necesaria? ¿Cuantos gramos de óxido de carbono(IV) se obtendrán? 20. Se hacen reaccionar 5 g de un mármol que contiene un 73% de carbonato de calcio con una disolución de ácido clorhídrico del 20% en peso. Calcular la cantidad de cloruro de calcio que se formará. ¿Cuántos litros de oxido de carbono(IV) medidos en C.N. se obtendrán? ¿Cuanto ácido clorhídrico se necesitará? 21. Se tratan 50 g de zinc del 98% de pureza con una disolución 2 Molar de ácido clorhídrico. Calcular el volumen de hidrógeno desprendido, medido a 27°C y 690 mm Hg, así como el volumen de disolución que se necesitará. 22. El ácido oxálico (C2O4H2) se descompone por la acción del ácido sulfúrico concentrado dando óxido de carbono(IV), óxido de carbono(II) y agua. Calcular la cantidad de ácido oxálico del 71,87% de pureza será necesario para obtener 10 l de óxido de carbono(II) medido a 20°C y 755 mm? 23. En la formación del sulfuro de zinc se sabe que por cada 65,4 g de zinc se necesitan 32,1 g de azufre . Si se dispone de 30 g de cada uno, ¿cual de ellos y en qué cantidad sobrará? 24. Hallar la cantidad de oxígeno medido a 27°C y 700 mm Hg y de mercurio que se obtendrán en la descomposición térmica de 75 g de óxido de mercurio(II) la cual transcurre según la ecuación: 2 HgO º 2 Hg + O 2 25. Se mezclan 10 moles de hidrógeno gaseoso con 20 moles de nitrógeno, también gaseoso, formándose 4 moles de amoníaco gas. ¿Qué cantidad de cada uno ha reaccionado? 26. El metano (CH4) puede obtenerse descomponiendo el carburo de con agua. ¿Qué cantidad de carburo se necesita para obtener 600 ml de metano en C.N. si el rendimiento de la reacción es del 92%? 27. Se toma 1 g de clorato de potasio y se calcina dando lugar a cloruro de potasio y oxígeno. Teniendo en cuenta que el rendimiento de la reacción es del 90%, calcular: a) La cantidad de cloruro de potasio que se obtendrá. b) Volumen de oxígeno que se desprenderá, medida a 25°C y 710 mm de Hg de presión.

28. El sodio metálico reacciona con el agua formándose hidróxido de sodio y desprendiéndose hidrógeno gaseoso. ¿Qué cantidad de hidrógeno se obtendrá a partir de 46 g de sodio? ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales? ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio se formará? 29. Quemamos con aire 1 Tm de azufre del 80% de pureza. Calcular la cantidad de óxido de azufre(IV) que se obtendrá si el rendimiento de la operación es del 90%. ¿Qué cantidad de aire será necesaria? DATO: Composición del aire en volumen: 21% de Oxígeno y 79% de nitrógeno. 30. Por acción del bromo líquido sobre el hidróxido de potasio en caliente se forman bromuro y bromato de potasio. Calcular el volumen de bromo que se necesita para preparar 50 g de bromato de potasio, K BrO3. La densidad del bromo es 3,19 g/cm3

31. Al hacer pasar 100 litros de aire a 20 ºC Y 740 mm a través de una disolución de hidróxido de bario se precipitan 0,296 g de carbonato de bario, BaCO 3 Calcular el tanto por ciento en volumen de dióxido de carbono en el aire 32. Al quemar 60 cm3 de una mezcla de metano y etano, medidos a 0 ºC y 1 atm de presión, con cantidad suficiente de oxígeno, se producen 80 cm3 de dióxido de carbono, medidos en las citadas condiciones, y agua. a) Cuál es la composición porcentual de la mezcla expresada en volumen. b) Cantidad de oxígeno, expresada en moles, necesaria para la combustión total de la mezcla 33. 5,132 g de un compuesto orgánico que contiene carbono e hidrógeno produce en su combustión 17,347 g de dióxido de carbono y 3,550 g de agua. Calcular: a) Su fórmula empírica y molecular sabiendo que su masa molecular es 78 ; b) El volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, consumido en la combustión 34. Al quemar 60 cm3 de una mezcla de metano y etano, medidos a 0ºC y 1 atm de presión con suficiente cantidad de oxígeno, se producen 80 cm3 de dióxido de carbono, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. Calcule: a) La composición de la mezcla, expresándola como porcentaje en volumen y en fracciones molares. b)La cantidad de oxígeno, expresada en moles, necesaria para la combustión completa de la mezcla.

ESTEQUIOMETRÍA-Cálculos Ponderales, Volumétricos y Molares Derechos reservados ©2011 Eugenio Guerrero Serrano Centraldeclases.com C/Jardín de los Castaños,5 28412-Cerceda (Madrid) ISBN: 978-84-614-7436-3 Depósito Legal en tramitación IMPRESO EN ESPAÑA-PRINTED IN SPAIN