La estequiometría tiene por finalidad establecer aquellas relaciones

Preuniversitario Belén UC
Química Plan Común
Prof. Juan Pastrián Lisboa
GUÍA N°9: ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría tiene por finalidad
establecer aquellas relaciones entre reactantes y
productos en una reacción química. Los
reactantes son los precursores del proceso y los
productos corresponden a lo que se obtuvo una
vez finalizada la reacción.
Para entender cómo se establecen estas
relaciones, es necesario conocer las leyes que
rigen la estequiometria, o también llamadas Leyes
Ponderales:
- Ley de Lavoisier (Conservación de la Masa)
- Ley de Proust (Proporciones Definidas)
- Ley de Dalton (Proporciones Múltiples)
- Ley de Richter (Proporciones Recíprocas)
- Ley de Gay-Lussac (Volúmenes de
Combinación)
Esta proporción estará presente en
cualquier muestra de agua, independiente del
método de obtención.
Ley de Lavoisier
“En una reacción química se cumple que la
suma de las masas de los reactantes es igual a la
suma de las masas de los productos”
Ley de Richter
“Las masas de dos elementos que se
combinan con la masa de un tercero, conservan la
misma proporción que las masas de los dos
cuando se combinan entre sí”
Ej: El óxido cúprico se forma a través de oxígeno y
cobre metálico. Si la masa de óxido es 35g y la del
metal 5g, estimar la masa de oxigeno.
mcobre + moxígeno = móxido
5g + moxígeno = 35g
moxígeno = 35g – 5g
moxígeno = 30g
Ley de Dalton
“Las cantidades de un mismo elemento
que se combinan con una cantidad fija de otro
para formar más de un compuesto, están en
relación de número enteros y sencillos”
Ej: El C se une al O formando el CO y el CO 2. La
relación que existe entre las masas molares de
oxigeno que reaccionan con la misma masa de
carbono (12g/mol) es:
Ej: 2g de H se combinan con 16g de O para dar
H2O. Por otro lado, 6g de C reaccionan con 16g de
O para producir CO2.Por lo tanto, si el C y el H se
combinasen entre sí, sus masas debieran estar en
la relación:
masacarbono
masahidrógeno
Ley de Proust
“Para formar una sustancia, los elementos
que se combinan lo hacen en una proporción
determinada de masa, independiente del método
usado para obtener la sustancia”
Pues bien, existe un compuesto de carbono e
hidrógeno, el CH4, en el que las masas están en
dicha proporción.
carbono
hidrógeno
Ej: Para la formación de agua (H 2O) se necesitan
dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxigeno.
g
g
Ley de Gay-Lussac
“ uando
reaccionan
gases
bajo
condiciones
de
temperatura
y
presión
equivalentes, lo hacen en relaciones
volúmenes y números enteros y sencillos”
de
Ej: Si hacemos reaccionar 1L de nitrógeno (N 2)
gaseoso con 3L de hidrógeno (H2) gaseoso, se
producen 2L de amoníaco (NH3) gaseoso según:
Gay-Lussac estableció, además, que el
volumen de la combinación de los gases era
inferior o igual a la suma de los volúmenes de las
sustancias gaseosas que se combinan. La ley solo
aplica entre volúmenes de gases.
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
La razón molar entre ellos es 1:3:2; y, como en este
caso, tanto reactantes como productos son gases,
corresponde también a la razón de los volúmenes
de los gases.
MAGNITUDES QUÍMICAS
Masa atómica:
Corresponde a la masa de un átomo. Su
unidad de medida es la uma (unidad de masa
atómica) definida como la doceava parte de un
átomo de carbono-12.
1uma = 1,66x10-24g
Mol (n):
Es la cantidad de sustancia de un sistema
que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas o iones) como átomos hay en
0,012kg de carbono-12.
Constante de Avogadro (NA):
Es la constante que establece una relación
entre el número de entidades elementales y la
cantidad de sustancia. Su valor es 6,02x1023mol-1.
n
donde
n = cantidad de sustancia (mol)
N = cantidad de partículas
NA = constante de Avogadro
Por lo tanto, podemos afirmar que el concepto de
Mol y la Constante de Avogadro están
estrechamente relacionados. De este modo, un
mol de entidades elementales equivale a decir
6,02x1023 de esas entidades.
Masa molar (M):
Se define como la relación que se establece
entre la masa de la entidad y la cantidad de moles.
Se expresa:
m
n
donde
M = masa molar
m = masa del compuesto
n = cantidad de sustancia (mol)
Podemos conocer la masa molar de un átomo,
molécula o ion y para ello solo requerimos saber
los datos de la masa atómica y la cantidad de
átomos.
Volumen molar:
Es el volumen que ocupa un mol de un
elemento o compuesto en estado gaseoso. Un
mol de cualquier gas, en condiciones normales de
presión y temperatura, siempre ocupara 22,4L. Al
hablar de condiciones normales nos referimos a
una temperatura de 0°C y a una presión de 1atm.
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
Una reacción química es todo proceso que
involucra la transformación de sustancias
químicas. La o las sustancias que reaccionan al
inicio se llaman reactantes, estas experimentan
una transformación o cambio químico del cual se
obtienen nuevas sustancias llamadas productos.
Tanto los reactantes como los productos pueden
ser elementos o compuestos químicos.
Para representar las ecuaciones químicas
de un modo gráfico se emplean las ecuaciones
químicas. La ecuación química para la reacción de
oxidación del hierro es:
-
4 Fe(s) + 3 O2(g)  2 Fe2O3(s)
-
-
En el lado izquierdo de la flecha se anotan
los reactantes.
-
-
En el lado derecho de la flecha se anotan
los productos.
El signo + significa “reacciona con”.
La flecha se lee “se transforma en”, pero
además señala el sentido de la reacción.
Los números delante de las fórmulas
indican la proporción de reactantes y
productos.
Al lado izquierdo de cada molécula se
escriben
los
coeficientes
estequiométricos, que corresponden a la
cantidad de moléculas o moles que
intervienen en la reacción química.
A la derecha de cada fórmula se debe
indicar el estado en el que se encuentra
cada sustancia en la reacción química:
Sólido (s)
Líquido (l)
Gaseoso (g)
Acuoso (ac)
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones de síntesis
Reacciones en las cuales dos o más
compuestos reaccionan entre sí para formar un
producto. Por ejemplo, la reacción de formación
de amoniaco. N2 + 3H2  2NH3
Reacciones de descomposición
Reacciones en las cuales una sustancia se
descompone para formar dos o más productos.
Por ejemplo, la descomposición del clorato de
potasio en cloruro de potasio y oxígeno.
2KClO3  2KCl + 3O2
Reacciones de sustitución o desplazamiento
Reacciones en las cuales un elemento
desplaza a otro dentro de un compuesto. Pueden
ser de oxido-reducción o de precipitación, de
acuerdo a la especie química que esté presente.
Por ejemplo, la reacción entre el zinc y el sulfato
de cobre. Zn + CuSO4  Cu + ZnSO4
Reacciones de doble sustitución
Reacciones en las cuales existe un
intercambio de elementos en dos o más
compuestos. Por ejemplo, la reacción en la que se
forma cloruro de sodio. HCl + NaOH  NaCl + H2O
Reacciones de formación de complejos
Reacción en la cual el producto es un
compuesto de coordinación. Es una sustancia
formada por un átomo central rodeado de
moléculas o aniones, geométricamente ubicados.
Por
ejemplo
la
formación
del
hexatiocioanoferrato de potasio:
FeCl3 + 6KSCN  K3[Fe(SCN)6] + 3KCl
Reacción de precipitación
Reacción que ocurre en medio acuoso, en
que uno de los productos es una sustancia poco
soluble, la que se deposita en forma sólida
(precipita). Por ejemplo, la reacción del Ag(NO 3)
con HCl, que dan origen al precipitado de cloruro
de plata: Ag(NO3) + HCl  AgCl↓ + HNO3
Reacciones de combustión
Reacción en la cual los reactivos son un
combustible y el oxígeno del aire, y los productos,
el dióxido de carbono y agua:
CH4 + O2  CO2 + 2H2O
AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Para saber si una ecuación química cumple
o no con la Ley de Lavoisier, se deben contar los
átomos que participan en la reacción,
considerando que el número de átomos en los
reactantes y los productos debe ser el mismo. Si
hay diferencias en las cantidades, éstas se tienen
que ajustar modificando los coeficientes
estequiométricos de cada elemento o compuesto
que participe en la ecuación.
Para balancear una ecuación química se
pueden usar dos métodos: el de tanteo y el
algebraico.
Método de tanteo
En este método se prueban diferentes valores
numéricos para los índices estequiométricos de
manera de igualar el número de átomos. Veamos
un ejemplo:
N2 + O2  NO2
Paso 1: ¿Está balanceada la ecuación? Para saber,
cuenta los átomos de cada elemento a ambos
lados de la ecuación.
N2 + O2  NO2
2N
1N
2O
1O
Paso 2: Como no está balanceada, debes ajustarla.
Prueba distintos números como índices
estequiométricos. Para ajustar el nitrógeno,
coloca un 2 antes del NO2, así quedaran 2 N ambos
lados de la ecuación.
N2 + O2  2 NO2
Paso 3: Ahora, ajusta el oxígeno. Como hay 2O en
los reactantes y 4 en los productos, coloca un 2
antes del O2 y quedará balanceada.
N2 + 2 O2  2 NO2
Paso 4: Comprueba si la ecuación está balanceada.
N2 + 2 O2  2 NO2
2N
2N
4O
4O
Método algebraico
En este método se utilizan sistemas de
ecuaciones matemáticas. Veamos un ejemplo:
C2H6O + O2  CO2 + H2O
Paso 1: ¿Está balanceada esta ecuación? Cuenta los
átomos de cada elemento a ambos lados de la
ecuación. Como no está balanceada debes
ajustarla.
C2H6O + O2  CO2 + H2O
2C
1C
6H
2H
3O
3O
Paso 2: Coloca antes de cada fórmula una letra.
a C2H6O + b O2  c CO2 + d H2O
Paso 3: Forma las ecuaciones. Para ello, anota
cada elemento presente y el número de átomos
que participan. La flecha se reemplazará por el
signo igual.
C
2a
=
1c
ec.1
H
6a
=
2d
ec.2
O
1a + 2b
=
2c + 1d
ec.3
Paso 4: Resuelve las ecuaciones,
Asigna para a el valor 1: a = 1
De la ecuación 1 se
obtiene c:
2a = 1c
2x1=c
2=c
De la ecuación 2 se
obtiene d:
6a = 2d
6 x 1 = 2d
6 = 2d
3=d
De la ecuación 3 se obtiene b:
1a + 2b = 2c + 1d
(1 x 1) + 2b = (2 x 2) + (1 x 3)
1 +´2b = 4 + 3
2b = 6
b=3
Paso 5: Finalmente se reemplazan los valores por
las letras
a C2H6O + b O2  c CO2 + d H2O
C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR
La fórmula molecular es la fórmula química
que indica los números de átomos distintos
presentes en la molécula. Ésta es la máxima
expresión ya que la fórmula molecular es la
cantidad real de átomos que conforman una
molécula, mientras que la fórmula empírica sólo
da cuenta de la relación que existe entre los
elementos que conforman el compuesto. La
fórmula molecular coincide a veces con la fórmula
empírica; otras veces es un múltiplo entero de
esta fórmula. Se expresa como:
(Fórmula Empírica)n = Fórmula molecular
Ej: Se tiene una muestra que contiene un 38,4% de
C, un 4,80% de H y un 56,8% de Cl. Su masa
molecular es 125 g/mol.
Paso 1: Suponga que tenemos 100g. de muestra,
por lo que los valores porcentuales dan los
gramos de cada elemento.
Paso 2: Determine la cantidad de sustancia (mol).
, g
, mol
, g mol
, g
, g mol
l
, g
, g mol
obtenido, redondeando a la cifra próxima más
cercana. En este caso, divida por 1,6mol.
, mol
, mol
, mol
, mol
l
mol
Paso 3: Divida cada valor de cantidad de sustancia
por el menor valor de cantidad de sustancia
mol
mol
Por lo tanto, la fórmula empírica queda definida
como: C2H3Cl
Paso 5: Para determinar la determinar la fórmula
molecular, debemos conocer la masa molecular
del compuesto, que en este ejemplo es 125g/mol.
Paso 6: Se calcula la masa molecular a partir de la
formula empírica. En este caso es 62,45g/mol.
Paso 7: Se divide la masa molecular de la muestra
problema por la masa molecular obtenida a partir
de la fórmula empírica.
, mol
,
,
,
g mol
, g mol
Paso 8: Por lo tanto, al amplificar por 2 la fórmula
empírica obtenemos la fórmula molecular.
(C2H3Cl)2 = C4H6Cl2
RAZONES ESTEQUIOMÉTRICAS
Una ecuación química cualquiera, que
simboliza una reacción química, se puede escribir
de la siguiente forma general:
A A + B B + ……  C C + D D + ……
A partir de esta ecuación química ajustada
se puede establecer que las razones entre las
cantidades de participantes (sean reactantes o
productos) son entre sí, como son las razones
entre los respectivos números estequiométricos.
Lo anterior se puede expresar como:
nA : nB : nC :......... = A : B : C
Sea X e Y las fórmulas químicas de dos especies
participantes cualquiera de una reacción química;
sea X y Y sus respectivos números
estequiométricos en la ecuación química ajustada.
Se puede establecer de acuerdo a las razones
estequiométricas señaladas anteriormente que la
razón entre la cantidad de X (nX) es a la cantidad
de Y (ny), como es la razón de sus respectivos
números estequiométricos:
nX : nY = A : B
La razón anterior se llama razón estequiométrica
entre X e Y y se simboliza como:
n
n


La razón estequiométrica se puede
establecer
indiferentemente
entre
dos
participantes cualquiera de una reacción química.
La ecuación general anterior permite deducir
todos los modelos implicados en cálculos basados
en ecuaciones químicas.
COMPOSICION PORCENTUAL
La composición porcentual nos informará sobre el
porcentaje del elemento presente en el
compuesto. Para lograrlo se debe saber:
- Fórmula del compuesto
- Masa atómica del elemento
- Masa molar del compuesto
Ej: Sea el compuesto formado por hidrógeno,
azufre y oxígeno, cuya fórmula es:
H2SO4
Si las masas atómicas respectivas son:
H = 1g/mol
S = 32g/mol
O = 16g/mol
Determine la composición porcentual de cada
elemento.
Paso 1: Se calcula la masa molar del compuesto
H = 2 x 1g/mol = 2g/mol
S = 1 x 32g/mol
= 32g/mol
O = 4 x 16g/mol
= 64g/mol
MTOTAL = 98g/mol
Paso 2: Se divide cada valor anterior por el peso
molecular del compuesto:
H = 2g/mol ÷ 98g/mol = 0,0204 x 100= 2,04%
S = 32g/mol ÷ 98g/mol = 0,3265 x 100= 32,65%
O = 64g/mol ÷ 98g/mol = 0,6531 x 100= 65,31%
REACTIVOS LIMITANTE Y EXCEDENTE
En una reacción química, el reactivo que se
consume totalmente porque se encuentra en
menor cantidad, se denomina reactivo limitante;
de él depende la cantidad máxima de producto
que se forma. Si una reacción ha terminado es
porque el reactivo limitante ha reaccionado por
completo. Los otros reactivos, que se encuentran
en exceso, se laman reactivos excedentes, y parte
de ellos quedan sin reaccionar.
Ej: Se tiene un recipiente con 55g de N 2 y 55g de
H2. ¿Cuál será el reactivo limitante? ¿Cuántos
gramos de NH3 produce la reacción?
N2 + 3H2  2NH3
Paso 1: Calculemos el número de mol para cada
reactivo.
nN2 = 1,96mol
nH2 = 27,5mol
Paso 2: Considerando que 1 mol de N 2 reacciona
con 3 mol de H2, entonces
1mol N2
 3mol H2
1,96mol N2 
x
.
x = 5,88mol
Entonces, como al inicio se tenían 27,5mol
de H2 y sólo se necesitan 5,88 mol de H 2 para
reaccionar con 1,96 mol de N2, se concluye que el
reactivo limitante es N2, y el excedente es H2.
Paso 3: Para calcular la masa de NH3 formada:
1mol N2
 2mol NH3
1,96mol N2 
x
.
x = 3,99mol
Considerando
n
m
m=nxM
m = 3,99 mol x 17g/mol
m = 67,83g.
Por lo tanto, la reacción produce 67,83g de NH 3.
RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
Se conoce como rendimiento de una
reacción a la cantidad de producto que se obtiene
al finalizar una reacción química. Este rendimiento
puede ser teórico, real o porcentual:
Rendimiento Teórico: es la cantidad máxima de
sustancia que se puede formar cuando reacciona
todo el reactivo limitante. Por ejemplo, en el caso
del amoníaco presentado anteriormente, es de
67,38g.
Rendimiento Real: es la cantidad real de producto
que se obtiene en una reacción química, una vez
finalizado el proceso. En la mayoría de las
reacciones que se realizan a nivel industrial o en
laboratorios, es muy difícil obtener un
rendimiento del 100%; en general, el rendimiento
real será menor al teórico.
Rendimiento Porcentual: representa la relación
entre el rendimiento teórico y el rendimiento real.
Este rendimiento se obtiene aplicando la siguiente
expresión:
rendimiento real
rendimiento
rendimiento teórico
EJERCICIOS PSU
1. ¿Cuál de los siguientes isótopos se usa como 7. ¿Cuál es la composición porcentual del carbono
referencia para determinar el valor de la masa en el etanol (CH3CH2OH)
atómica):
a) 26%
M (g/mol): H = 1
a) Hidrógeno-1
b) 35%
b) Nitrógeno-14
c) 41%
c) Carbono-12
d) 52%
d) Oxígeno-16
e) 55%
e) Fósforo-15
8. ¿Cuál será la fórmula empírica de un compuesto
2. En un mineral se encontró 56% de plata 107 y 44% que posee 40% de carbono; 6,0% de hidrógeno y el
de plata 109. ¿Cuál será la masa atómica de la plata resto de oxígeno?
natural?
a) CH3CH2OH
a) 107,00uma
b) CH3COH
b) 109,00uma
c) CH3COOH
c) 108,00uma
d) CH2O
d) 107,88uma
e) C6H12O6
e) 108,44uma
9. Cuando una muestra de magnesio que pesa 2,12
3. ¿Cuál es la masa atómica del oxígeno? (Masa g arde en oxígeno, se forman 4,00g de óxido de
molar 16g/mol)
magnesio. ¿Cuál es la composición centesimal de
-24
a) 2,65x10
ese compuesto?
b) 62,5x10-23
a) Mg = 27% y O = 73%
-24
c) 16x10
b) Mg = 30% y O = 70%
-24
d) 5,46x10
c) Mg = 43% y O = 67%
e) 2,65x10-23
d) Mg = 50% y O = 50%
e) Mg = 53% y O = 47%
4. Calcula la cantidad de sustancia (n) que existe en
120g de fósforo (Masa molar 30g/mol)
10. ¿Cuál es la cantidad de sustancia, expresada en
a) 0,25mol
mol, que corresponde a 1,34x1022 moléculas de
b) 0,5mol
glucosa?
c) 1,0mol
a) 0,02
d) 2,0mol
b) 0,15
e) 4,0mol
c) 1,2
d) 6,023
5. Calcula la masa molar del nitrato de magnesio
e) 24
(Mg(NO3)2)
a) 48g/mol
11. Una muestra posee 0,75mol de cromato de
M (g/mol): Mg = 24
b) 74g/mol
amonio (NH4)2CrO4 cuya masa molar es de
O = 16
c) 132g/mol
154g/mol. ¿Cuál es la cantidad de átomos de
N = 14
d) 148g/mol
hidrógeno que existe en este compuesto?
e) 168g/mol
a) 3,6x1024
b) 6,02x1023
6. En 2000g de CaCO3 existen:
c) 4,5x1023
a) 20 moléculas
d) 2,4x1023
M (g/mol): Ca = 40
b) 20 mol
e) 4,8x1024
C
=
12
c) 20 / 6,02x1023mol
d) 100 mol de átomos
e) 20 x 6,02x1023mol
12. ¿Cuántas moléculas existen en 90g de glucosa
(C6H12O6)
a) 3,6x1024
b) 6,0x1023
c) 4,5x1023
d) 2,4x1023
e) 3,0x1023
De acuerdo a esta información determina cuál será
la masa molar del neón (Ne):
a) 19,98
b) 20,00
c) 20,17
d) 20,56
e) 21,00
13. ¿Cuál es el porcentaje de azufre (S) que existe en
la molécula de sulfito de amonio ((NH4)2SO3)
a) 24,1%
M (g/mol): S = 32
b) 27,5%
c) 31,4%
d) 50,5%
e) 55,6%
17. El nitrógeno (N) forma un óxido con el oxígeno
(NyOx) que posee un 30,4% de nitrógeno. ¿Cuál será
el subíndice “ ” del o ígeno?
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
14. Un compuesto tiene 21% de sodio (Na), 33% de
cloro (Cl) y el resto de oxígeno (O). ¿Cuál será la
fórmula empírica?
a) NaClO
M (g/mol): Na = 23
b) NaClO2
Cl = 35,5
c) NaClO3
d) Na2ClO3
e) NaClO4
15. Un compuesto derivado del petróleo contiene
92,3% de carbono; 7,7% de hidrógeno. Si su masa
molar es 78g/mol, ¿cuál será la fórmula molecular?
a) CH
b) C3H6
c) C6H6
d) C2H4
e) C2H6
16. El Neón (Ne) tiene tres isótopos cuyas masas
atómicas y abundancias relativas se muestran a
continuación:
Elemento
Ne
Ne
Ne
Masa atómica
20
21
22
Abundancia (%)
90,92
0,26
8,81
18. ¿Cuál es el porcentaje de agua en la
cristalización del sulfato de cobre pentahidratado
(CuSO4 x 5 H2O)?
a) 83%
M (g/mol): Cu = 63
b) 30%
c) 51%
d) 36%
e) 7,9%
19. Tomando en cuenta la siguiente reacción
química
C7H16 + O2  CO2 + H2O
¿Cuál es el valor de la suma de los coeficientes
estequiométricos?
a) 12
b) 20
c) 27
d) 47
e) 64
20. ¿Qué cantidad de N2O5 se producen a partir de
5mol de nitrógeno según las siguientes reacciones
químicas?
N2 + 2 O2  2 NO2
4 NO2 + O2  2 N2O5
a) 5mol
b) 10mol
c) 2,5mol
d) 1mol
e) 50mol
21. La siguiente ecuación química no equilibrada,
representa la combustión del propano.
C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O
Se queman 66g. de propano. ¿Cuántos g de O 2 se
consumen?
a) 600g
b) 300g
c) 240g
d) 180g
e) 80g
22. ¿Qué masa de MgSO4 se formarán por la
reacción de 6g de Mg sobre H2SO4 en exceso?
Mg + H2SO4  MgSO4 + H2
a) 240g
b) 120g
c) 60g
d) 30g
e) 15g
23. ¿Cuál es la relación matemática que se puede
utilizar para determinar la masa de FeS que se
formarán a partir de 100g. de hierro.
Fe + S  FeS
a) 100 / 87
M (g/mol): Fe = 55
b) 100 x 55 / 87
c) 87 x 100
d) 55 x 87 /100
e) 100 x 87 / 55
24. Considera la siguiente reacción química que
muestra la formación del hidróxido ferrico
Fe + O2  Fe2O3
Fe2O3 + H2O  Fe(OH)3
Cuando la ecuación este equilibrada, ¿qué
cantidad en mol de agua se requieren por cada
mol de hidróxido de hierro que se forman?
a) 1mol
b) 1,5mol
c) 2,0mol
d) 2,5mol
e) 4,0mol
25. Cuando se sumerge zinc en ácido clorhídrico se
produce la siguiente reacción química
Zn + HCl  ZnCl2 + H2
Si reaccionan 130g de Zn con 130g de HCl ¿Cuál es
la cantidad en g de cloruro de zinc formado?
a) 260,0
M (g/mol): Zn = 65
b) 231,2
c) 180,8
d) 175,8
e) 125,7
26. Cuando reacciona el sodio metálico (Na) con
agua forma hidróxido de sodio (NaOH) y gas
hidrógeno de acuerdo a la siguiente ecuación
Na + H2O  NaOH + H2(g)
Se sabe que cuando reaccionan 500g de sodio con
agua en exceso se forman 18,75mol de hidróxido
de sodio. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
a) 75%
b) 80%
c) 87%
d) 93%
e) 98%
27. Dada la siguiente reacción química
C2H4O2(g) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 2H2O(g)
Si se hacen reaccionar 264g de C2H4O2 y 800g de
oxígeno. ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se
forma?
a) 264g
b) 387g
c) 532g
d) 800g
e) 1.064g
28. Para la siguiente reacción
a Na2S + b FeCl3  c NaCl + d Fe2S3
¿Cuáles son los coeficientes estequiométricos a, b,
c y d respectivamente para cada uno de los
compuestos presentes en la reacción?
a) 2, 3, 4, 6
b) 3, 2, 6, 1
c) 1, 2, 6, 1
d) 2, 3, 4, 3
e) 3, 2, 1, 4
29. La formación del ácido sulfúrico se produce
según la siguiente reacción química
SO3(g) + H2O  H2SO4
32. El etanol se puede producir por la oxidación de
la glucosa de acuerdo a la siguiente ecuación:
C6H12O6 + 3 O2  2 C2H5OH + 2 CO2(g)
Se disponen 720g de trióxido de azufre y 450g de
agua. Determine la cantidad de ácido sulfúrico
producido.
a) 1170g
b) 910g
c) 882g
d) 720g
e) 450g
¿Qué cantidad de alcohol se producirá por la
fermentación de 5Kg. de glucosa?
a) 1,5kg
b) 2,0kg
c) 2,5kg
d) 3,5kg
e) 5,0kg
30. Considerando la siguiente reacción química:
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4  4K2SO4 + Cr2(SO4)3
+ 3I2 + 7H2O
Se necesita preparar 2286g de yodo (I2). ¿Qué
cantidad de yoduro de potasio se necesita?
a) 996g
M (g/mol): K = 39
b) 1500g
Cr = 52
c) 1992g
I = 127
d) 2286g
e) 2988g
31. Idealmente cuando se oxidan 1,010g de vapor
de zinc (Zn) en presencia de oxígeno (O 2), se
forman teóricamente 1,247g de óxido de zinc
(ZnO). Experimentalmente se sabe que 400g de
Zn produjo 487g de óxido de zinc. ¿Cuál es el
rendimiento de la reacción?
a) 85%
b) 90%
c) 94%
d) 98%
e) 100%
33. Al reaccionar 525g de cloruro de fósforo (V)
(PCl5), con agua, se produce acido fosfórico
(H3PO4) y ácido clorhídrico (HCl), con un
rendimiento del 85%, según la siguiente ecuación:
PCl5 + 4H2O  H3PO4 + 5 HCl
¿Cuál es la masa real de ácido clorhídrico
producido en esta reacción?
a) 92,5g
b) 157,5g
c) 185g
d) 393g
e) 462g