Guía Ejercicios estequiometría 3º 1

COLEGIO DE LOS SAGRADOS CORAZONES
PADRES FRANCESES
VALPARAÍSO-VIÑA DEL MAR
Departamento de ciencias
Química
Germania Coordines K- Silvia Zamora R
GUÍA 4
ESTEQUIOMETRIA
14/6/2007
1.C+O2
CO2
Calcular los gramos que se obtienen de dióxido de carbono si se parte de 23g
de carbono R: 84.33 gr
2.KCN + HCl
HCN + KCl
Calcular los gramos que se obtienen de ácido cianhídrico si se parte de 18g de ácido
clorhídrico. R: 13,3 gr
3.2KI + Pb(NO3)2
PbI2 + 2KNO3
Calcular los gramos que se obtienen de nitrato de potasio si se parte de 15g de nitrato
de plomo R: 9,15 gr
4.S+O2
SO2
Calcular los gramos que se obtienen de dióxido de azufre si se parte de 16g de Azufre
R: 32 gr.
5.NaCl
+ AgNO3
AgCl
+
NaNO3
Calcular los gramos que se obtienen de cloruro de plata si se parte de 54g de nitrato de
plata R: 45,6 gr
6.3I2 + 2 Al
2AlI3
Calcular los gramos que se obtienen de ioduro de aluminio si se parte de 20g de
aluminio R: 302 gr
7.- Zn +
2HCl
ZnCl2 +
H2
Calcular los gramos que se obtienen de hidrógeno si se parte de 53g de Cinc R: 1,62gr.
8.- Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno (NO2) obtenidas cuando se
producen 3 moles de oxígeno en la descomposición del ácido nítrico por la luz?
R: 12 moles de (NO2)
9.- ¿Cuantos moles de dióxido de azufre pueden obtenerse quemando 16 gramos de
azufre?
(Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00).
R: 0,5 moles de SO2
9.- ¿Que masa de H2, que reacciona con exceso de O2, produce 11,91 g de H2O?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).
R: 1,32 gr de H2
COMPOSICIÓN CETESIMAL Y FÓRMULA QUÍMICA
Puesto que la proporción de los elementos en cada compuesto es fija, el número de
átomos de cada elemento en la molécula es siempre el mismo y cada sustancia tiene una
fórmula química definida .A partir de la composición centesimal es posible determinar
la fórmula empírica del compuesto, mediante un algoritmo simple:
C 40.00 %
40.00
= 3.33 ~ 333
12.01
333
=1
333
H 6.71 %
6.71
= 6.66 ~ 666
1.01
666
=2
333
O 53.29 %
53.29
= 3.33 ~ 333
16.00
333
=1
333
n=
Pm · %
PA · 100
Según lo anterior la fórmula molecular del compuesto es: C1H2O1
Si se conoce la masa molecular, se puede determinar el número de átomos de la fórmula
química, no la fórmula empírica. Es posible determinar la masa de un elemento en la molécula
y, dividiendo entre la masa atómica, el número de átomos.
Si anteriormente la masa molecular es de 60.05, la fórmula química será
C2H4O2
Ejercicios de composición centesimal
1.- ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia si su composición centesimal es la que
aparece a continuación? Na 39,32%; Cl 60,68%. R NaCl
2.- ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia si su composición centesimal es la que
aparece a continuación? N 82,35%; H 17,65% R: NH3
3.- ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia si su composición centesimal es la que
aparece a continuación? Na= 43,4%; C= 11,32%; O= 2,83% R: Na2CO3
4.- ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia si su composición centesimal es la que
aparece a continuación? Cr=52%; O= 48% R: CrO3
5.- ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia si su composición centesimal es la que
aparece a continuación? Al=52,92%; O = 47,06% R: Al2O3
6.- ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia si su composición centesimal es la que
aparece a continuación? H=2,04; S=32,65%; O=65,31% .R: H2SO4
7.- ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia si su composición centesimal es la que
aparece a continuación? H= 1,59%; N= 22,22 % O= 76,19% R: HNO3
Ejercicios resueltos:
1.- Considere la siguiente reacción:
2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l)
Suponga que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea
[(NH2)2CO] se obtendrán?
a)Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:
637,2 gra de NH3= 37,42 moles de NH3
1142 gr de CO2= 25,95 moles de CO2
b)Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:
a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de(NH2)2CO
a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO
c)Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se
consumiese en su totalidad:
d)El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.71 moles de
urea.
e)Y ahora hacemos la conversión a gramos:
Rendimiento de una reacción
La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se
denomina el rendimiento teórico de la reacción,
La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es el rendimiento
real
Rendimiento real < Rendimiento teórico
Razones para explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico:

Muchas reacciones son reversibles, de manera que no proceden 100% de
izquierda a derecha.

Aún cuando una reacción se complete en un 100%, resulta difícil recuperar
todo el producto del medio de la reacción (como sacar toda la mermelada de un
bote)

Los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o con los
reactivos, para formar todavía otros productos. Estas reacciones adicionales
reducen el rendimiento de la primera reacción.
El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del
rendimiento real y el rendimiento teórico:
Por ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 1124 g de urea. Este
es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 953.6 g el porcentaje de
rendimiento sería:
El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los
químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones.
Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la
temperatura y la presión.
Ejercicios
1. Escriba la ecuación balanceada de la combustión del azúcar (C6H12O6).
2. La formula química del ácido acético es CH3COOH. (el vinagre es una solución
diluida de ácido acético). El ácido acético puro es inflamable, de manera que si se
queman 315 gramos de ácido acético, ¿cuántos gramos de CO2 y H2O se producirán?
R: 462 gr de CO2 y 189 gr de H2O
3. En la combustión del ejemplo anterior ¿Cuántos gramos de CO2 se habrían producido
a partir de 35.0 g de ácido acético y 17.0g de O2? Identifique el reactivo limitante.
R: 23.4 g CO2 (reactivo limitante O2, reacciona completamente, el CH3COOH está
en exceso)
4. La reacción entre el óxido nítrico (NO) y oxígeno para formar dióxido de nitrógeno
(NO2) es un paso determinante para la formación del smog fotoquímico.
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
a)¿Cuántos moles de NO2 se formarán por la reacción completa de 0,254 mol de O2?.
R:0,508 moles de NO2
b)¿Cuántos gramos de NO2 se formarán por la reacción completa de 1,44 g de NO?.
R: 2,208 g NO2
5. La reacción entre aluminio y óxido de hierro(III) puede producir temperaturas
cercanas a los 3000ºC, lo que se utiliza para soldar metales:
2Al + Fe2O3  Al2O3 + 2Fe
En un proceso se hicieron reaccionar 124 g de Al con 601 g de Fe2O3. a) Calcúlese la
masa (en gramos) de Al2O3 que se formará R: 246,93g Al2O3 .
b) ¿Cuánto del reactivo en exceso quedó sin reaccionar al final de la reacción?.
R: Reactivo en exceso Fe2O3, quedan sin reaccionar 234,5 gramos de Fe2O3
6.En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones con acero, se puede
obtener por la reacción del óxido de vanadio(V) con calcio, a temperatura elevada:
5Ca+ V2O5  5CaO + 2V
Durante un proceso determinado 1,54 x 103 g de V2O5 reaccionan con 1,96 x 103 g de
Ca. a) Calcule el rendimiento teórico de V. R: 862,92 g V
b) Calcule el porcentaje del rendimiento si se obtienen 803 g de V.R: 93,12%
II.- Marca la alternativa correcta
1.- Los coeficientes que se necesitan para balancear correctamente la
ecuación siguiente son:
Al(NO3)3 + Na2S
Al2S3 + NaNO3
a) 1, 1, 1, 1
b) 2, 3, 1, 6
c) 2, 1, 3, 2
d) 4, 6, 3, 2
2.- Balancee la siguiente ecuación e indique si se trata de una reacción
de combustión, de combinación o de descomposición:
"a" Li + "b" N2
"c" Li3N
a) a=6; b=1; c=2; reacción de descomposición
b) a=6; b=1; c=2; reacción de combinación
c) a=1; b=1; c=3; reacción de descomposición
d) a=6; b=1; c=2; reacción de combustión
3.- Balancee la siguiente ecuación e indique si se trata de una reacción
de combustión, de combinación o de descomposición.
"a" H2O2 + "b" SO2
"c" H2SO4
a) a=1; b=1; c=1; reacción de descomposición
b) a=1; b=1; c=1; reacción de combinación
c) a=2; b=1; c=1; reacción de descomposición
d) a=2; b=1; c=1; reacción de combinación
4.- Balancee la siguiente ecuación:
"a" B10H18 + "b" O2
a) a=1; b=7; c=5; d=9
"c" B2O3 + "d" H2O
b) a=1; b=19; c=10; d=9
c) a=1; b=12; c=5; d=9
e) a=1; b=9; c=5; d=9
5.- ¿Cuál es el coeficiente del HCl cuando la ecuación siguiente está
balanceada correctamente?
CaCO3 (s) + HCl (aq)
CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)
a) 1
b) 4
c) 3
d) 2
6.- Convierta lo siguiente en una ecuación química balanceada:
Hidrógeno gaseoso reacciona con monóxido de carbono para formar
metanol, CH3OH.
a) H2 + CO
b) 2H2 + CO2
CH3OH
CH3OH
c) 4H + CO
d) 2H2 + CO
CH3OH
CH3OH
7.- Balancee la siguiente ecuación:
"a" Al + "b" Cr2O3
"c" Al2O3 + "d" Cr
a) a=2; b=1; c=1; d=2
b) a=2; b=1; c=1; d=1
c) a=4; b=2; c=2; d=4
d) a=1; b=1; c=1; d=2
8.- Balancee la siguiente ecuación:
"a" Mg3N2 + "b" H2O
"c" Mg(OH)2 + "d" NH3
A) a=1; b=2; c=1; d=1
B) a=1; b=6; c=3; d=2
C) a=1; b=6; c=3; d=1
D) a=1; b=3; c=3; d=2
9.- Escriba la ecuación balanceada de la reacción que se produce
cuando se calienta nitrato de potasio sólido y éste se descompone
para formar nitrito de potasio sólido y oxígeno gaseoso.
a) 2KNO4(s)
b) 2KNO3(s)
c) 2KNO3
d) KNO3(s)
2KNO3(s)+ O2
2KNO2(s)+ O2
2KNO2 + O2
KNO2(s) + (1/2)O2
10.- Balancee la siguiente ecuación:
"a" C6H14O + "b" O2
"c" CO2 + "d" H2O
a) a=2; b=19; c=12; d=14
b) a=1; b=9; c=6; d=7
c) a=1; b=19/2; c=6; d=7
d) a=2; b=18; c=12; d=14
11.- Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire
para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en
el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado
reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa,
KNO3, según la reacción 10Na + 2KNO3
K2O + 5Na2O + N2
¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na?
a) 4.40 g
b) 110 g
c) 2.20 g
d) 1.00 g
12.- ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total
de 32.00 g O2 en presencia de H2, según la ecuación 2H2 + O2
2H2O?
a) 36.03 g
b) 18.02 g
c) 26.04 g
d) 32.00 g
13.- Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone
rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen
según la reacción
2NaN3
2Na + 3N2
¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g
de nitrógeno gaseoso?
a) 9.11 g
b) 8.81 g
c) 7.74 g
d) 3.33 g
14.- El CO2 que los astronautas exhalan se extraer de la atmósfera de
la nave espacial por reacción con KOH:
CO2 + 2KOH
K2CO3 + H2O
¿Cuántos kg de CO2 se pueden extraer con 1.00 kg de KOH?
a) 0.392 kg
b) 0.786 kg
c) 0.500 kg
d) 1.57 kg
15.- ¿Cuántos gramos de óxido de hierro Fe2O3, se pueden producir a
partir de 2.50 g de oxígeno que reaccionan con hierro sólido?
a) 12.5 g
b) 8.32 g
c) 2.50 g
d) 11.2 g
16.- El octano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:
2C8H18 + 25O2
16CO2 + 18H2O
¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5.00 g de
C8H18
a) 40.0 g
b) 0.351 g
c) 15.4 g
d) 30.9 g
17.- ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27
g de nitrógeno? (No olvide balancear la reacción.)
Mg + N2
Mg3N2
8.04 g
16.1 g
24.1 g
0.92 g
18.- El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:
C2H5OH + 3O2
2CO2+ 3H2O
¿cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de
C2H5OH de esta manera.
a) 3.00 mol
b) 6.00 mol
c) 2.00 mol
d) 4.00 mol
19.- La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico,
C2H5OH, y dióxido de carbono:
C6H12O6(ac)
2C2H5OH(ac) + 2CO2(g)
¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de
glucosa?
a) 10.0 g
b) 2.56 g
c) 5.11 g
d) 4.89 g
20.- Si 3.00 mol de SO2 gaseoso reaccionan con oxígeno para
producir trióxido de azufre, ¿cuántos moles de oxígeno se necesitan?
a) 3.00 mol O2
b) 6.00 mol O2
c) 1.50 mol O2
d) 4.00 mol O2
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