Ejercicios de Estequiometria FIIS UNI

ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRIA 1.- Una muestra de dicromato de amonio, (NH4)2Cr2O7, contiene 1.81x1024 átomos de hidrógeno ¿cuántos gramos de nitrógeno hay en ella? 2.- ¿Cuántas moléculas de agua hay en 2 mL de una disolución de HCl, cuya densidad y % en masa son 1.19 g/mL y 37% en masa 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.- La vitamina E tiene 11.21% en masa de hidrógeno. Si un mol de vitamina E contiene 3.011x1025 átomos de hidrógeno. a) ¿Cuál es la masa molar de la vitamina E? b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay por molécula de vitamina E? 5.- En 7.5x1020 moléculas de ciclohexano hay 4.5x1021 átomos de carbono y 9.0x1021 átomos de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del ciclohexano? 6. a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio? Na: 23 b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0.5 g de este elemento? Al: 27; Cl: 35.5 c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0.5 g de CCl4? C: 12 7.- Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no: a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22.4 L. b) En 17 g NH3 hay 6.022x1023 moléculas. c) En 32 g de O2 hay 6.022x1023 átomos de oxígeno. H: 1; N: 14; O: 16 8.- En 0.5 moles de CO2, Halle: a) El número de moléculas de CO2. b) La masa de CO2. c) El número total de átomos. C: 12; O: 16. 9.- Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule: a) Cuántos moles de agua hay en el vaso. b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso. c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso. H: 1; O: 16. 10.- ¿Cuántos gramos de metano, CH4 hay en 1.20x1014 moléculas? 11.- El contenido de hemoglobina en la sangre es aproximadamente 15.5 g/100 mL de sangre. Si la masa molar de la hemoglobina es 64.5 g/mol, y hay 4 átomos de hierro en una molécula de hemoglobina. ¿Cuántos átomos de hierro hay en los 6 L, aproximadamente, de sangre de un adulto?

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 12.- La clorofila contiene un 2.72% en masa de Mg. Suponga que hay un átomo de Mg por molécula de clorofila. ¿Cuál es la masa molecular de la clorofila? 13.- La clorofila a contiene un 2.721% de magnesio, mientras que la clorofila b contiene un 2.673% del mismo metal. Se sabe que en ambas clorofilas la molécula tiene un único átomo de Mg. Calcular las masas moleculares de ambas. 14.- ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25.6 g de sacarosa o azúcar de mesa (C12H22O11). La masa molar de la sacarosa es de 324.3 g. Rta: 9.91x1023 átomos de hidrógeno) 15.- ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na2S corresponden a 2.709x1024 moléculas de sulfuro de sodio y cuántos moles de sodio? 16.- ¿Cuántos moles de personas hay en el mundo si la población es de diez mil millones? 17.- ¿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). 18.- Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níquel (45.0%) y manganeso (0.3%) tiene una densidad de 8.17 g/cm3. a) ¿Cuántas moles de hierro hay en un bloque de aleación que mide 10cmx20cmx15cm? b) ¿Cuántos átomos de manganeso hay en la mitad del bloque de la aleación mencionada? 19.- ¿Cuántas moléculas de celulosa contiene una determinada hebra de algodón que pesa 0.2 mg y consta de moléculas de celulosa de 10000 residuos glucosilo (C6H10O5)? La masa de una molécula de celulosa es 1620000 uma. Rta: 7.4x1013 moléculas de celulosa. 20.- El mejor vacío conseguido hasta la fecha es de 10−9 mmHg. ¿Cuántas moléculas de gas residual quedarían en 1 cm3 a 20ºC de este vacío? Rta: 33 millones aproximadamente. 21.- Calcular la composición centesimal y la masa molar de estos compuestos: a) carbonato amónico; b) sulfato sódico anhidro; c) sulfato sódico decahidratado; d) nitrato de calcio tetrahidrato. 22.- Deducir las fórmulas empíricas y las masas molares de unos minerales que tienen la composición siguiente (expresada en términos de los óxidos): a) trióxido de azufre: 60.06%; óxido férrico: 39.94% b) MgO: 27.16%; SiO2: 60.70%; H2O: 12.14% Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 23.- El análisis elemental de unas muestras de unos compuestos dió los siguientes porcentajes en masa de cada uno de los elementos constituyentes: a) K: 26.6%; Cr: 35.4%; O: 38.0%. b) K: 28.25%; Cl: 25.64%; O: 46.11% Determine las fórmulas empíricas de ambos compuestos. 24.- Una muestra de 20.00 g de un compuesto puro contiene 5.266 g de calcio, 8.430 g de azufre, 6.304 g de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica? 25.- Conocidas la composición elemental de tres compuestos orgánicos, obtener su fórmula empírica: a) 60.0% C; 10.1% H; 30.0% O. b) 70.5% C; 11.2% H; 18.3% N. c) 64.6% C; 6.2% H; 18.4% O; 10.8% N. 26.- Se analiza una sustancia orgánica y se encuentra esta composición elemental: 49.5% C; 5.2% H; 28.8% N y 16.5% O. Por otro lado, se determina en forma aproximada su masa molecular resultando ser de 190 ± 10. Averiguar la fórmula empírica y molecular. 27.- La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida. La composición del mismo es C: 75.45%; H: 6.587%; N: 8.383%; O: 9.581%. Encontrar su fórmula empírica. Rta: C21H22O2N2 28.- ¿Qué cantidad de fósforo contiene el esqueleto humano, sabiendo que por término medio su masa es 11 kg y su contenido en fosfato de calcio es 58%? 29.- El nitrato de magnesio hexahidratado se emplea como componente de fertilizantes. ¿Qué riqueza en N y en Mg tiene el compuesto puro? 30.- Una cierta mezcla contiene un 33% de sulfato cálcico (expresado en forma anhidra). Si sabemos que se ha incorporado como yeso (sulfato cálcico dihidratado), ¿qué cantidad de este mineral existe en 350 kg de la mezcla? 31.- El contenido de arsénico de un insecticida es del 28% de As2O5. Se quiere realizar un tratamiento para el cual son necesarios 50 g de arsénico. ¿Qué cantidad de insecticida será necesario pesar? 32.- a) ¿Qué masa de una muestra, del 95.0% de masa en azúcar y del 5.00% en sal, es necesario para tener 230 g de azúcar? b) Calcula las masas de sal y azúcar contenidos en 760 g de la mezcla. 33.- Una muestra de galena está formada por un 10% en masa de sulfuro de plomo PbS y un 90% de impurezas. ¿Qué masa de Pb hay en 50 g del mineral? 34.- En una reacción de combustión se queman 3 g de un compuesto orgánico, si se producen 8 g de CO2 ¿Qué porcentaje en masa del compuesto es carbono? Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 35.- a) ¿Qué masa de cromo se encuentra en 150 g de un mineral que está compuesto por un 65.0% en masa de FeCr2O4 y el resto de impurezas? b) Si pudiera extraerse el 90.0% del cromo contenido en 100 g del mineral, ¿qué masa de cromo puro se obtendría? 36.- Determina el porcentaje en masa de hierro que hay en el cloruro férrico hexahidratado. 37.- Una muestra de 50 g de calcopirita contiene 28 g de CuFeS2 ¿Cuál es el porcentaje de cobre en la calcopirita? 38.- ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto orgánico formado por carbono, oxígeno e hidrógeno, que por combustión completa de 0.4080 g dio 0.5984 g de dióxido de carbono y 0.2448 g de agua? Rta: CH2O 39.- El mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73.9% de mercurio y 26.1% de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica? Rta: HgCl2 40.- La fórmula empírica de un compuesto es CH2. En condiciones normales, la densidad del gas es 2.5 g/L. ¿Cuál es su fórmula molecular? Rta: C4H8 41.- 31 mg de un compuesto orgánico que contiene solo carbono, hidrógeno y oxígeno se queman en atmósfera de oxígeno dando 44 mg de dióxido de carbono y 27 mg de agua. Calcular la fórmula empírica del citado compuesto. Rta: CH3O 42.- Un mineral contiene carbonato cálcico y dióxido de silicio. Al calcinarlo el carbonato se descompone en dióxido de carbono y óxido de calcio, mientras el dióxido de silicio queda inalterado. Una muestra de 2.00 g de dicho mineral se calcina hasta obtener una masa constante de 1.34 g. Calcular la riqueza en porcentaje de carbonato cálcico en el mineral. 43.- Un ácido orgánico dibásico tiene la siguiente composición centesimal: C: 26.7%; H: 2.2%; y O: 71.7%. Su sal de plata contiene 71.1% de plata. ¿Cuál es la fórmula molecular probable del ácido? Rta: FE: (CHO2); FM: HOOC-COOH 44.- Cuando el propano arde en presencia de suficiente oxígeno se transforma en CO2 y agua. a) ¿Cuál es la masa de CO2 que se obtiene cuando se queman 100 g de propano? b) ¿Por cada gramo de CO2 obtenido, qué masa de vapor de agua se genera? 45.- El ácido fosfórico se usa en detergentes, fertilizantes, dentífricos y bebidas gaseosas. Hallar la composición centesimal de este compuesto. Rta: H:3.086%; P: 31.61%; O: 65.31%.


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 46.- Al descomponer clorato potásico se producen oxígeno y cloruro potásico. ¿Qué masa de oxígeno se obtiene al calentar 40 g de clorato potásico si el rendimiento es del 90%? 47.- ¿Cuántos moles de cloruro férrico se obtienen a partir de 1.72 moles de cloro, en la reacción entre el cloro gaseoso y el hierro metálico? 48.- ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 120 g de una disolución de NaCl en agua al 20%? 49.- La fórmula empírica del ácido acético (el ingrediente importante del vinagre) es CH2O. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto si se sabe que su masa molar aproximada es de 60 g? Rta: C2H4O2. 50.- Se calcinan 1.02 g de una mezcla de CaCO3 y MgCO3 hasta su descomposición total a óxidos y dióxido de carbono. El residuo sólido resultante pesó 0.536 g. Calcular la composición de la mezcla. 51.- Una mezcla de NaCl y KCl pesó 5.4892 g. La muestra se disolvió en agua y reaccionó con un exceso de una solución de nitrato de plata. El AgCl resultante pesó 12.7052 g. ¿Cuál es el porcentaje de NaCl en la mezcla? Rta: 74.01% NaCl 52.- Una mezcla de AgBr y AgCl contiene un 21.28% de Br. Calcular el porcentaje de: a) AgBr. b) Ag. Rta: a) 50% de AgBr; b) 66.34% de Ag 53.- El ácido láctico se produce en los músculos cuando se dispone de poco oxígeno y es el responsable de los calambres musculares cuando se efectúan ejercicios violentos. También es el causante de la acidez de los derivados lácteos. Un análisis muestra que el ácido láctico contiene un 40.99% de carbono, un 6.73% de hidrógeno y un 52.28% de oxígeno, en masa. Se vaporizan 0.3338 g de una muestra de ácido láctico a 150ºC en un recipiente de 0.3 L en el que previamente se había hecho el vacío. La presión ejercida es de 326 mmHg. Haciendo uso de estos datos determine la fórmula molecular del ácido láctico. Rta: C3O3H6 54.- La fosfomicina un antibiotico de amplio espectro; en su forma farmaceútica normal aparece en forma de sal sódica. En un primer ensayo, a partir de 0.5 g del compuesto, se han logrado detectar 0.3625 g de CO2 y 0.1233 g de H2O. En un segundo ensayo se disuelven 0.5 g del compuesto hasta formar 1 L de disolución. Al analizar dicha disolución por absorción atómica se han determinado 85 ppm (partes por millon) de fosforo y 126 ppm de sodio. Se sabe que la fosfomicina está formada por C, H, O, P y Na, Halle su fórmula empírica. Rta: C3H5O4PNa2


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 55.- El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado común. Su composición centesimal en masa es 40.92% de carbono, 4.58% de hidrógeno y 54.50% de oxígeno. Determinar su fórmula empírica. Nota: La fórmula empírica indica qué elementos están presentes y la relación mínima de números enteros entre sus átomos pero no necesariamente el número real de átomos presentes en la molécula. Rta: C3H4O3. 56.- Un compuesto orgánico está formado por N, C, H y O. Al quemar 8.9 g del mismo se obtienen 2.7 g de agua y 8.8 g de dióxido de carbono. Así mismo 8.9 g, por el método de Kjeldahl, producen 1.4 g de gas nitrógeno. Al vaporizar el compuesto a 270ºC bajo presión de 3 atm, 0.1 L de vapor pesan 1.2 g. Obtener: a) La fórmula empírica del mismo. b) La masa molecular aproximada y la fórmula molecular. Rta: a) C2H3O3N; b) 178 g/mol C4H6O6N 57.- Consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O. Al quemar 0.255 g de alcohol isopropílico vemos que se producen 0.561 g de CO2 y 0.306 g de H2O. Hallar la cantidad de C e H en la muestra. Rta: 0.154 g C; 0.034 g H. 58.- ¿Cómo prepararíamos 80 g de una disolución de una cierta sal al 5.0%? 59.- En el análisis de una blenda, en la que todo el azufre se encuentra combinado como ZnS, se tratan 0.9364 g de mineral con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa a estado de ácido sulfúrico y éste se precipita como sulfato de bario. El precipitado se filtra y se lava, se seca y se pesa. Se han obtenido 1.878 g de sulfato de bario. Calcular el porcentaje de ZnS en la muestra de blenda analizada. S:32; O:16; Zn:65.4; Ba:137.3. Rta: 83.72% 60.- Los combustibles empleados en aviación son mezclas de hidrocarburos de distinta estructura. Suponiendo que la combustión de esta mezcla se consuma el mismo oxígeno que consume el octano en su combustión, ¿qué cantidad de CO 2 desprenderá un motor al gastar 1000 kg de combustible? Rta: 30877 kg 61.- Calcular el porcentaje en volumen y en masa de metanol en la disolución que se forma cuando se mezclan 2.0 L de metanol con 3.0 L de éter dietílico. (Suponer que no hay cambio de volumen). Densidad del metanol: 0.793 g/mL, densidad del éter: 0.714 g/mL. Rta: %Volumen: 40; % Masa: 42 62.- Cierta gasolina para aviones de 100 octanos utiliza 1.0 cm3 de tetraetilo de plomo, (C5H5)4Pb, de densidad 1.66 g/cm3, por litro de producto. Este compuesto se prepara de la siguiente forma: 4C2H5Cl + 4NaPb  (C5H5)4Pb + 4NaCl + 3Pb ¿Cuántos gramos de cloruro de etilo, C2H5Cl, se necesitan para preparar suficiente tetraetilo de plomo para un litro de gasolina? Rta: 1.32 g


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 63.- El sulfato de cinc contiene azufre, oxígeno y cinc en la relación 1:1.99:2.04. Se dispone de un mineral de cinc con un 8.53% de riqueza ¿Cuánto sulfato de cinc podrá preparase con 10 g del citado mineral? Rta: 21.03 g 64.- Una industria química de proceso continuo, fabrica 5 Tn/dia de ác. sulfúrico q.p, por tostación de pirita de un 75% de riqueza. El conjunto del proceso de fabricación tiene un rendimiento del 80%. ¿Cuál será el consumo horario de mineral? (Fe: 56; S: 32; O: 16; H:1). Rta: 212 kg 65.- El KClO4 se puede preparar mediante la siguiente serie de reacciones: (1) Cl2 + 2KOH  KCl + KClO + H2O (2) 3KClO  2KCl + KClO3 (3) 4KClO3  3KClO4 + KCl ¿Cuánto Cl2 se necesita para preparar 100 g de KClO4 en el proceso? Rta: 205 g 66.- El alcohol etílico, C2H5OH, se prepara mediante fermentación de la glucosa, C6H12O6, como indica la ecuación: C6H12O6  2C2H5OH + 2CO2 Rta: 1.02 Tn ¿Cuántas toneladas de alcohol se pueden obtener a partir de 2 Tn de glucosa? 67.- Al trabajar en un alto horno se añade suficiente piedra caliza para dar 2 g de CaO/g SiO2 de impureza en la escoria. Determine: a) ¿Cuál es el rendimiento teórico de la reacción: CaO(s) + SiO2(s)  CaSiO3(ℓ), en gramos de CaSiO3? b) ¿Cuántos gramos de CaSiO3 se obtendrían se parte de una mezcla de 1.0 g de CaO y 1.00g de SiO2? c) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? 68.- La siguiente reacción se lleva a cabo hasta que se consume toda la sustancia limitante: 3Al + 3MnO  Al2O3 + 3Mn Se calentó una mezcla que contenía 100 g de Al y 200 g de MnO para iniciar la reacción. ¿Cuál de las sustancias iniciales está en exceso, y que cantidad de ella quedó? Rta: Al; 49 g 69.- Considere la siguiente reacción: 2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(s) + H2O(ℓ) Suponga que se mezclan 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán? Rta: 1124 g de (NH2)2CO 70.- Se hicieron reaccionar 44.47 g de cobre con 189 g de ácido nítrico efectuándose la siguiente reacción: Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso? b) ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre se obtuvieron? c) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó? d) ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento, si en el laboratorio se formaron 120 g?


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 71.- A partir del Fe3O4 se puede obtener, mediante cierto proceso industrial, hierro metálico, si bien en dicho proceso sólo se recupera el 75% del hierro. Si un mineral de taconita está compuesto en un 35% de Fe3O4 y el resto son impurezas silíceas, ¿cuántas toneladas del mineral son necesarias para obtener 1 Tn de hierro metálico? Fé: 56; O: 16. Rta: 5.25 Tn. 72.- Si se mezclan 15 g de 1-butino con 70 g de bromuro de hidrógeno, indicar: a) ¿Cuál será el reactivo limitante? b) ¿Cuántos gramos de 2,2-dibromobutano pueden formarse? c) ¿Qué cantidad se obtendría si el rendimiento fuese de un 75%? Rta: a) R. limitante; b) 60.26 g de 2,2-dibromobutano; c) 45.19% 73.- La aspirina (ácido acetil salicílico, AAS) se obtiene por reacción entre el ácido salicílico y el anhídrido acético según la reacción: O OH

+ COOH

OCOCH3

H3C O H3C

COOH

+

CH3COOH

O

a) ¿Cuántos gramos de ácido salicílico y de anhídrido acético deben emplearse para obtener 20 tabletas de aspirina (0.5 g cada una) suponiendo que el rendimiento de la reacción sea del 100%? b) ¿Qué cantidad máxima de ácido AAS se puede obtener partiendo de 13.8 g de ácido salicílico y 13.8 g de anhídrido acético? ¿Cuál será el rendimiento si se obtienen 10 g de AAS? Rta: a) Deben emplearse 15.18 g de ác. salicílico y 11.22 g de anhídrido acético. b) Cantidad máxima de ác. acetil salicílico 18.0 g; Rendimiento: 55.5% 74.- Una planta industrial necesita producir 7800 kg de sulfato de calcio. Para ello dispone de suficiente cantidad de las dos materias primas necesarias, carbonato de calcio y ácido sulfúrico. El carbonato de calcio se encuentra en estado puro y el ácido sulfúrico en disolución de densidad 1.2 g/mL y 90% de pureza. Si se sabe que el rendimiento de la reacción es del 84%. ¿Qué volumen de la disolución de ácido sulfúrico debe emplearse? La ecuación que representa al proceso es: CaCO3 + H2SO4  CaSO4 + H2CO3 75.- El freón-12, gas empleado como refrigerante, se prepara por la reacción siguiente: 3CCl4 + 2SbF3  3CCl2F2(freón) + 2SbCl3 (1) Si se mezclan 150 g de CCl4 con 100 g de SbF3 se pide: a) ¿Cuántos gramos de CCl2F2 pueden formarse como máximo? b) ¿Cuántos gramos y qué reactivo sobrará, una vez que la reacción termine? (2) Si el rendimiento fuese de un 75%: a) ¿Qué cantidad de Freón-12 se obtendría? b) ¿Qué cantidad de cloruro antimonioso se obtendría? (1.a) Se formaran como máximo 99.22 g de CCl2F2; b) Sobrarán 23.1 g de CCl4. (2.a) Se obtendrían 74.42 g de CCl2F2; b) Se obtendrían 94.15 g de SbCl3 76.- Uno de los procesos industriales para obtener sosa cáustica, emplea una disolución de carbonato de sodio al 20% en masa y densidad 1.2 g/mL, además Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES de hidróxido de calcio (lechada de cal) en exceso. La ecuación que representa este proceso es: Na2CO3 + Ca(OH)2  2NaOH + CaCO3 a) ¿Cuál de los reactivos es el limitante? b) ¿Cuántos litros de disolución de NaOH (12% en masa y densidad 1.13 g/mL) se obtienen cuando se utilizan 100 L de la disolución de carbonato de sodio? c) ¿Cuántos gramos de NaOH puros contienen los litros de disolución de NaOH del inciso anterior? d) ¿Cuál es el rendimiento del proceso si solo se obtienen 20 kg de carbonato de calcio? (considera los datos del inciso “b”) 78.- El bifenilo se obtiene según la reacción de Ullmann entre el yoduro de fenilo y cobre según la reacción: 2C6H5I + Cu  C5H5-C6H5 + I2Cu a) ¿Cuántos gramos de yoduro de fenilo y de cobre deben emplearse para obtener 40 g de bifenilo suponiendo que el rendimiento fuera cuantitativo? b) Si partimos de 204 g de yoduro de fenilo y 63.5 g de cobre, ¿cuánto puede obtenerse como máximo de bifenilo? ¿Qué reactivo sobrará y qué cantidad? ¿Cuál será el rendimiento si en realidad se obtienen 50 g de bifenilo? Rta: a) Se necesitan 100.7 g de yoduro de fenilo y 16.51 g de cobre. b) Se podrán obtener como máximo 77 g de bifenilo y sobrarán 31.7 g de cobre. 79.- El nitrato de potasio usado como fertilizante se obtiene industrialmente por la reacción: KCl + NaNO3  KNO3 + NaCl Si se agregan 80 kg de KCl sólido de 98.5% de pureza a 200 L de disolución caliente de nitrato de sodio (densidad 1.256 g/mL y 35% en masa) a) ¿Cuál de los reactivos es el limitante? b) En el proceso se separa primero una disolución concentrada de NaCl (densidad 1.1697 y 24% en masa). ¿Cuántos litros de disolución se obtienen? c) ¿Cuántos gramos de NaCl puros se encuentran en el volumen del inciso anterior? d) Al enfriar la disolución cristalizan 75 kg de KNO3 puro. ¿Cuál es el rendimiento o eficiencia del proceso? 80.- Qué se puede afirmar cuando se queman 120 g de carbono para dar CO2: a) 10 moles de C reaccionan con 10 moles de O2 para dar 20 moles de CO2. b) Se necesitan 160 g de O2. c) Se obtienen 440 g de CO2. d) El gas obtenido, en CN, ocupa un volúmen de 448 L. Rta: (c) 81.- Calcular la fórmula molecular de una sustancia formada por C, H y N sabiendo que 0.067 g de ella ocupan 63 mL a 37ºC y 1 atm. Por otra parte se sabe que al quemar 0.216 g de la misma se obtienen 0.072 g de agua y 0.351 g de CO2. Así mismo 0.136 g de la sustancia producen 56.2 mL de nitrógeno medidos en condiciones normales. Rta: HCN 82.- Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2, se produce hidróxido cálcico y acetileno (etino). a) Ajuste la reacción química que tiene lugar. b) Calcule cuántos Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES gramos de agua son necesarios para obtener 2 L de acetileno a 27ºC y 760 mmHg. Rta: a) CaC2 + 2H2O  Ca(OH)2 + C2H2; b) 2.92 g 83.- ¿Cuántos litros de hidrógeno medidos a 750 mmHg y 30ºC se pueden obtener atacando 75 g de Zn metálico del 90% de riqueza (impurezas inertes) con ácido sulfúrico? Rta: 25.9 L 84.- Calcule el volumen de oxígeno en condiciones normales necesario para la combustión de: a) 10 L de etano; b) 10 L de acetileno. Rta: a) 34.49 L; b) 24.64 L 85.- La azida de sodio NaN3 se usa en el airbag (bolsas de aire de seguridad) de algunos automóviles. El impacto de una colisión desencadena la descomposición del NaN3 de la siguiente manera: 2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) El nitrógeno gaseoso producido infla rápidamente la bolsa que se encuentra entre el conductor y el volante. Calcular el volumen de nitrógeno generado a 21ºC y 823 torr por la descomposición de 60 g de NaN3. Rta: 30.8 L. 86.- Una de las maneras de eliminar el NO en las emisiones de humos es hacerle reaccionar con amoníaco: 4NH3(g) + 6NO(g)  5N2 + 6H2O A) Suponiendo que el rendimiento de la reacción sea del 100%: a) ¿Cuántos litros de N2 medidos en condiciones normales se obtendrán a partir de 17 g de NH3?; b) ¿Cuántos gramos de nitrógeno y de agua se obtendrán a partir de 180 g de NO y 180 g de NH3? B) Si partiendo de 68 g de NH3 se obtienen 68 g de H2O: (a) ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? (b) ¿Cuántos gramos de N2 se obtendrán? Rta: A: a) 28 L de N2; b) Se obtienen 140 g de N2 y 108 g de H2O. B: a) Rendimiento: 63%; b) Se obtendrían 88.2 g 87.- Se tienen dos depósitos de vidrio cerrados y con el mismo volumen, uno de ellos contiene hidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Discuta cuál tiene el mayor No de moléculas, No de moles y masa en gramos de cada gas. Rta: Igual No de moles y moléculas ya que tienen igual P, V y T porque n= PV/RT. Sin embargo el recipiente de dióxido de carbono tiene mayor masa, ya que este gas posee mayor masa molecular. 88.- Un recipiente de 20 mL contiene nitrógeno a 25ºC y 0.8 atm y otro de 50 mL helio a 25ºC y 0.4 atm. Calcular: a) El No de moles, moléculas y átomos de cada recipiente. b) Si se conectan los dos recipientes a través de un tubo capilar, ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión total? c) Concentración de cada gas en la mezcla y expresarla en fracción molar y en porcentaje en masa. Rta: a) N2: 6.5x10−4 moles; 3.9x1020 moléculas y 7.8x1020 átomos; He: 8.2x10−4 moles, 4.9x1020 moléculas e igual No de átomos por ser monoatómico. Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES b) Presiones parciales: del N2: 0.23 atm; del He: 0.28 atm; Presión total: 0.51 atm. c) XN: 0.44; XHe: 0.56; %N2: 85.4%; %He: 15.6% 89.- Escribir y ajustar la reacción de la combustión completa (hasta CO2 y agua) de un hidrocarburo de fórmula C10H8. Si se queman según dicha reacción 276 g del hidrocarburo, a) calcular los moles de oxígeno que se consumen; b) determinar el volumen de aire (medido a 1 atm y 25ºC) necesario para dicha combustión. (Considere que el aire tiene una concentración de oxígeno del 21 % en volumen). 90.- El éter etílico a 20ºC ejerce una presión de vapor de 442 mmHg. Calcular la composición de una muestra gaseosa de nitrógeno saturada totalmente con vapor de éter a 20ºC y 745 mmHg, expresada en a) Porcentaje en volumen; b) Porcentaje en masa. Rta: a) %Volumen: 59.3 de éter etílico y 40.7 de nitrógeno. b) % Masa: 79.38 de éter etílico y 20.6 de nitrógeno 91.- Puede obtenerse metano a partir de carburo de aluminio, tratándolo con agua. Si la presión de vapor del agua a 16ºC es de 13.60 mmHg y suponiendo pérdidas en el proceso de 1.8%. ¿Cuántos litros de gas metano recogido sobre agua a 16ºC y 736 mmHg de presión podrán obtenerse a partir de 3.2 g de carburo de 91.30% en masa de riqueza. Rta: 1.49 L 92.- En una reacción química se recogen 52.2 cm3 de metano sobre agua a 20ºC y 752 mmHg. Calcular los gramos de metano recogidos. La presión de vapor del agua a 20ºC es de 17.5 mmHg. 93.- El níquel metálico reacciona con ácido sulfúrico desprendiendo hidrógeno y formándose sulfato de níquel II. a) Si se hacen reaccionar 3.00 g de un níquel del 70.4% de pureza, ¿qué volumen de sulfúrico 18.0 M será necesario? b) Calcular el volumen de hidrógeno, medido a 25ºC y 1 atm, que se desprende al reaccionar 20 g de níquel con exceso de ácido sulfúrico. 94.- Una muestra de 7.33 g de cloruro de bario dihidratado puro, se disuelve en agua, añadiéndosele después con una bureta disolución valorada de ácido sulfúrico. Esta última disolución tiene una concentración de 60% de riqueza en masa y una densidad de 1.5 g/mL. Halle: a) La reacción que tiene lugar. Rta: a) BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCl; b) La molaridad de la disolución de ácido sulfúrico. Rta: b) 9.18 M; c) El volumen de ésta, en mL, que se consumirá en la precipitación de todo el ión Ba+2 contenidos en la muestra. Rta: c) 3.27 mL. 95.- Un ácido clorhídrico comercial contiene un 37% en masa de ácido, con una densidad de 1.19 g/mL. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse a 20 mL de este ácido para que la disolución resultante sea 1 M? Rta: 220 mL Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 96.- Se dispone de una mezcla de 3.5 g de NaCl y 4.2 g de CaCl2 a la que se añade disolución 0.5 N de nitrato de plata hasta precipitación total. Calcular: a) Peso de precipitado, lavado y seco, que se obtendrá. Rta: 19.5 g. b) Cantidad mínima de disolución precipitante que habrá que añadir. Rta: 272 mL 97.- Se toman 200 mL de una disolución de MgCl2 de concentración 2 N y se mezclan con 400 mL de otra de la misma sustancia de concentración 2.5 M. Se añade al conjunto finalmente 100 mL de agua. ¿Cuál es la normalidad resultante si se supone por esta vez que los volúmenes son aditivos? Rta: 3.43N 98.- ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 50ºC y 1.2 atm de presión se obtiene al añadir 75 mL de HCl, 0.5 M, a 10 g de Al? Rta: 0.414 L. 99.- Se trata un exceso de NaOH en disolución con 1.12 L de cloruro de hidrógeno gaseoso medidos a 30ºC y 820 mmHg. Calcular: a) Masa de NaCl obtenido, supuesta la reacción completa. Rta: 2.8 g; b) A la disolución anterior se le añade nitrato de plata de concentración 0.5 N. Diga si se forma algún precipitado y qué cantidad. Rta: Se forman 6.9 g de AgCl. 100.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de manganeso + ácido clorhídrico  cloruro de manganeso(II) + agua + cloro molecular. Calcular: a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 L de cloro medidos a 15ºC y 720 mmHg. Rta: 347.6 g b) El volumen de ácido clorhídrico 0.2 M que habrá que usar. Rta: 8 L. 101.- En un análisis cuantitativo se utilizan 17.1 mL de Na2S2O3, 0.1N para que reaccione todo el yodo que se encuentra en una muestra que tiene una masa de 0.376 g. Si la reacción que se lleva a cabo es: I2 + 2Na2S2O3  2NaI + Na2S4O6 ¿Cuál es la pureza del yodo en la muestra? 102.- Un mineral de caliza se hace reaccionar con 75 mL de una disolución 2 N de ac. clorhídrico, comprobándose que son atacados por el ácido 15 g de mineral. ¿Cuál será la riqueza en carbonato cálcico del citado mineral? C:12; Cl:35.5; O:16; Ca:40; H:1. Rta: 70% 103.- Se quiere determinar la pureza en carbonato cálcico de un mineral de caliza, para lo cual 5 g de mineral se disuelven en 325 mL de una disolución de HCl, 0.2 N, quedando exceso de ácido. El ácido sobrante se valora con NaOH, 0.05 N, del que se gastan 75 mL. Conocidos los pesos atómicos Ca:40; Na:23; O:16; C:12; H:1. Señale cuál es la riqueza en carbonato cálcico del mineral. Rta: 60% 104.- Se disuelven 2.50 g de hidróxido sódico en agua hasta completar 500 mL de disolución. Calcular la molaridad. Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 105.- Se prepara una disolución de ácido clorhídrico tomando 21.5 mL del ácido comercial y disolviendo en agua hasta un volumen total de 250 mL. El clorhídrico comercial utilizado es del 36% de riqueza y 1.18 g/cm3 de densidad. Calcular la concentración de la disolución resultante en gramos por litro y en molaridad. 106.- Una disolución de acetona en agua presenta una densidad de 0.99 g/cm3. Si se sabe que contiene 8.00 g de acetona por 100 mL de disolución. Calcular la concentración expresada en porcentaje en masa, gramos por litro y molaridad. ¿Qué volumen de disolución contendrá 1 mol de acetona? 107.- Se disuelven 2.00 mol de glicerina (propanotriol) en 1000 g de agua, resultando que cada mL de la disolución tiene una masa de 1.12 g. Calcular molaridad, fracción en masa (en porcentaje de glicerina) y concentración en g/L. 108.- ¿Qué volúmenes (CN) de anhídrido carbónico pueden obtenerse por la acción del ácido clorhídrico sobre 100 g de: a) carbonato sódico, b) carbonato cálcico, c) bicarbonato cálcico? 109.- ¿Qué volumen de una disolución 0.225 M de nitrato sódico hemos de tomar para tener 5.00 g de soluto? 110.- ¿Cuántos kilogramos de un hidróxido sódico que contiene un 12.0% de impurezas y humedad se necesitan para preparar 60 L de una disolución 0.50 M? 111.- Se dispone de una disolución 0.200 M de nitrato de níquel (II) hexahidrato. ¿Qué volumen de la misma hemos de tomar para tener 500 mg de ion Ni+2? 112.- Para neutralizar completamente 1.24 g de carbonato cálcico puro se necesitan 48.4 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico. Calcular la concentración molar del ácido. 113.- ¿Cuántos gramos de NaOH húmeda se necesitan pesar para preparar 250 mL de una solución 1.5 M? La sosa contiene 10% en masa de agua. 114.- Para preparar 8 L de una disolución de KNO3 al 20% en masa y una densidad de 1.13 g/mL a 20ºC. La densidad del agua es de 1 g/mL. a) ¿Qué volumen de agua y masa de nitrato de potasio se necesita mezclar? b) Cuál es la molaridad y cuál es la molalidad de la disolución preparada? c) ¿Cuál es la fracción molar del soluto en esta disolución? d) ¿En cuántos mL de la disolución hay 0.0025 moles de nitrato de potasio? 115.- Calcule el volumen de H2SO4 que se necesita para preparar 300 mL de una solución 0.75N. Considere que la densidad del H2SO4 es de 1.4 g/mL y 80% de pureza.


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 116.- Se tomaron 5 mL de H2SO4 y se aforaron hasta un volumen final de 500 mL. Considerando una densidad de 1.8 g/mL y 90% de pureza, calcule la concentración de la solución en % m/m, molaridad y normalidad. 117.- Completa la siguiente tabla para disoluciones acuosas de ácido sulfúrico.

118.- Se preparan dos disoluciones “X” y “Z”. “X”: 6.00 g de metanol en 1 kg de agua. “Z” 6.00 g de metanol en 1 kg de tetracloruro de carbono. A 20ºC la densidad de la disolución “Z” es mayor que la densidad de la disolución “X”. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones relativas a estas disoluciones son ciertas? (efectúa los cálculos necesarios). a) Las disoluciones “X” y “Z” tienen la misma molaridad. b) Ambas disoluciones tienen la misma molalidad. c) Las fracciones molares del metanol en “X” y “Z” son iguales. d) El % en masa de metanol es igual en “X” que en “Z”. 119.- Se tienen 160 g de una solución de NaCl al 11.25% m/m. La solución tiene una densidad de 1.33 g/mL. Calcule: a) Molaridad b) Molalidad c) %m/V d) Volumen de la solución. 120.- Dos disoluciones acuosas “X” y “Z” de nitrato de calcio presentan una concentración diferente. a) ¿Cuántos gramos de nitrato de calcio puro hay en 200 mL de la disolución “X”?. Se sabe que la densidad y él % en masa para esta disolución son 1.1636 g/mL y 20% respectivamente. b) ¿Cuál es la densidad, % en masa, molalidad y molaridad de la disolución “Z”?. Se sabe que 400 mL de esa disolución tienen una masa de 504 g y que por cada kg de disolvente hay 2.61 moles de nitrato de calcio. 121.- En 1 L de una solución hay 200 g del soluto “X”. Si la solución contiene 18% en masa de “X”, ¿Cuál es la densidad de la disolución expresada en g/mL? 122.- Se disuelven 3 g de nitrato de sodio en agua hasta llegar a 250 mL de disolución. La densidad de esta disolución es igual a 1.12 g/mL. Determina la concentración: a) Molar b) Normal c) En porcentaje en masa d) Molal 123.- Una solución de H2SO4 que contiene 487.6 g de H2SO4 por cada litro de solución tiene una densidad de 1.329 g/mL. Calcule: a) La molaridad b) La molalidad c) La normalidad d) ¿Qué volumen de la solución anterior se debe tomar para preparar 100 mL de una solución 0.1M? Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 124.- Se desean preparar 3 L de una disolución de un suero que contiene glucosa a una concentración 2.5 molar. Explica cómo debe prepararse esta disolución. 125.- Complete el siguiente cuadro. Incluya los cálculos realizados.

126.- De los siguientes enunciados, indique cuáles son falsas (F) y cuáles son verdaderas (V). Justifique su respuesta anexando los cálculos realizados. a) Si se tiene una solución con una concentración 25% m/m, eso quiere decir que se tuvo que disolver una masa de 25 g del soluto en 100 mL del disolvente (suponga que el disolvente es agua). b) Si se pesaron 0.7 g de NaCl y se disolvieron en 100 mL de agua, la concentración de la solución es de 0.7% m/v. c) Se pesaron 14.8 g de acetato de sodio y se disolvieron en 125 mL de agua, por lo tanto tenemos una concentración de 11.84% v/v y de 10.59% m/v. d) Se disolvieron 25 mL de un soluto que tiene una densidad de 1.25 g/mL en 200 mL de agua. La concentración es de 15.61% v/v y de 18.5 m/me) Se disolvieron 3 g de un compuesto líquido que tiene una densidad de 1.31 g/mL en 25 mL de agua. Su concentración es de 9.15 v/v. f) Para calcular la concentración porcentual no es necesario conocer la masa molar del soluto. 127.- Completa el siguiente cuadro:

128.- Si se tienen 2 mL de disolución de tiosulfato de sodio 1M y se gastaron para titularlo, el mismo número de mL de yodo ¿Qué normalidad tiene este reactivo? 2Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + 2NaI 129.- Si se tiene la siguiente reacción ácido base: NaHCO3 + HCl  NaCl + H2O + CO2 Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES Halle los volúmenes de HCl, 0.2 M se requieren para titular las siguientes cantidades de bicarbonato: a) 10 mL, 0.2 M; b) 5 mL, 0.2 N; c) 5 mL, al 1% 130.- Si con una pipeta tomas 1 mL de permanganato de potasio 0.1M y lo llevas a un volumen de 1 L. ¿Cuál es la concentración de esta disolución? Si de la disolución anterior pipeteó 10 mL y con agua aforas a 100 mL en un matraz aforado ¿Qué concentración obtendrá? ¿Cuántas moles hay en 1 mL de la disolución final? 131.- Para la siguiente reacción redox: K2Cr207 + HCl  KCl + CrCl3 + H2O + Cl2 a) Balancéala por ion electrón. b) Indica cuántos equivalentes por mol están involucrados en el dicromato y cuántos en el ácido. c) Como prepararías 1 L de disolución 0.1N de dicromato y a qué concentración molar equivale. d) Si reaccionan 10 mL de HCl concentrado (12 M) con la cantidad estequiométrica de dicromato, ¿Cuántas moles del cloro a condiciones normales vas a obtener y a qué volumen corresponden? 132.- ¿Qué disolución es más concentrada?: a) Una disolución 1 M de tiosulfato o una 0.1 M. b) Una disolución 1 M de tiosulfato de sodio o una 1 N. c) Una disolución 0.1 M o una 0.5 N de KMnO4 en una reacción de oxido reducción en medio ácido. d) Una disolución 1 M y una 1 N de ácido sulfúrico. 133.- Qué diferencia existe entre una disolución 1 N de dicromato de potasio utilizada en una reacción de óxido reducción (pregunta 20) y otra de igual concentración utilizada en reacciones de doble sustitución en que no hay cambio en el estado de oxidación ¿Cuál de ellas es más concentrada? ¿Qué molaridad tiene cada una de ellas? 134.- Se tiene la siguiente reacción. Balancear por método ion electrón: KMnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + KOH a) ¿Cuántos electrones por mol intercambia el permanganato y cuántos el sulfito de sodio? b) Una solución 0.2M de permanganato ¿Qué concentración normal tiene? c) ¿Qué diferencia hay entre una disolución 1N de permanganato utilizada en esta reacción y una de igual concentración utilizada en la reacción del permanganato con agua oxigenada en medio ácido? ¿Cuál de ellas es más concentrada? ¿A qué concentración molar corresponde cada una de ellas? 135.- ¿Cuál es el volumen de agua destilada que debe añadirse a 50 mL de ácido fosfórico 0.1M, para que la concentración final de la nueva disolución sea 0.1N? Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 136.- Se tiene una solución X de HNO3 que tiene una densidad de 1.42 g/mL y una pureza del 70%. a) Calcula la molaridad de la solución X. b) De la solución X se tomaron 5 mL y se llevaron a un volumen final de 500 mL. Calcula la concentración de la nueva solución. c) Se requieren preparar 100 mL de una solución 0.6 M a partir de la solución X. Calcule el volumen necesario para obtener la concentración deseada. 137.- Se desea preparar una solución 0.2 M de NaOH, sin embargo sólo se tienen dos matraces aforados de 50 mL y una pipeta graduada de 10 mL, así como 2 g de NaOH que había sido pesado previamente y no se cuenta con una balanza para pesar una menor cantidad de NaOH. Diga como preparar la solución 0.1 M de sosa en las condiciones anteriores. 138.- Se mezclan 200 cm3 de una disolución 3 M de H2SO4 con 400 cm3 de otra 0.2 N del mismo ácido. ¿Qué cantidad de agua se debe añadir a la solución resultante para que sea 0.1 N? Usar S:32; O:16; H:1. Rta: 12.2 139.- Para preparar la solución A se pesa 1 g de NaOH y se afora hasta un volumen final de 20 mL. Para preparar la solución B se tomaron 10 mL de la solución A y se llevan a un volumen final de 25 mL. Para preparar la solución C se toman 10 mL de la solución B y se llevan a un volumen final de 25mL. Calcule la concentración de las soluciones A, B y C. 140.- Se tiene una solución A de HCl que tiene una densidad de 1.18 g/mL y una pureza del 37%. a) Calcula la molaridad de la solución A. b) De la solución A se tomaron 16 mL y se llevaron a un volumen final de 0.25 L. Calcula la concentración de la nueva solución. c) Se requieren preparar 250 mL de una solución 0.75 M a partir de la solución A. Calcule el volumen necesario para obtener la concentración deseada. 141.- Si se ordenan las concentraciones 5M, 5N y 5% de una sustancia el resultado es: a) 5M<5N<5% b) 5M≤ 5N≤5% c) 5%≥5M≥5N d) 5%<5M≤5N e) Ninguna de las anteriores 142.- La concentración molar de una sustancia puede ser: a) Mayor a su concentración normal b) Igual a su concentración normal c) Mayor o igual a su concentración normal d) Menor que su concentración normal e) Ninguna de las anteriores. 143.- Señale el volumen de H2SO4 conc. de 1.84 g/cm3 de densidad y 98% de riqueza en peso necesario para prepara 100 mL de disolución 2N. Rta: b) Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 144.- El número de equivalentes para una sustancia se obtiene de: a) El tipo de reacción en la que esté involucrada. b) El número de partículas intercambiadas, de la reacción en la que esté y del estado físico de la sustancia. c) El coeficiente estequiométrico de la sustancia en la reacción en la que está involucrada. d) El número de partículas intercambiadas en la reacción y la molaridad. e) Ninguna de las anteriores. 145.- Las diluciones 10:100, 2.5:25.0, 50:500 son: a) Todas de la misma molaridad b) Todas diluciones 1:10 c) Todas de la misma estequiometría d) Todas las anteriores e) Ninguna de las anteriores 146.- El uso en una titulación de la expresión: M1(#equ 1)V1 = M1(#eq 1) V2 es: a) Siempre válida b) Válida para una estequiometría 1:1 c) Dependiente de los coeficientes estequiométricos de la reacción d) Válida para molaridades iguales e) Ninguna de las anteriores. 147.- El hecho de emplear en la titulación un volumen igual al de la muestra implica: a) Que la estequiometría de la reacción es 1:1 b) Que las disoluciones son molares c) Que en ambos volúmenes están contenidos el mismo número de moles d) Que las disoluciones son normales y de la misma concentración e) Que las disoluciones son porcentuales peso/volumen 148.- La reacción: 2Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + NaI a) Está balanceada b) No se lleva a cabo c) Solo se lleva a cabo en medio ácido d) No se puede balancear e) Ninguna de las anteriores 149.- El frasco con la etiqueta “ácido clorhídrico concentrado” del laboratorio contiene 12 moles de HCl por litro de disolución. ¿Cuántos moles de HCl hay en 25 mL de dicha disolución? ¿Qué volumen de este ácido concentrado se debe tomar para preparar 500 mL de una disolución 1M de HCl? ¿Cuál será el pH de dicha disolución? a) Molaridad: 12M; b) Volumen de ácido: 42 mL; c) pH=0


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 150.- Calcular la concentración en porcentaje en masa de una disolución de clorato potásico, sabiendo que al evaporar 20 mL de la misma que pesaban 21 g se ha obtenido un residuo de KClO3 de 1.45 g. ¿Cuál será la concentración molar y molal de dicha disolución? Rta: molaridad del clorato potásico: 0.6 M; molalidad: 0.613 m 151.- Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 98% de riqueza y de densidad 1.84 g/cm3. Calcular: a) La molaridad. b) la molalidad. c) El volumen de ácido concentrado que se necesita para preparar 100 mL de disolución al 20% en masa y densidad 1.14 g/cm3. Rta: a) 18.4 M; b) 500 m; c) 12.7 cm3. 152.- ¿Cuál es la concentración de K+, Al+3 y SO42 en una disolución 0.01 M? Considerar disociación completa. Rta: [K+] = 0.01M; [Al+3] = 0.01M; [SO42 ] = 0.02M 153.- La densidad de una disolución de ácido nítrico del 32% en masa es de 1.19 g/mL. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico puro están presentes en 250 mL de disolución? ¿Cuántos moles de ácido nítrico hay en este volumen de disolución? ¿Cuál es la molaridad de dicha disolución? ¿Qué volumen se necesitará de esta disolución para preparar 0.5 L de ácido nítrico 0.2 M? ¿Y para preparar una disolución de ac. nítrico al 12% en masa, cuya densidad sería 1.069 g/mL? Rta: a) 95.29 g de ác. nítrico; b) 1.5 moles; c) 6 M; d) 1.6 mL; e) 0.339 L 154.- Se disuelven 7.46 g de cloruro potásico, 1.4625 g de cloruro sódico y 3.4840 g de sulfato potásico en agua hasta obtener un volumen total de disolución de 500 mL. Suponiendo que todas las sales se disocian totalmente, ¿cuál será la concentración de cada uno de los iones en la disolución final? Rta: [K+] = 0.28 M; [Cl‾] = 0.25 M; [Na+] = 0.05 M; [SO42 ] = 0.04 M 155.- Reacciona completamente 1 g de un determinado metal con ácido sulfúrico diluido. En la reacción se desprende hidrógeno recogido sobre agua y ocupa un volumen de 390 cm3 a 25ºC y 745 mmHg. El ácido sulfúrico diluido, se preparó a partir de uno comercial de densidad 1.84 g/cm3 y en riqueza del 91% en masa. Calcular: a) La molaridad del ácido sulfúrico comercial. Rta: 17 M b) El volumen de ácido comercial que será necesario para preparar 1 litro de ácido sulfúrico 0.5 N. Rta: 14.7 mL c) El peso equivalente del metal. Presión de vapor del agua a 25ºC es 23.8 mmHg. Rta: 33.6 g/eq 156.- Considere la reacción entre el nitrato de plomo y el cromato de potasio y conteste las siguientes preguntas: Pb(207.19), Cr(52), K(39), O(16), N(14). a) ¿Qué volumen de cromato de potasio 0.1 M se debe agregar a 10 mL de nitrato de plomo, 0.2 M, para que precipite cuantitativamente el plomo presente?


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES b) ¿Qué concentración tiene una solución de nitrato de plomo, si al agregar cromato de potasio en exceso a 10 mL de dicha solución se obtienen 0.323 g de cromato de plomo (II)? c) ¿Qué cantidad de cromato de potasio se debe disolver en 100 mL de agua, para que al agregar 15 mL de solución a 20 mL de nitrato de plomo 0.1M se obtenga una masa total de 0.485 g de cromato de plomo (II)? d) ¿Cuál es el rendimiento de la reacción, si al agregar 10 mL de solución 0.2 M de nitrato de plomo a 20 mL de solución 0.1 M de cromato de potasio se obtienen 0.52 g de precipitado? 157.- Indique la propuesta verdadera entre las citadas: a) La concentración de una disolución es independiente de la cantidad de disolución que se considere. Se puede tomar una gota o un litro, pero la concentración será, en ambos casos, la misma. Rta: (a) b) La molaridad de una disolución que contiene 0.60 moles de soluto en 600 mL es 1.0x103 M c) En 16 L de una disolución 0.10 M hay 6.25x1023 moles de soluto d) El valor de la concentración en g/L de un ác. clorhídrico, 0.1M es 2.74x103 g/L. a) Cierta. b) Falsa. M = 0.6 moles/0.6 L = 1 M. c) Falsa. (0.10 moles/L)(16 L) = 1.6 moles. d) Falsa. 0.1 M = (0.1 moles HCl/L)(36.5 g HCl/mol HCl) = 3.65 g/L. 158.- En el laboratorio se prepara una disolución (a la que llamaremos disolución A) pesando 5 g de cromato de potasio y agregándole agua hasta llegar a 1 L de disolución. De esta disolución A, se toma una alícuota de 100 mL y se coloca en un matraz aforado de 250 mL, agregándole agua hasta la marca de aforo (disolución B). Finalmente, de la disolución B se toma una alícuota de 25 mL y se coloca en un vaso de precipitado. a) ¿Cuál es la concentración molar de la disolución A? b) ¿Cuál es la concentración normal de la disolución B? c) ¿Cuál es la concentración en porcentaje en peso de la disolución A? d) ¿Cuántos moles de cromato de potasio hay en la disolución A, en la disolución B y en el vaso de precipitado donde se colocó la alícuota final? e) ¿Cuál es la concentración molar de la disolución que se encuentra en el vaso de precipitado que contiene la alícuota final?

Prof. JOSE HIDALGO RODRIGUEZ


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES PROBLEMAS RESUELTOS DE ESTEQUIOMETRIA 1. El cinc, como el cobre, se presenta en forma de sulfuro. La formula del mineral conocido como blenda de cinc es ZnS. Cuando el ZnS(s) se calienta con oxigeno, ocurre una reacción similar a la siguiente: CuS(s) + O2(g)  Cu(s) + SO2(g) Sin embargo, el producto sólido es un oxido (ZnO), en lugar del metal. ¿Cuántos gramos de SO2 se forman a partir de 1.0 kg de mineral que contiene 22% ZnS? 2ZnS + 3O2  2ZnO + 2SO2 1000 g  100% x g  22%

x = 220 g ZnS

97.4 g ZnS  64 g SO2 220 ,, ,,  x

x = 144.56 g SO2

2. Un mineral de caliza se hace reaccionar con 75 mL de una disolución 2N de HCl, comprobándose que son atacados por el ácido 15 g de mineral. ¿Cual será la riqueza en carbonato cálcico del citado mineral? C: 12; Cl: 35.5; O: 16; Ca: 40; H: 1. Propuestas: a) 40%; b) 50%; c) 60%; d) 70% Rta. d) SOLUCION: No eq HCl = (0.075 L HCl)(2 eq/mol HCl) = 0.150 eq HCl, Los cuales reaccionan con otros tantos 0.150 eq de CaCO3, que equivalen a 0.075 moles de CaCO3 (0.075 mol CaCO3)(100 g de CaCO3/1 mol CaCO3) = 7.5 g CaCO3 en 15 g de mineral  50% 3. Considere la siguiente reacción: 2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(aq) + H2O(ℓ) Suponga que se mezclan 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán? 1o) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:  1mol    37.42 moles NH3  17.03 g 

 637.2 g NH3  

 1mol    25.95 moles CO2  44.01g 

1142 g CO2  

2o) 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 Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 3o) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad:  1mol (NH2 )2 CO    18.71moles (NH2 )2 CO  2 moles NH3 

 37.42 moles NH3  

 1mol (NH2 )2 CO    25.95 moles (NH2 )2 CO 1mol CO  2 

 25.95 moles CO2  

4o) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.71 moles de urea. 5o) Y ahora hacemos la conversión a gramos:  60.06 g (NH2 )2 CO    1124 g (NH2 )2 CO  1mol (NH2 )2 CO 

18.71moles (NH2 )2 CO 

4. La transformación de una mena de ilmenita (FeTiO3) en TiCl4, se lleva a cavo cuando se calienta con carbono y cloro, produciendo además cloruro de hierro III y monóxido de carbono. Si se tiene 20 Tn de mena que contiene 20% de impurezas, calcule la masa de TiCl4 que se puede producir. Calcule el porcentaje en masa del titanio en la ilmenita. SOLUCION: 2FeTiO3 + 6C(s) + 7Cl2(g)  2TiCl4 + FeCl3 + 6CO(g) 20 Tn mena  100% x Tn FeTiO3  80% (puro)

x = 16 Tn FeTiO3



1mol FeTiO3  1mol TiCl4  197.65 Tn TiCl4      20.8 Tn TiCl4  151.75 Tn FeTiO3  1mol FeTiO3   1mol TiCl4 

a) 16 Tn FeTiO3  b)

157.75 uma FeTiO3  100% 47.9 uma Ti  x x = 31.56 uma Ti 5. Se adiciona una carga de 2x104 kg de material que contiene 12% de CuS2 y 7% de FeS a un convertidor y se oxida. ¿Qué masa de SO2(g) se forma? SOLUCION: Cu2S(s) + 2O2(g)  2CuO(s) + SO2(g) 2FeS(s) + 3O2(g)  2FeO(s) + 2SO2(g) 2x104 kg de mineral  100% x kg Cu2S  12% Prof. José Hidalgo Rodríguez

2x104 kg de mineral  100% x kg FeS  7% 22

x = 2400 kg Cu2S

ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES x = 1400 kg FeS

1400 kg FeS x 1mol FeS x 2mol SO2 x 64kg SO2 = 1019.92kg SO2 87.85 kg FeS 2mol FeS 1mol SO2 2400kg CuS2 x 1 mol CuS2 x 1 mol SO2 x 64 kg SO2 = 1204.7 kg SO2 127.5kg CuS2 1 mol Cu2S 1 mol SO2 1019.92 kg SO2 + 1204.7 kg SO2 = 1985.35 kg SO2 = 2224.62x103 g SO2 6. Puede obtenerse metano a partir de carburo de aluminio, tratándolo con agua. Si la presión de vapor del agua a 16ºC es de 13.6 mm y suponiendo pérdidas en el proceso de 1.8%. ¿Cuantos L de gas metano recogido sobre agua a 16ºC y 736 mm de presión podrán obtenerse a partir de 3.2 g de carburo de 91.30% en peso de riqueza. SOLUCION: Al4C3  3CH4 + 4Al(OH)3 (Al4C3 = alu en adelante) 3.2 g alu)(91.30 g alu puro/100 g alu) * (mol alu/144g alu)(3 mol CH4/mol alu) * 98.2 mol CH4 real/100 mol teor.) = 0.05977 moles CH4 = aprox 0.06 PV = nRT  V = (0.06 moles)(0.082 (atm.L/mol.K)(289 K)/((736 − 13.6)/760 atm) = 1.49 L

7. Los combustibles empleados en aviación son mezclas de hidrocarburos de distinta estructura. Suponiendo que la combustión de esta mezcla se consuma el mismo oxígeno que consume el octano en su combustión, ¿qué cantidad de CO2 desprenderá un motor al gastar 10000 kg de combustible? O:16; H:1; C: 12 a) 15438 kg b) 30877 kg c) 46315 kg d) 981.21 m3 (C.N.) Rpta: (b) SOLUCION: C8H18 +

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O2  8CO2 + 9H2O

(114 g C8H18)/(8x44 g CO2) = 104 kg C8H18/x  x = 30877.19 kg. 8. El sulfato de cinc contiene azufre, oxígeno y cinc en la relación 1: 1.99: 2.04. Se dispone de un mineral de cinc con un 8.53% de riqueza ¿Cuánto sulfato de cinc podrá preparase con 10 g del citado mineral? Propuestas: a) 40.56 g b) 39.56 g c) 21.03 g d) 19.88 g Rpta: c) SOLUCION: Zn:S:O 2.04: 1:1.99 En 100 g de mineral(8.53 g Zn)/(100 g mineral) = 8.53 g Zn 8.53 g Zn *(1 g S/(2.04 g Zn) = 4.18 g S reaccionan con Zn 8.53 g Zn*(1.99 g O/2-04 g Zn) = 8.32 g O reaccionan con Zn Masa de ZnSO4 que podrá preparase: 8.53 g + 4.18 g + 8.32 g = 21.03 g ZnSO4 Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 9. Se quiere determinar la pureza en carbonato cálcico de un mineral de caliza, para lo cual 5 g de mineral se disuelven en 325 mL de una disolución de HCl 0.2 N, quedando exceso de ácido. El ácido sobrante se valora con NaOH 0.05 N, del que se gastan 75 mL. Conocidos los pesos atómicos Ca: 40; Na: 23; O: 16; C: 12; H: 1, señale cuál es la riqueza en carbonato cálcico del mineral. Propuestas: a) 60% b) 70% c) 80% d) 90% Rpta: (a) SOLUCION: CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + CO2 + H2O No eq HCl añadidos = (0.325 L)(0.2 eq HCl/L) = 0.065 eq HCl No eq NaOH = (0.075 L)(0.05 eq NaOH/L) = (3.75x103 eq NaOH = eq HCl exceso No eq HCl que reaccionan con la caliza = (0.065-3.75x103) eq HCl = 0.06125 eq HCl Cantidad de CaCO3 que reaccionó será = 0.0625 eq-g HCl*(eq-g CaCO3/eq-g HCl)*(mol CaCO3/2 eq-g CaCO3)*(100 g CaCO3/mol CaCO3) = 3.0625 g CaCO3 % CaCO3 en la muestra = 3.0625 g CaCO3/5.000 g muestra)*100 = 61.25% CaCO3 10. Una industria química de proceso continuo, fabrica 5 Tn/dia de ác. sulfúrico q. p. por tostación de pirita de un 75% de riqueza. El conjunto del proceso de fabricación tiene un rendimiento del 80%. ¿Cuál será el consumo por hora de mineral? (Fe: 55.8; S: 32; O: 16; H: 1). Propuestas: a) 168 kg b) 301 kg c) 212 kg d) 282 kg Rpta: (c) SOLUCION: Reacciones para obtener ác. sulfúrico a partir de pirita: 1) 4FeS2 + 11O2  8SO2 + 2Fe2O3 2) 2SO2 + O2  2SO3 3) SO3 + H2O  H2SO4 De las ecuaciones podemos deducir que 1 mol de FeS2 produce 2 moles de H2SO4 (5 Tn H2SO4)(106 g H2SO4/Tn H2SO4)(mol H2SO4/98 g H2SO4)(100/80)(mol FeS2/2 mol H2SO4)(119.8 g FeS2/mol FeS2)(100 g pirita/75 g FeS2)(kg pirita/103 g pirita) = (5093.54 kg pirita/dia)(dia/24 h) = 212 kg pirita/h 11. Se calcinan 1.02 g de una mezcla de CaCO3 y MgCO3 hasta su descomposición total a óxidos y dióxido de carbono. El residuo sólido resultante pesó 0.536 g. Calcular la composición de la mezcla. SOLUCIÓN: Si x = g de CaCO3; y = g de MgCO3 CaCO3  CaO + CO2 Prof. José Hidalgo Rodríguez



x + y = 1.02 g

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES Se obtienen los mismos moles de CaO que hay de CaCO3, es decir, x/100 MgCO3  MgO + CO2 Se obtienen los mismos moles de MgO que hay de MgCO3, es decir, y/84.3 Entonces: (x/100)(56) + (y/84.3)(40.3) = 0.536 De donde resolviendo el sistema: x = 0.59 g de CaCO3; y = 0.43 g de MgCO3) 12. Al tratar una muestra de 0.558 g de una aleación de cinc y aluminio con un ácido se recogieron 609 cm3 de hidrógeno sobre agua a 15ºC y 746 torr. Calcular la composición de la aleación. Presión de vapor del agua a 15ºC, 13 torr. SOLUCIÓN: x = g de Zn; y = g de Al; x + y = 0.558 Moles de H2 obtenidos en: x/65.4

Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2

Moles de H2 obtenidos en: (3/2)(y/27)

Al + 3HCl  AlCl3 + 3/2H2

Entonces: [(746 − 13)/760](0.609) = n(0.082)(288) De donde n = 0.0249 mol H2 x/65.4 + (3/2).(y/27) = 0.0249, resolviendo el sistema: Al (72.8%), Zn(27.2%) 13. Se queman 40 cm3 de una mezcla de metano y propano con oxigeno en exceso y se obtienen 100 cm3 de dióxido de carbono. Calcular la composición de la mezcla. SOLUCIÓN: x = litros de CH4; y = litros de C3H8; x + y = 0.04 CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O moles de CO2 obtenidos: x/22.4 C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O moles de CO2 obtenidos: 3(y/22.4) x/22.4 + 3(y/22.4) = 0.1/22.4 Resolviendo el sistema: 10 cm3 de metano y 30 cm3 de propano) 14. Por combustión de 2 L de una mezcla de etano y propano, inicialmente a 4 atm y 0ºC se consumieron 155 L de aire en C.N. Calcular la composición en % en masa de la mezcla. Composición del aire: 79% de nitrógeno y 21% de oxígeno. SOLUCIÓN: x = litros de etano; y = litros de propano; 2 L de mezcla a 4 atm y 0ºC son 8 L en C.N. por lo que x + y = 8; (7/2)x + 5y = (21/100)155; resolviendo el sistema: 52.86% etano y 47.14% propano)


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES PROBLEMAS RESUELTOS DE CONCENTRACIONES DE SOLUCIONES 1) Una muestra de cloruro de sodio, NaCl, que pesa 0.0678 g se coloca en un matraz volumétrico de 25.0 mL. ¿Cuál es la molaridad de la solución resultante?  1mol NaCl    0.00116 mol NaCl  58.5 g NaCl 

 0.0678 g NaCl  M

0.00116 mol NaCl  1000 mL     0.0464 mol L 25 mL  1L 

2) ¿Cuántos mililitros de NaCl, 0.163 M se requieren para obtener 0.0958 g de cloruro de sodio?   58.5 g NaCl  mol NaCl   1L      0.00954 g mL  0.163  L    1000 mL   1mol NaCl  

 1mL   10.04 mL  0.00954 g NaCl 

 0.0958 g NaCl 

3) ¿Cuántos moles de cloruro de sodio deben colocarse en un matraz volumétrico de 50 mL para obtener una disolución 0.15 M de NaCl? ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio son?  0.15 mol NaCl  58.5 g NaCl     0.4388 g  1000 mL  1mol NaCl 

 50 mL  

4) El ácido acético glacial, CH3COOH (HAc) tiene una concentración en % m/m igual a 99.5 y una densidad de 1.05 g/cm3. Determina la concentración molar, normal y % m/v de este ácido. M

1mol HAc  99.5 g HAc  1.05 g solc.  1000 mL       17.4125 mol L 60 g HAc  100 g solc.  1mL  1L 

N

1eq HAc  1mol HAc  99.5 g HAc  1.05 g solc.  1000 mL        17.4125 eq L 1mol HAc  60 g HAc  100 g solc.  1mL  1L 

%m V 

99.5 g HAc  1.05 g solc.    x100  104.475% 100 g disolución  1mL 

5) Una solución se preparó disolviendo 16.0 g de cloruro de calcio, CaCl2 en 72.0 g de agua, y tiene una densidad de 1.180 g/mL a 20C. ¿Cuál es el porcentaje m/m y cuál el porcentaje m/v? ¿Cuál es la molaridad de la disolución y cuál la molalidad? Masa de la disolución = 16 g CaCl2 + 72 g H2O = 88 g disolución


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES %m m 

16 g CaCl2 x100  18.18% 88 g solc.

%m V 

18.18 g CaCl2  1.18 g solc.    x100  21.454% 100 g solc.  1mL solc. 

M

1mol CaCl2  18.18 g CaCl2  1.18 g solc.  1000 mL       1.95 mol L 110 g CaCl2  100 g solc.  1mL  1L 

m

16 g CaCl2  1mol CaCl2   1000 g      2.02 mol kg 72 g H2O  110 g CaCl2   1kg 

6) Calcula la molaridad de una disolución de agua oxigenada, H2O2, si se requieren 36.44 mL de una disolución de permanganato de potasio, KMnO4, 0.01652 M para oxidar completamente 25 mL de agua oxigenada. 2MnO4 (aq) + 6H+(aq) + 5H2O2(aq)  2Mn+2(aq) +O2(g) + 8H2O(ℓ)

7) Un químico tituló 25.0 mL de NaOH, 0.20 M, con una disolución 0.50 N de H2SO4. ¿Cuántos mililitros de la disolución de ácido sulfúrico habrá que medir para obtener cuantitativamente la reacción? 2NaOH(aq) + H2SO4(aq)  Na2SO4(aq) + H2O(ℓ)

8) Señale el volumen de H2SO4 conc. de 1.84 g/cm3 de densidad y 98% de riqueza en masa necesario para prepara 100 mL de disolución 2N. Propuestas: a) 5.2 mL b) 5.4 mL c) 10.4 mL d) 10.8 mL Rpta: (b) 5.4 Ml SOLUCION: 1000 mL  1840 g 1840 g  100% x  98% Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES De donde: 1803.2 g H2SO4 Nº eq,g H2SO4 =  N1 

1803.2 g  36.8 eq.g 49 g

36.8 eq.g  36.8 eq L  36.8 meq mL 1L

Nº eq,g H2SO4 = N1V1 = (2 eq.g/L)(0.1 L) = 0.2 eq.g H2SO4 N1V1  N2 V2



V2 

N1V1 (2 meq mL)(200 mL)   5.43 mL N2 36.8 meq mL

9) Se mezclan 200 cm3 de una disolución 3M de H2SO4 con 400 cm3 y 0.2 N del mismo ácido. ¿Qué cantidad de agua se debe añadir a la solución resultante para que sea 0.1N? S: 32; O: 16; H: 1. a) 7.68L. b) 6.8L c) 16.1L d) 12.2L Rta: d) Nº eq-g de H2SO4 presentes en cada una de las disoluciones es: =200 mL(1L /1000 mL)(3 moles H2SO4/L)(2 eq-g/mol H2SO4) = 1.2 eq-g H2SO4 400 mL disolu*(1L disolu/1000 mL disolv)(0.2 eq-g H2SO4/1L disolv) = 0.08 eq-g H2SO4. Al mezclar se cumple: N1V1 = N2V2 (1.2+0.08) eq-g H2SO4/(0.2+0.4+V) L disolu = 0.1N  V = 12.2 L

1. La constante crioscópica, KCong, del agua es 1.853ºC.kg/mol. La masa de glicerina (C3H8O3) que debe añadirse a 2 kg de agua para conseguir que el punto de congelación sea 263 K será: a) 10.73 g. b) 496.5 g. c) 5.39 g. d) 993 g. Rpta: (d) Descenso Punto Congelación: Tf = m.Kcong  m 

Molalidad m =

Entonces:

T 10º C  K cong 1.853º C  kg mol

Nº moles masa M masa 92 g mol masa mol    kg H2 O kg H2 O 2 kg H2 O 184 g  kg

masa mol 10 mol  184 g  kg 1.853 kg

 masa  992.98 g glicerina

2. Indique la propuesta verdadera entre las citadas: Propuestas: a) Con el calor disminuye la presión de los neumáticos. Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES b) 1 g vapor de agua a 100ºC nos quemará menos que 1 g de agua líquida a 100ºC. c) El punto de fusión del agua de mar disminuye proporcionalmente a congelarse el líquido. d) En 0.30 L de una disolución 0.40M de cloruro amónico (M: 53.5 g/mol) hay 12 g del mismo. Rpta: (c) Al congelarse el agua aumenta concentración solutos y según Tf = kfm al aumentar m baja p.cong. 3. Una disolución acuosa de glucosa al 30% tiene una densidad de 1.113 g/mL. Calcular su molaridad y molalidad. Calcular su presión osmótica a 25ºC. ¿A qué temperatura congelará dicha disolución sabiendo que la constante crioscópica del agua es 1.85ºC? (R: 0.082 atm.L/mol.K)

42.- Se calcinan 1.02 g de una mezcla de CaCO3 y MgCO3 hasta su descomposición total a óxidos y dióxido de carbono. El residuo sólido resultante pesó 0.536 g. Calcular la composición de la mezcla. Solución: CaCO3  CaO + CO2 De CaO se obtienen los mismos moles que hay de CaCO3 , es decir, x/100 MgCO3 → MgO + CO2 De MgO se obtienen los mismos moles que hay de MgCO3, es decir, y/84,3 Si x = g de CaCO3 ; y =g de MgCO3 → x+y=1,02 (x/100)x56+(y/84,3)x40,3=0,536, de donde resolviendo el sistema: x=0,59 g de CaCO3; y=0,43 g de MgCO3) 46. Al tratar una muestra de 0,558 g de una aleación de cinc y aluminio con un ácido se recogieron 609 cm3 de hidrógeno sobre agua a 15ºC y 746 torr. Calcular la composición de la aleación. Presión de vapor del agua a 15ºC, 13 torr. Solución: x=g de Zn; y= g de Al; x+y=0,558 Zn +2HCl → ZnCl2 + H2 moles de H2 obtenidos: x/65,4 Al + 3HCl → AlCl3 + 3/2H2 moles de H2 obtenidos: (3/2).(y/27) [(746-13)/760].0,609 = n.0,082.(273+15), de donde n=0,0249 mol H2 x/65,4 + (3/2).(y/27)=0,0249, resolviendo el sistema: Al (72,8%), Zn(27,2%) 47. Se queman 40 cm3 de una mezcla de metano y propano con oxigeno en exceso y se obtienen 100 cm3 de dióxido de carbono. Calcular la composición de la mezcla. (Solución: x= litros de metano; y= litros de propano; x+y=0,04 CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O moles de CO2 obtenidos: x/22,4 C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O moles de CO2 obtenidos: 3(y/22,4) x/22,4 + 3(y/22,4) = 0,1/22,4; resolviendo el sistema: 10 cm3 de metano y 30 cm3 de propano) Prof. José Hidalgo Rodríguez

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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 48. Por combustión de 2 L de una mezcla de etano y propano, inicialmente a 4 atm y 0oC se consumieron 155 L de aire en C.N. Calcular la composición en % en masa de la mezcla. Composición del aire: 79% de nitrógeno y 21% de oxígeno. (Solución: x=litros de etano; y=litros de propano; 2 L de mezcla a 4 atm y 0oC son 8 L en C.N. por lo que x+y=8; (7/2)x+5y=(21/100).155; resolviendo el sistema: 52,86% etano y 47,14% propano) 49. Una muestra de 7.85 g de un compuesto orgánico con fórmula empírica C5H4 se disuelve en 301 g de benceno. El punto de congelación de la disolución resultante es de 1.05ºC menor que el del benceno puro. ¿Cuál es la masa molar y la fórmula molecular de este compuesto? Kc(benceno): 5.12ºC/m. Rta: 127 g/mol; C10H8. 50. Se prepara una disolución disolviendo 35.0 g de hemoglobina (Hb) con suficiente agua para alcanzar un volumen de 1 L. Calcular la masa molar de la hemoglobina si se sabe que la presión osmótica de la disolución es de 10.0 mmHg a 25ºC. (Solución: 6,51x104 g/mol) 51. El análisis químico de un compuesto gaseoso mostró que está formado por 33.0% de silicio y 67.0% de flúor en masa. A 35ºC, 0.210 L del compuesto ejercen una presión de 1.70 atm. Si la masa de 0.210 L del compuesto fue 2.38 g. Calcular la fórmula molecular del compuesto. (Solución: 33/28,09=1,17 mol de Si; 67/19=3,53 mol de F; la fórmula empírica es SiF3; 1,7x0,21=nx0,082x308, de donde n=0,0141 mol en 2,38 g; la masa molar es 2,38/0,0141=169 g/mol por lo que la fórmula molecular es: Si2F6.

40. A 23ºC y 770 torr se recogen 85 mL de oxígeno haciéndolo burbujear sobre agua. Calcular el volumen oxígeno seco en condiciones normales. La presión de vapor del agua a 23ºC es de 21.1 torr. Rta: La presión de oxígeno seco es 77021,1=748.9 mmHg; V=77.2 mL. 41. Se disuelven 27 g de una sustancia en 200 cm3 de agua con lo que la presión de vapor baja de 23,76 torr a 22,81 torr. Calcular la masa molar de la sustancia. Rta: La ley de Raoult dice: Δp=XsPº por lo que Δp=23,76-22.81=0,95 torr; 0,95=xs23,76 de donde xs=0,04; como 0,04=ns/(ns+nd) y nd=200/18=11,11 mol, entonces ns=0,46 mol y como ns=gramos/M, resulta M=27,77/0,46 =60,4 g/mol) 42. Se disuelven 13.1 g de una sustancia de fórmula empírica CH2O en 75 cm3 de agua con lo que la disolución resultante congela a −1.80ºC. Calcular la masa molar y la fórmula molecular de esa sustancia. Kc=1.86ºC/m. Rta: 180 g/mol; C6H12O6.


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ESTEQIOMETRIA Y SOLUCIONES 43. Una disolución que contiene 25 g de albúmina de huevo por litro ejerce una presión osmótica de 13.5 mmHg. Calcular la masa molar de dicha proteína. (Solución: 34400 g/mol)


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Ejercicios de Estequiometria FIIS UNI

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