Tpnº 1

CATEDRA: QUÍMICA
GUÍA DE PROBLEMAS Nº 1
TEMA: ESTEQUIOMETRÍA
OBJETIVOS:
Expresar las relaciones de magnitud según las cuales se combinan los distintos compuestos.
Adiestrar en la resolución de problemas que involucren cálculos estequiométricos.
PRERREQUISITOS: Dominio de la escritura de fórmulas químicas. Noción de átomo, masa
atómica, molécula, masa molar, mol y número de Avogadro. Leyes gravimétricas de
conservación de la masa y de Proust.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Los átomos son los bloques de construcción básicos de la materia; son las unidades más
pequeñas de un elemento que se pueden combinar con otros elementos. La molécula es el
conjunto de dos o más átomos estrechamente unidos que existe como una entidad
independiente y tiene propiedades físicas y químicas propias.
Una de las propiedades fundamentales de un átomo es su masa. Los átomos son demasiado
pequeños para pesarlos directamente; por ello, es necesario manejar cantidades grandes de
átomos para poder medir de manera confiable, para esto se ha definido el mol. El mol se refiere
a la cantidad de sustancia que contiene 6,022 x 1023 unidades (átomos, moléculas u otra
partícula). Así como una docena contiene 12 objetos, un mol contiene 6,022 x 1023 objetos.
Este número se denomina número de Avogadro.
La masa atómica (antes denominado peso atómico), que figura en la tabla periódica para cada
elemento, es la correspondiente a la masa de un mol de átomos de dicho elemento. La masa
molecular (antes denominado peso molecular) de una sustancia es la suma de las masas
atómicas de los elementos de la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que
esté presente el elemento. Por lo tanto, la masa molecular corresponde a la masa de 1 mol de
dicha molécula expresada en uma (unidad de masa atómica). La masa molar es la masa en
gramos de un mol de sustancia. La masa molar (en g/mol) de cualquier sustancia es siempre
numéricamente igual a su masa molecular.
Composición porcentual y fórmulas de compuestos:
Cuando se separan los elementos de un compuesto y se determina el número de átomos
presentes, la información que se obtiene es tan sólo la relación en la que se encuentran
presentes los átomos. La fórmula de un compuesto que expresa la relación entre átomos con los
números enteros más pequeños se denomina fórmula empírica o fórmula mínima.
Para conocer con certeza el tipo de moléculas que forman el compuesto, las unidades más
pequeñas que encarnan todas sus características, es necesario conocer su fórmula molecular. La
fórmula molecular indica el número real de átomos presentes en la molécula. Puede ser igual
a la fórmula empírica o a un múltiplo entero de ella.
Pureza de las muestras:
La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio no son 100% puras, pueden
estar mezcladas con ciertas impurezas. Es por ello que a la hora de hacer los cálculos se debe
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tener en cuenta que sólo los gramos de sustancia pura reaccionarán. Ejemplo: Si el rótulo de un
reactivo indica que la pureza del mismo es de 80%, esto indica que de cada 100 g de reactivo
sólo 80 g son puros y formarán parte de la reacción de interés, el 20% restante son impurezas y
no intervienen en la reacción.
La estequiometría (del griego stoicheion: elemento y metro: medida) es el estudio de los
cálculos basados en ecuaciones y fórmulas químicas y de las relaciones cuantitativas que de
ellas se deducen. Los cálculos estequiométricos se realizan en base a reacciones químicas
balanceadas, esto significa que debe existir el mismo número de átomos de cada elemento a
ambos lados de la flecha. La materia no se crea ni se destruye, se transforma.
Reactivo limitante:
En una reacción química existe una relación precisa entre las cantidades de los reactivos, o sea,
para una cantidad de reactivo Ase necesita una determinada cantidad del reactivo B para que se
produzca la reacción.
Cómo decidir cuál es el reactivo limitante
a) Los cuadros describen cuáles son las
cantidades relativas de cada reactivo requeridas para
la relación estequiométrica
b) Si la cantidad del reactivo B es menor que la
requerida para que todo A reaccione, entonces B es el
reactivo limitante
c) Si la cantidad de A es menor que la requerida
para que reaccione todo B, entonces A es el reactivo
limitante
El reactivo que se termina primero es el reactivo
limitante, porque limita la cantidad de producto que
se forma; el otro reactivo será el reactivo en exceso,
porque es el que sobra. La reacción se produce hasta
que el reactivo limitante se termine.
Rendimiento:
El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se obtendrá si
reacciona todo el reactivo limitante. Por lo tanto el rendimiento teórico es el rendimiento
máximo que se puede obtener y se calcula a partir de la ecuación balanceada.
El rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene realizando la experiencia y es
siempre menor que el rendimiento teórico.
%rendimientoorendimientoporcentual = Química FI UNPSJB 2015
rendimientoreal
x100
rendimientoteórico
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CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
1) Reacciones de combinación:
Reacciones en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar un compuesto.
Incluyen:
a) combinación de dos elementos para formar un compuesto
2 Na (s) + Cl2 (g) →
2 NaCl (s)
b) combinación de un elemento y un compuesto para formar otro nuevo compuesto.
PCl3 (l) + Cl2 (g) →
PCl5 (s)
c) la combinación de dos o más compuestos para formar un nuevo compuesto
CaO (s) + CO2 (g) →
CaCO3 (s)
2) Reacciones en soluciones acuosas
Muchas reacciones químicas importantes se producen en soluciones acuosas. Se emplean 3
tipos de ecuaciones químicas para describir reacciones en soluciones acuosas.
a) Ecuaciones moleculares: se muestran las fórmulas completas de todos los compuestos:
2 AgNO3 (ac) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu(NO3)2 (ac)
b) Ecuaciones iónicas totales: se escriben fórmulas para mostrar la forma (predominante) en la
que existe la sustancia cuando entra en contacto con la solución acuosa.
2 Ag+ (ac) + 2 NO3- (ac) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu2+ (ac) + 2 NO3- (ac)
c) Ecuación iónica neta: eliminando los iones espectadores, se indican únicamente las
especias que reaccionan:
2 Ag+ (ac) + Cu (s) →
2 Ag (s) + Cu2+ (ac)
Las únicas sustancias comunes que deben escribirse en forma ionizada o disociada en
ecuaciones iónicas son 1) ácidos fuertes 2) bases fuertes solubles y 3) sales solubles iónicas.
3) Reacciones de simple desplazamiento
Reacciones en las cuales un elemento desplaza a otro en un compuesto. Los metales activos
desplazan a metales menos activos o el hidrógeno de sus compuestos en solución acuosa. Los
metales activos son los que tienen baja energía de ionización y pierden con facilidad electrones
para formar cationes.
Zn (s) + H2SO4 (ac) → ZnSO4 (ac) + H2 (g)
4) Reacciones de metátesis o de doble desplazamiento
Son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos
compuestos sin que se produzca cambio en el número de oxidación. Con frecuencia se
describen como reacciones en las cuales los iones de dos compuestos simplemente "cambian de
compañero".
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3 HCl (ac) + Na3PO4 (ac) → H3PO4 (ac) + 3 NaCl (ac)
En las reacciones de precipitación se forma un sólido o precipitado y se separa de la solución.
Pb(NO3)2 (ac) + K2CrO4 (ac) → PbCrO4 (s) + 2 KNO3 (ac)
5) Reacciones de descomposición
Son aquellas en las que un compuesto se descompone para producir:
a) dos elementos
Φ
2H2O(l ) →
2H2 ( g) + O2 ( g )
Φ
2HgO(s) →
2Hg(l) + O2 (g)
b) dos o más compuestos
Φ
CaCO 3 (s) →
CO 2 (g) + CaO (s)
6) Reacciones de oxido-reducción
Reacciones en las cuales las sustancias experimentan cambio en el número de oxidación.
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Las reacciones de desplazamiento, combinación y descomposición
generalmente son reacciones redox.
Las reacciones de metátesis nunca son reacciones redox.
PROBLEMAS RESUELTOS
LAS REACCIONES QUÍMICAS DEBEN ESTAR SIEMPRE BALANCEADAS,
PORQUE LOS CÁLCULOS SE REALIZAN EN BASE A LAS RELACIONES
ESTEQUIOMÉTRICAS QUE ELLAS EXPRESAN.
SE ANTEPONEN NÚMEROS ENTEROS O FRACCIONARIOS A LOS COMPUESTOS
CON EL OBJETIVO DE TENER IGUAL CANTIDAD DE CADA ELEMENTO ANTES Y
DESPUÉS DE LA FLECHA.
1.- Calcular la masa molecular del cloruro de calcio.
Solución:
Primero debemos escribir la fórmula del compuesto: CaCl2.
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Para calcular la masa molecular se realiza la suma de las masas atómicas, multiplicando cada
uno por el número de veces en que esté presente el elemento.
Las masas atómicas obtenidas de la tabla periódica son: Ca = 40,08;
Masa molecular = masa atómica de Ca + 2 x masa atómica de Cl
Masa molecular = 40,08 + 2 x 35,45 = 110,98 uma
Cl = 35,45
2.- Calcular el número de moles y de átomos contenidos en 80 gramos de azufre.
Solución:
La masa atómica del azufre S es 32,06 gramos. Esta masa corresponde a un mol de átomos de
azufre y por lo tanto a 6,022 x 1023 átomos de azufre.
Moles S = 80 g S x
1 mol S
= 2,49 moles S
32,06 g S
Factor unitario
á
= 80 , !!"# $% á&'(')*
+!,
,*
= 15,02 10!+ á
3.- La glucosa tiene una composición porcentual de 40% de carbono C; 6,72% de hidrógeno H
y 53,3% de oxígeno O. En otros experimentos se demuestra que su masa molar es
aproximadamente de 180 gramos. Determínese la fórmula empírica y la fórmula molecular de
la glucosa.
Solución:
Por simplicidad se consideran 100 gramos de glucosa, los cuales contienen 40 gramos de C,
6,72 gramos de H y 53,3 gramos de O. Se calcula primero el número de moles de átomos que
esas masas representan dividiendo las masas por las masas atómicas correspondientes.
Elemento
Masa de cada elemento
en el compuesto
Númerode moles
de cada elemento
número de átomos
de cada elemento
C
40,0
40,0
= 3,33
12,01
3,33
=1
3,33
H
6,72
6,72
= 6,67
1,008
6,67
=2
3,33
O
53,3
53,3
= 3,33
16
3,33
=1
3,33
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Se divide por el número menor de moles para obtener una relación de números enteros de
átomos. Los números obtenidos corresponden a la menor relación de números enteros que
existe entre los átomos dentro de la molécula. Por lo tanto, la fórmula empírica será CH2O.
Se puede determinar la fórmula molecular al dividir la masa molar del compuesto entre la masa
de la fórmula empírica:
Masa fórmula empírica = 12,01 + 2 x 1,008 + 16 = 30,02
masa molar
180
n´ =
=
=6
masa fórmula mínima 30,02
La masa molar es seis veces la masa de la fórmula empírica (CH2O)6 = C6H12O6, de manera
que la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6.
4.- Sabiendo que el potasio reacciona con ácido sulfúrico para formar sulfato de potasio e
hidrógeno gas
a. Escriba y balancee la reacción
b. ¿Qué masa de ácido sulfúrico se requiere para que reaccionen completamente 24 gramos de
potasio?
c. ¿Cuántos moles de hidrógeno gas se forman?
Solución:
a) 2 K
+
H2SO4
⇔
K2SO4
+ H2
b) 2 moles de K reaccionan estequiométricamente con 1 mol de H2SO4, lo cual se
puede expresar como:
2 moles de K
1 mol de H 2SO4
conocido como relación molar o factor unitario
/0 0123! 45 = 24 7 Moles de H 2 = 24 g de K x
c)
89,:;<$ *=>
?9,:;@
= 30,15 123! 45
1 mol de K 1 mol de H 2
= 0,308 mol H 2
x
39 g K
2 mol de K
5.- Se queman 16,74 g de aluminio en presencia de 18,84 g de oxígeno gaseoso.
a) Escriba y balancee la reacción sabiendo que se obtiene óxido de aluminio
b) Indicar cuál es el reactivo limitante y cuánto sobra del reactivo en exceso.
c) ¿Qué masa de óxido de aluminio se puede obtener?
Solución:
a) 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
b) En base a los datos del problema se puede calcular el número de moles disponibles para
cada reactivo:
#('FGF
B2 12CB = 16,74 CB !
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,89,GF
= 0,62
BCB
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B2 124! = 18,84 4! #('F=$
+!,=$
= 0,59
B4!
De acuerdo a la ecuación balanceada, se calcula primero la proporción necesaria de reactivos.
A continuación se calcula la proporción disponible de reactivos y se comparan las dos
proporciones:
Proporción necesaria
4
3
B2 12CB
1,33
=
B2 124!
1
Proporción disponible
B2 12CB
0,62
B124!
0,59
B2 CB
1,05
=
B2 4!
1
B2 CB
B4!
Se observa que cada mol de O2 reacciona completamente con 1,33 moles de Al, pero como se
dispone sólo de 1,05 moles de Al por cada mol de O2, entonces el Al es insuficiente para
reaccionar con todo el O2 disponible; la reacción se detiene cuando se termina el Al, y por lo
tanto, el Al es el reactivo limitante y los cálculos se basan en dicho reactivo.
/0 0124! IJ2K20LLM N0 = 16,74 CB
;"O;)'
8 ,=$
# ?,8!,GF
= 14,89 4!
= 18,84 − 14,89 = 3,95 4!
Sólo se consumen 14,89 g del O2 disponible, por lo tanto sobran 3,95 g de O2.
/0 012CB! 4+ = 0,62
c)
B2 CB !('FGF$ =%
5('FGF
# #,8 ,GF$ =%
#('FGF$ =%
= 31,61 CB! 4+
6.- En una experiencia se hizo reaccionar 1,0 Kg de óxido férrico con 10 moles de monóxido
de carbono en presencia de un catalizador para obtener dióxido de carbono y 320 g de hierro
a) Escriba y balancee la reacción
b) ¿Cuál es el rendimiento teórico de la reacción?
c) ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?
Solución:
a) Fe2O3 + 3 CO → 3 CO2 + 2 Fe
b)
molesFe! O+ = 1000g
Proporción necesaria
#UVWXY$ Z%
#[8.?]
= 6,26moles
Proporción disponible
+('F;):;^=
# ('F;):;^=
#('F:;_;$ =%
,! ('F;):;_;$ =%
=
#,
('F;):;^=
#('F:;_;$ =%
Reactivo limitante: CO
!UVWYaXY
rendimientoteórico = 10molesdeCOx +UVWYabZ x
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[[,9[]XY
#UVWXY
= 372,33gFe
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c)
cYdefUfYdgVcYhW
+! ]XY
rendimiento% = cYdefUfYdgVgYócfiV x100 = +?!,++]XY x100 = 85,9%
7.- Si reaccionan 200 g de hierro de 95% de pureza con un exceso de ácido clorhídrico para dar
cloruro ferroso e hidrógeno gaseoso. ¿Cuántos gramos de hidrogeno se habrán obtenido?
Solución:
Escribimos la ecuación balanceada:
Fe + 2 HCl → H2 + FeCl2
Calculamos la masa de Fe puro que reacciona:
95 g Fe puros
200 g Fe impuros x
= 190 g de Fe puros que reaccionan
100 g Fe impuros
Ahora calculamos los gramos de H2 que se formarán. Según la ecuación química balanceada 56
g de Fe forman 2 g de H2, entonces:
2 g H2
Masa de H 2 = 190 g Fe x
= 6,78 g H 2
56 g Fe
PREGUNTAS DE REPASO
1.-Coloque las sustancias siguientes en orden decreciente de masa:
a) 1 molécula de N2, b) 1,0 mol de N2, c) 1,0 gramo de N2, d) un átomo de N.
2.- Indicar cuáles proposiciones son falsas. Justifique
a) Un mol de moléculas es el número de Avogadro de átomos.
b) La masa de 1 mol de H2O es igual a la masa de una molécula de H2O.
c) 18 g de agua y 2 g de hidrógeno gaseoso tienen la misma cantidad de átomos.
d) 18 g de agua y 2 g de hidrógeno gaseoso tienen la misma cantidad de moléculas.
3.- ¿Qué función tienen los coeficientes estequiométricos en una ecuación química?
4.-Analice la siguiente afirmación: “la fórmula molecular de un compuesto siempre coincide
con la fórmula mínima”.
5.- ¿Por qué el reactivo que se agota en una reacción química se le llama limitante?
6.- ¿A qué se llama pureza de un reactivo? ¿Cómo se expresa?
7.- Escriba una reacción balanceada para la preparación de Hidrógeno gaseoso a partir de:
a) Magnesio y un ácido
b) metano (CH4) y vapor de agua
Qué tipo de reacción serían?
EJERCITACIÓN
1.- Calcular la masa molecular de los siguientes compuestos:
a) ácido fosfórico
b) dicromato de potasio
c) cloruro de sodio
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2.- El carbonato de calcio es el principal componente de la piedra caliza. ¿Cuántos moles de
carbonato de calcio hay en 6,07g de carbonato de calcio?
3.- La ingesta de calcio recomendada para niños con edades entre 1 y 3 años es de 500 mg
diarios. Calcular la masa de cada una de las sustancias siguientes que cubre este requerimiento,
expresada en gramos: a) carbonato de calcio
b) citrato de calcio tetrahidratado
(Ca3C12H10O14.4H2O c) dihidrogenofosfato de calcio monohidratado (Ca(H2PO4)2.H2O)
4.- El azúcar común es la sacarosa C12H22O11. Calcular a) la masa molar de la sacarosa. b)
cuantas moléculas de sacarosa hay en 25 g de azúcar, c) el número de átomos de C, H y O en
25 g de sacarosa.
5.- Sabiendo que 4,30 moles de átomos de un elemento químico tienen una masa de 206 g,
identificar a dicho elemento por su nombre y su símbolo utilizando la tabla periódica.
6.- Se tienen 0,75 moles de dióxido de carbono. De acuerdo a este dato responder:
a) Calcular la masa molar del dióxido de carbono
b) ¿Cuántas moléculas de dióxido de carbono hay?
c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay?
d) ¿Cuántos miligramos de carbono hay?
7.- El cloroformo (CHCl3) es un líquido conocido por su uso como anestésico, calcular:
a) La masa molar del cloroformo
b) Su densidad, sabiendo que un mol del mismo a 25ºC ocupa un volumen de 80 cm3
c) El número de átomos de cloro en 2 mL de líquido
d) La masa expresada en gramos de 1,0 molécula de cloroformo
8.- Balancear y clasificar las siguientes ecuaciones químicas:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Cr (s) + O2 (g) → Cr2O3 (s)
Pb(NO3)2 (s) → PbO (s) + NO2 (g) + O2 (g)
KClO3 (s) → KCl (s) + O2 (g)
P4O10 (s) + H2O (l) → H3PO4 (ac)
KCl (ac) + Hg(NO3)2 (ac) → HgCl2 (ac) + KNO3 (ac)
Fe2O3 (s) + Al (s) → Al2O3 (s) + Fe (s)
9.- Una muestra de un compuesto que pesa 83,5 g contiene 33,4 g de azufre. El resto es
oxígeno. ¿Cuál es la fórmula mínima?
10.- El acetaldehído tiene una composición porcentual de 54,5% de C, 9,2% de H y 36,3% de
O, y su masa molecular es de 44. Determinar la formula molecular del acetaldehído
11.- Establecer la fórmula empírica de un hidrocarburo que en un análisis dio la siguiente
composición: 85,63% de C y 14,3% de H.
12.- Un compuesto orgánico constituido por carbono, hidrógeno y nitrógeno se quema
produciendo 1,072 g de CO2, 307 mg de H2O y 68 mg de N2.
a) Cuál es la fórmula mínima del compuesto
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b) Determinar la composición porcentual de cada elemento en la sustancia orgánica
c) Si su peso molecular es 162,1; determine su fórmula molecular
13.- El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea con agua para dar gas
hidrogeno y una solución de hidróxido de sodio.
a) Escriba y balancee la reacción:
sodio + agua → hidrógeno gaseoso + hidróxido de sodio
b) Indicar a qué tipo de reacción corresponde según la clasificación de las reacciones químicas
c) ¿Cuántos gramos de sodio se necesitan para obtener 7,81 g de hidrogeno gaseoso?
14.- Se hacen reaccionar 3 moles de ácido clorhídrico con suficiente zinc de acuerdo a la
ecuación:
zinc + ácido clorhídrico → cloruro de zinc + hidrógeno gaseoso
a) ¿Qué tipo de reacción es (según la clasificación de las reacciones químicas)?
b) ¿Cuántos moles de hidrogeno se forman?
c) ¿Cuántos moles de zinc reaccionan?
d) ¿Cuántos gramos de cloruro de zinc se forman?
e) ¿Cuántos moles de ácido clorhídrico se requieren para producir 0,5 moles de hidrogeno?
15.- El cloruro de aluminio se utiliza como catalizador en diversas reacciones industriales y se
prepara a partir del cloruro de hidrogeno gaseoso y aluminio metálico.
a) Escribir y balancear la reacción
b) Determinar el reactivo limitante, si se coloca en un vaso de reacción 4,05 gramos de
Aluminio y 0,35 moles de ácido clorhídrico.
b) Calcular cuántos moles de cloruro de aluminio se pueden preparar a partir de esta mezcla.
16.- Para obtener urea ((NH2)2CO) se hicieron reaccionar 637,2 g de amoníaco con 1,142 kg de
dióxido de carbono, según la siguiente reacción:
amoníaco + dióxido de carbono
→ (NH2)2CO + agua
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual el reactivo en exceso?
b) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó?
c) Calcular el rendimiento teórico de la reacción
d) Calcular el rendimiento porcentual si se obtuvo 1 Kg de urea?
17.- La ecuación que representa el proceso comercial para obtener sosa (hidróxido de sodio),
cloro e hidrogeno es:
Cloruro de sodio + agua → hidróxido de sodio + Cloro gaseoso + Hidrógeno gaseoso
a) ¿Cuál de los reactivos actúa como limitante, si se utilizan 40 Kg de cloruro de sodio y 11,5
Kg de agua pura?
b) ¿Qué cantidad queda del reactivo que está en exceso?
c) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se producen si el rendimiento del proceso es del
80%?
18.- Se hicieron reaccionar 44,47 g de cobre con 189 g de ácido nítrico para producir nitrato
cúprico, dióxido de nitrógeno y agua.
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a) Escribir y balancear la reacción.
b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?
c) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó?
d) ¿Cuántos gramos y moles de nitrato cúprico se obtuvieron?
e) ¿Cuál fue el rendimiento porcentual, si en el laboratorio se formaron 120 g de nitrato
cúprico?
19.- Se hacen reaccionar 180 g de sulfato férrico con 200 g de ioduro de sodio de 85% de
pureza obteniéndose sulfato ferroso, sulfato de sodio y 98 g de yodo (I2).
a) Escribir y balancear la ecuación.
b) ¿Cuál es el reactivo limitante?
c) ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se obtienen?
d) ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?
20.- Se hace reaccionar una muestra de 15 g de carbonato de sodio de 85% de pureza con 35 g
de ácido clorhídrico para producir cloruro de sodio, dióxido de carbono y agua.
a) Escribir la ecuación química balanceada.
b) Determinar cuál reactivo está en exceso y en qué cantidad.
c) Calcular cuántos gramos de sal común se formarán.
21.- Una fábrica de ácido sulfúrico produce una cantidad de calor considerable que es
aprovechada para generar electricidad y reducir los costos de producción. La síntesis de ácido
sulfúrico comprende tres procesos principales: a) oxidación del azufre a dióxido de azufre b)
Oxidación de dióxido de azufre a trióxido de azufre c) disolución de trióxido de azufre en ácido
sulfúrico y su reacción para formar ácido sulfúrico
a) Escribir la reacción correspondiente a cada proceso
b) Dar los usos del ácido sulfúrico obtenido
c) Para producir 1 tonelada de ácido sulfúrico, cuánto trióxido de azufre se necesitaría?
Problemas propuestos
1.- El acero es una aleación de carbono, hierro y aluminio. Sabiendo que una barra de 1500 g
de acero contiene 0,770% de carbono y 0,80% de aluminio, calcular:
a) masa de carbono en la barra de acero
b) cantidad de átomos de carbono
c) cantidad de aluminio expresada en milimoles
2.- En 59,8 g de una sustancia gaseosa cuya fórmula XO2 hay 1,56x1024 átomos de oxígeno,
calcular:
a) masa molar de la sustancia
b) masa de una molécula
c) identificar al elemento X con su símbolo químico
3.- Se hace reaccionar 1,00 kg de cal (hidróxido de calcio de 80% de pureza) con 23 moles de
cloruro de amonio para obtener amoníaco, cloruro de calcio y agua.
a) Escribir y balancear la reacción
b) Determinar el reactivo limitante de la reacción
c) Calcular las moles de cloruro de calcio formado
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4.- Una muestra de 259 g de cloruro de hierro (III) reacciona con 222 g de hidróxido de calcio
obteniéndose cloruro de calcio y 1,6 moles de hidróxido de hierro (III).
a) Escribir y balancear la reacción
b) Qué tipo de reacción química se produce
c) Calcular el rendimiento porcentual de la reacción
5.- Se hacen reaccionar 63 kg de ácido nítrico con 78 kg de hidróxido de aluminio
obteniéndose agua y 180 kg de sal.
a) Escribir y balancear la reacción
b) Calcular el rendimiento porcentual de la reacción
6.- Se hacen reaccionar 30 g de una muestra impura de hidróxido de bario con exceso de ácido
sulfúrico, obteniéndose agua y 35 g de sal.
a) Escribir y balancear la reacción
b) Qué tipo de reacción química se produce
c) Determinar la pureza de la muestra utilizada
7.- Se mezclan 28 g de metano (CH4) con 50 g de oxígeno gaseoso, para formar dióxido de
carbono y agua, cuál es el reactivo limitante y cuántos son los moles totales presentes al
finalizar la reacción
8.- Calcular los moles de ácido sulfúrico necesarios para precipitar 78 g de sulfato de calcio
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