UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA AMBIENTAL
CURSO: QUIMICA I DOCENTE: MASGO SOTO CESAR AUGUSTO ESPECIALIDAD: INGENIERIA AMBIENTAL
TEMA: PROBLEMAS POR CADA INTEGRANTE DEL GRUPO CICLO: 1er INTEGRANTES: ESPINOZA DIAZ SOFIA KRUSPAIA COCA ARANDA KATERYN JANELLA MORI CRUZ ALI JANES TELLO VILLEGAS SOLANGE ROSA ROJAS RAMIREZ JOSE LUIS QUISPE PAREDES MICHAEL PAUL AÑO:2018 AÑO: 2018
NOMBRE: COCA ARANDA KATERYN JANELLA 1- Los calores de combustión del metano y el butano son 890 KJ / mol y 2876 KJ / mol,
respectivamente.
Cuando se utilizan como combustibles, ¿cuál generaría más calor para la l a misma masa de gas, el metano o el butano?. ¿Cuál generaría más calor para el mismo volumen de gas?. b) Calcule la diferencia de calor desprendido al quemar 10 g de cada uno de estos gases, así como la diferencia al quemar 10 litros de cada uno (medidos a 0ºC y 1 atm). a)
Masas atómicas: atómicas: C = 12; H = 1. a)
Se escriben, en primer lugar, las reacciones rea cciones de combustión de ambos
gases, y se ajustan: ajustan: CH4 + 2 O2
C4H10 + 13/2 O2
‹
‹
CO2 + 2 H2O
4 CO 2 + 5 H2O
Por los valores de los calores de combustión, se conoce el calor generado al quemar 1 mol de cada sustancia, y con las masas moleculares se puede conocer la masa de 1 mol en cada caso, y así: 1 mol CH4 = 16 g
890 KJ
1 mol C4H10 = 58 g
2876 KJ
Luego se determina, por ejemplo, el calor desprendido al quemar 58 g de metano, y se comparar con los 2876 KJ correspondientes a la misma masa de butano: OHc CH4 = -890 / 16 = -55,62 kJ/g OHc C4H10 = -2876 / 58 = -49,58 kJ/g Es decir, genera más calor la misma masa de metano que de butano cuando se queman. En cuanto al volumen, se procede de igual manera: 1 mol CH4 = 22,4 L 1 mol C4H10 = 22,4 L
890 KJ 2876 KJ
OHc CH4 = -890 / 22,4 = -39,73 kJ/L OHc C4H10 = -2876 / 58 = -128,39 kJ/L Luego directamente se tiene que se desprende más calor al quemar el mismo volumen de butano que de metano. b) Si se queman 10 g de cada gas:
OHc (10 g de CH4) = (-890) · (10 / 16) = - 556,25 KJ OHc (10 g de C 4H10) = (-2876) · (10 / 58) = - 495,86 KJ La diferencia de calor en valor absoluto será: 556,25 – 495,86 495,86 = 60,4 KJ Y si se queman 10 L de cada gas en condiciones normales: OHc (10 L de CH4) CH4 = (-890) · (10 / 22,4) = - 397,32 KJ OHc (10 L de C 4H10) = (-2876) · (10 / 22,4) = - 1283,92 KJ La diferencia de calor en valor absoluto será: 1283,92 – 397,32 397,32 = 886,6 KJ
2) A la temperatura de 200°C y presión atmosférica se quema
un mol de propano desprendiéndose 1700 kJ de energía calorífica: a) Escribe ajustada la ecuación termoquímica de combustión. b) Calcula la variación de energía interna del proceso. a)
Ecuación química ajustada:
C3H8 (g ) + 5 O2 (g ) → 3 CO2 (g ) + 4 H2O (g )
b) De la ecuación ajustada se obtiene la variación en el número de moles gaseosos: Δn = 3 mol - 6 mol = -3 mol A partir de la ecuación que relaciona energía interna y entalpía: ΔH = ΔU + Δn ⋅ R ⋅ T → ΔU = ΔH - Δn ⋅ R ⋅ T Y sustituyendo los valores: R = 8,31 J/(K ⋅ mol); T = 473 K; Δn = -3 mol se obtiene que la energía interna del sistema disminuye en 1688 kJ. ΔU = ΔH - Δn ⋅ R ⋅ T = = -1 700 000 J - (-3 mol) ⋅ 8,31 J/(K ⋅ mol) ⋅ 473 K ΔU = -1688 kJ 3) Un compuesto formado por carbono, hidrógeno y oxígeno tiene una masa
de 4,6 g. Se hace reaccionar con 9,6 g de oxígeno dando 8,8 g de CO2 y 5,4 g de agua. Si cogemos 9,2 g de un compuesto en un volumen 5,80l en P= 780 mmHg a una temperatura de 90ºC. Calcula la fórmula empírica y molecular. Resolución :
Para este ejercicio se usarán proporciones en Pesos moleculares o bien reglas de tres: C? H? O? + O2 ……………CO2 + H 2 O
4,6g 9,6g 8,8g 5,4g 4) Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien: 19,3% de Na, y 26,9% de S y 53,8% de O. Su peso molecular es 238. Calcula la fórmula molecular. Resolución:
Ejercicio 5: Al final llegas a los siguientes moles: 19,3% de Na = 19,3 g, n= 19,3/23= 0,84 moles 26,9% de S = 26,9/32= 0,84 moles 53,8% de O= 53,8/16=3,36 moles 0,84/0,84= 1 0,84/0,84=1 3,36/0,84=4 F.empírica Na S O4 Para la fórmula molecular necesito saber el peso molecular real,porque la empírica es la unidad mínima que se puede repetir que en este caso pesa: Na S O4 = 23+32+4*16=119g/mol
Si el peso real fuera el doble querría decir que esto se repite dos veces y si fuera el triple esto se repetiría dos veces. Como el enunciado dice que el peso molecular es 238 PMreal/PMde la empirica= 238/119=2 Por tanto la fórmula molecular es dos veces la empírica Na S O4- Na S O4 =Na2 S2 O8 y esta sería la respuesta. 5) Cu (s) + AgNO3 (ac) → CuSO4 (ac) + Ag (s) 6) Pb(NO3)2 (ac) + NaI (ac) → PbI2 (s) + 2 NaNO3 (ac) 7) Los valores de ΔH°, expresados en kJ·mol – 1, para las reacciones de combustión del
hidrógeno, Carbono, metano y etano son, respectivamente, 285,6; 393,2; 889,5 y 1558,4. Calcula las Entalpías de formación del metano y del etano y el valor de ΔH° para la reacción: C2H6 (g) + H2 (g) ⎯→ 2 CH4 (g) Resolucion:
Las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los datos dados son: H2 (g) + 1 2 O2 (g) ⎯→H2O(l) ΔH°1 = ‐285,6 kJ·mol – 1 C (s) + O2 (g) ⎯→ CO2 (g) ΔH°2 = ‐393,2 kJ·mol – 1 CH4 (g) + 2 O2 (g) ⎯→ CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH°3 = ‐889,5 kJ·mol – 1 C2H6 (g) + 7 2 O2 (g) ⎯→2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH°4 = ‐1558,4 kJ·mol – 1 De acuerdo con la ley de Hess, las ecuaciones termoquímicas anteriores se pueden reescribi r de forma que se obtenga la ecuación termoquímica problema: C2H6 (g) + 7 2 O2 (g) ⎯→2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH°4 = ‐1558,4 kJ·mol – 1 2 [CO2 (g) + 2 H2O (l) ⎯→ CH4 (g) + 2 O2 (g)] ΔH°3 = 2 (889,5 kJ) H2 (g) + 1 2 O2 (g) ⎯→H2O(l) ΔH°1 = ‐285,6 kJ·mol – 1 Sumando las ecuaciones termoquímicas se obtiene: C2H6 (g) + H2 (g) ⎯→ 2 CH4 (g) ΔH°r = ‐65,0 kJ Se obtiene, ΔH°r = 65,0 kJ·mol – 1. 8) Cuando se calientan 2,451 g de MXO3 puro y seco, se liberan 0,96 g de oxígeno y se obtiene También un compuesto sólido, MX, que pesa 1,491 g. Cuando esta última cantidad se trata con Exceso de AgNO3 reacciona completamente y forma 2,87 g de AgX sólido. Calcula las masas Atómicas de M y X.
Resolución:
Llamando x a la masa molar del elemento X e y a la del elemento M. Relacionando las cantidades MXO3 y O: Relacionando las cantidades MX y AgX: Se obtienen las siguientes ecuaciones: 74,55 = x + y 0,52 (107,9 + x) = x + y Resolviendo que se obtiene que las masas molares de los elementos X y M son, respectivamente: x = 35,45 g·mol – 1 y = 39,1 g·mol – 1 9) en un control sanitario se detectan 5 mg de mercurio (Hg) en un pescado de 1,5 kg. Calcular la concentración: Peso de mercurio = 5 mg = 5 ·10-6 kg Peso del pescado = 1,5 kg ppm = (5 · 10-6 / 1,5) · 106 = 7,5 ppm 10) se han detectado 12 mg de sustancia radioactiva en un depósito de 3 m3 de agua.
Calcular la concentración: Peso de sustancia analizada = 12 mg = 1,2·10-5 kg Peso de los 3 m3 de agua = 3.000 kg ppm = (1,2 · 10-5 / 3.000) · 106 = 0,004 ppm ppb = (1,2 · 10-5 / 3.000) · 109 = 4 ppb
NOMBRE: SOLANGE TELLO VILLEGAS -20180289I 1. Una
muestra de cloruro de sodio, NaCl, que pesa 0.0678 g se coloca en un matraz
volumétrico de 25.0 mL y se afora con agua destilada. ¿Cuál es la molaridad de la disolución resultante?. 1 mol NaCl 0.0678 g NaCl x
= 0.00116 mol NaCl 58.5 g NaCl
0.00116 mol
1000 Ml
M=
= 0.0464
×
25 mL
1 L
2. ¿Cuántos mililitros de NaCl 0.163 M se requieren para obtener 0.0958 g de cloruro de sodio? 0.163 mol NaCl 58.5 g NaCl = 0.00954 g/mL
×
1000 mL
1 mol NaCl 1 mL disolución
0.0958 g NaCl
= 10.04 mL
×
0.00954 g NaCl 3. Calcula la molaridad de una disolución de agua oxigenada, H 2O2, si se requieren 36.44 mL de una disolución de permanganato de potasio, KMnO 4, M=0.01652 para oxidar completamente 25 mL de agua oxigenada.
6 H + (ac)
+ 2MnO-4
(ac)
+
5H 2O2(ac)
→
2Mn 2+ (ac)
+ O2
(g)
+
8H 2O(l )
36.44 mL x 0.01652 mol KMnO4 x 5 mol H 2O2 = 1.5049 x 10 -3 moles H 2O2 1000 mL 2 mol MnO4
1.5049 x 10-3 mol
1000 mL x
M =
25 mL
= 0.06019
1L
mol/L
4. Un
químico tituló 25.0 mL de NaOH 0.20 M con una disolución 0.50 N de H 2SO4.
¿Cuántos mililitros de la disolución de ácido sulfúrico utilizó si la reacción fue cuantitativa?. 2 NaOH(ac) + H2SO4 (ac)
= 25
mL x
0.2 mol NaOH x 2 mol NaOH
Na2SO4(ac)
→
+
1 mol H 2 SO4 x 2 eq H 2 SO4 x 1 mol H 2 SO4
H2O()
= 10
mL de H 2 SO4
0.5 eq H 2 SO4
5. Completar las siguientes reacciones de desplazamiento: Cu + AgNO3 → Ag + Cu(NO3)2
2Al + 3H2O → Al2O3 + 3H2
2Li + 2HCl → LiCl + H2
H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2 6. Completar las reacciones de desplazamiento :
NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2 K 2Cr 207 + 14 HCl 2 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O + 3 Cl2 2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH H2SO4(ac)+Ba(OH)2(ac)→2H2O+BaSO4( s)
7. Balancear la siguiente ecuación en medio acido: FeSO4 + K 2Cr 2O7 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + Cr 2(SO4)3 + K 2SO4 + H2O
. Oxidación: Fe2+ +6
Fe3+ +3
Reducción Cr 2O72-
Cr 3+
Hacer el balance en cada semirreacción: 6 Fe2+ -6e-
6 Fe3+
14 H+ + Cr 2O72- + 6 e- 2 Cr 3+ + 7 H2O Al sumar las dos semirreacciones se obtiene 14 H+ + Cr 2O72-+ 6 Fe2+
2 Cr 3++ 7 H2O + 6 Fe3+
Se verifica que la ecuación cumpla con el balance de masa y carga 6 FeSO4 + K 2Cr 2O7 + 7 H2SO4
3 Fe2(SO4)3 + Cr 2(SO4)3 + K 2SO4 + 7 H2O
8. Balancear la ecuación en medio básico Cr 2(SO4)3 + H2O2 + NaOH
Na2CrO4 + H2O + Na2SO4
Semirreacción de oxidación balanceada en cuanto a masa y a carga. Medio básico 8 H2O + Cr 23+-6e-
2 CrO42- + 16 H+
16 OH-
16 OH-
Cr23++ 16 OH-6e-
2 CrO 42- + 8 H 2 O
Semirreacciones de reducción
2 H+ + H2O2 + 2e-
2 H2O
2 OHH2O2 + 2e
-
2 OH-
2OH-
Cr2 3+ + 16 OH-6e -
2 CrO 4 + 8 H 2O
3 H 2O2 + 6e -
6 OH-
Cr 23+ + 10 OH+3 H 2 O2
2 CrO 42- + 8 H 2O
Ecuación iónica balanceada Cr 2(SO4)3 + 3 H2O2 + 10 NaOH
2 NaCrO4 + 8 H2O + 3 Na2SO4
9.El sulfato de níquel, NiSO 4, reacciona con fosfato de sodio Na 3PO4, para dar un precipitado amarillo-verde de fosfato de níquel Ni 3(PO4)2, y una disolución de sulfato de sodio, Na 2SO4, según la siguiente ecuación: 3NiSO4 (ac)
+
2Na3PO4(ac)
Ni3(PO4 )2 (s)
→
+
3Na2SO4 (ac)
¿Cuántos mililitros de NiSO 4 0.375 M reaccionan con 45.7 mL de Na3PO4 0.265 M?
45.7mLx0.265 moles Na 3 PO4 1000 mL
=
0.0121 mol Na 3 PO4
3 moles NiSO4 0.0121 moles Na 3 PO4
=
0.0182 mol NiSO4
×
2 moles Na3 PO4 1000 mL 0.0182 mol NiSO 4 ×
=
48.44 mL de NiSO4
0.375oles NiSO4
10.El cloruro de aluminio, AlCl 3, se utiliza como catalizador en diversas reacciones industriales. y se prepara a partir del cloruro de hidrógeno gaseoso y viruta de aluminio metálico. Considerando que un vaso de reacción contiene 0.15 mol de Al y 0.35 mol de HCl.
2Al(s)
+
6HCl(g)
2AlCl3(s)
→
+
3H2(g)
Clacule cuántos moles de AlCl 3 se pueden preparar a partir de esta mezcla?
2 mol AlCl3 0.15 mol Al
=
0.15 moles AlCl 3
×
2 mol Al
2 mol AlCl3 0.35 mol HCl
=
0.12 moles AlCl 3
×
6 mol HCl ∴
El HCl es el reactivo limitante y se producen 0.12 moles de AlCl 3.
NOMBRE: MORI CRUZ ALI JANES – 20180381B 1. Calcular la entalpia de formación del óxido de cinc a partir de los siguientes datos: ΔH= -210KJ H2SO4 (ac) + ZnO(s) = Zn2SO4 (ac) + H2O (l) ΔH= -335KJ H2SO4 (ac) + Zn(s) = Zn2SO4 (ac) + H2 (g) ΔH= -571KJ 2H2 (g) + O2 = 2 H2O (l) Solución: 2H2SO4 (ac) + 2ZnO(s) = 2Zn2SO4 (ac) + 2H2O (l) 2Zn2SO4 (ac) + 2H2 (g) =2 H2SO4 (ac) + 2Zn(s) 2 H2O(l) = 2H2 (g) + O2 2ZnO(s)
=
2Zn(s)
+
O2
ΔH= -420KJ ΔH= 670KJ ΔH= 571KJ ΔH= 821KJ
Por lo tanto invirtiendo la ecuación nos queda que la entalpia de formación del ZnO es - 821KJ. 2. Calcular la entalpia de formación del tricloruro de aluminio teniendo en cuenta estos datos: 2Al(s) + 6HCl (ac) = 2AlCl3 (ac) + 2H2 (g) ΔH= -1062KJ H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl (g) ΔH= -184.6KJ HCl(g) = HCl(ac) ΔH= -73KJ AlCl3(s) = AlCl3 (ac) ΔH= -326KJ Solución: 2Al(s) + 6HCl (ac) = 2H2 (g) + 2Cl2 (g) = 6HCl (g) =6 HCl(ac) 2AlCl3 (ac) = Cl2 (g) + HCl (g) =
2AlCl3 (ac) + 2H2 (g) 4HCl (g) 2AlCl3(s) AlCl3(s)
ΔH= -1062KJ ΔH= -369.2KJ ΔH= -438KJ ΔH= 652KJ ΔH= -1217.2KJ
Por lo tanto nos queda que la entalpia de formación de AlCl3(s) es
-1217.2KJ
3. Completar y ajustar en la forma molecular, por el método de ion-electrón la siguiente reacción. Cu(s) + NO3- = Cu+2 + NO Solución: 3 x ( Cu0 - 2e- = Cu+2 oxidación.) 2 x ( N+5 + 3e- = N+3 reducción.) 8H+ + 3Cu + 2NO3- + 6e- = 3Cu+2 +
2NO + 4 H2O + 6e-
Simplificamos y completamos con los iones correspondientes para obtener la reacción molecular: 3Cu + 8HNO3 = 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4 H2O
4. Una muestra de aire saturada con vapor de agua ocupa 8L a 25°C y 0.5atm de presión. Se comprime a temperatura constante hasta 4atm.¿cuantos gramos de agua se habrá licuado? Datos: P vapor del agua a 25°C = 23.8mmHg Solución: Para el aire seco: Recordar que vapor del aire seco seria: P1=(0.5)(760) – 23.8= 356.2mmHg P2=(4)(760) – 23.8 = 3016.2mmHg P1V1=P2V2= (356.2)(8) = (3016.2)V2 V2=0.9447L Masa de vapor inicial = m1= P1V1 M/RT= (356.2)(8)(18)/(62.4)(298) = 2.758g Masa de vapor final = m2= P2V2M/RT= (23.8)(0.9447)(18)/ (62.4)(298)=0.021g Masa de vapor condensado es = 2. 758g - 0.021g = 2.737g 5. Completar las reacciones de desplazamiento: KI (ac) +……….. = PbI2(s) +……….. Fe(s) +……….. = ……… + Cu(s) Solución: KI(ac) + Pb(NO3)2(ac) = PbI2(s) + KNO3(ac) Fe(s) + CuSO4(ac) = Fe SO4(ac) + Cu(s) 6. Completar las reacciones de metátesis o doble desplazamiento: (NH4)2S (ac) +…………. = FeS(s) + ……… CuSO 4 + ……… = PbSO4(s) + …….. Solución:
(NH4)2S (ac) + Fe(NO3)2. = FeS(s) + NH4NO3(ac) CuSO4(ac) + Pb(NO)3(ac) = PbSO4(s) + Cu(NO3)2(ac)
7. Se hace reaccionar 0.36gr de glucosa C 6H12O6 con 2.352grde dicromato de potasio K2Cr2O7 y 3.521gr de ácido sulfúrico H2SO4, produciéndose K2SO4, Cr2(SO4)3 ,CO2 y H2O determine: a) ¿Cuál o cuáles son los reactivos limitantes? b) La masa en exceso de los respectivos reactivos. c) El rendimiento teórico de CO2 en ml a condiciones normales. d) El rendimiento porcentual de la reacción si se han producido 250ml de CO 2 a C.N. Solución: Balanceamos la reacción: C6H12O6 + 4K2Cr2O7 +16H2SO4 = 4K2SO4 + 4Cr2 (SO4)3 + 6CO2 + 22H2O De la relación estequiometria: C6H12O6 + 4K2Cr2O7 + 16H2SO4 = 4K2SO4 + 4Cr2 (SO4)3 + 6CO2 + 22H2O 180g
1176g
1568g
0.36g
2.352g
3.521g
(6)(22.4)L 0.25L
Datos
0.002
0.002
0.00225
a) Los reactivos limitantes son C6H12O6 y K2Cr2O7. b) Calculo del exceso: 180g de C6H12O6 1568g de H2SO4 0.36g de C6H12O6 X= 3.136g (masa reactante) Por lo tanto el exceso de H2SO4 = 3.521g – 3.136g = 0.385g. c) Calculamos el rendimiento teórico de CO 2(g): 180g de C6H12O6 134.4L de CO2 0.36g de C6H12O6 d)
Vol. De CO2 a C.N es 0.2688L
% Rendimiento= 0.25L
0.2688L
x 100= 93%
8. Se coloca en un reactor 7.84g de H3PO4, 4.74g de KMnO4 y 16.65g de SrCl2 produciéndose Mn3(PO4)2 , K3(PO4) , Sr3(PO4) , Cl2 Y H2O.Determine: a) El o los reactivos limitantes. b) Las masas en exceso de uno o más reactivos según sea el caso. c) El rendimiento teórico en volumen de Cl 2 producido a 27°C y 1atm. d) El porcentaje de rendimiento del cloro si se ha producido 1.37L a C.N Solución: H3PO4 + KMnO4 + SrCl2 = Mn3 (PO4)2 + K3(PO4) + Sr3(PO4) + Cl2 + H2O Balanceamos la ecuación: 16H3PO4 +6 KMnO4 +15 SrCl2 = 2Mn3(PO4)2 + 2K3(PO4) +5 Sr 3(PO4) + 15 Cl2 + 24H2O 1568g
948g
2379g
15 x 22.4L
7.84g
4.74g
16.65g
1.37L
0.005
0.005
0.0069
a) los reactivos limitantes son H 3PO4 y KMnO4. b) la masa en exceso seria:
948g de KMnO4 2379g de SrCl2 4.74g de KMnO4 X= 11.895g (masa reactante) Por lo tanto el exceso de H2SO4 = 16.65g – 11.895g = 4.755g. c) Calculamos el rendimiento teórico de CO 2(g): 948g de KMnO4 4.74g de
KMnO4
A presión 1atm y T= 0°C
336L de Cl2 Vol. De Cl2 a C.N es 1.68L
Vol. Cl2=(1.68)(300)/273=1.846 d)
% Rendimiento= 1.37 x 100= 81.54%
1.68L
9. El efluente gaseoso de una planta de síntesis de HNO3 (ácido nítrico), contiene NO (g) este se oxida a NO2(g) en la atmosfera produciendo lluvia acida y smog. Para determinar la concentración de NO (g), en el efluente se hicieron burbujear 8ml de el en 10ml de una solución de KMnO4 0,008M, el exceso de KMnO4 se tituló con 10.5ml de una solución de Na2C2O4 0,01M, considere el aire a 1 ATM y 25°C. Las reacciones son: NO (g) + MnO-(ac) = Mn+2 + NO-3(ac) MnO4-(ac) + C2O4-2(ac) = Mn+2 + CO2 (g) a) Determinar la concentración del NO (g) en el efluente (ppm). b) Si el límite máximo permisible de NO (g) es 0.1ppm, indicar si esta planta cumple con la norma. Solución: En la titulación del exceso del KMnO4 balanceamos en medio ácido: 16H+ + 2MnO-(ac) +
5C2O4-2(ac) =
2 mol x
2Mn+2 +
5 mol (0.01M)(10.5ml)
10 CO2 (g) +
10H2O
Moles de KMnO4 exceso= 0.042mmol.
En la reacción inicial:
Moles de KMnO4 reactantes =(0.008)(10ml) – 0.042mmol = 0.038mmol Balaceamos la segunda ecuación en medio acido: + 3MnO4-(ac) + 4H+ = 3Mn+2 + 5NO-3(ac) + 5NO(g )
3 mol 0.038mmol
Por : PV=RTN
2H2O
5 mol Moles consumidos= 0.0633mmol
V de NO= 1,55ml
a) Ppm NO = (1,55ml)(10) = 0.19375ppm b) la fábrica no cumple las normas internacionales pues elimina 0.19375ppm cuando el máximo es 0.1ppm.
10. En una fábrica gaseosa cierto día ocurrió un accidente la tubería de NH3 se rompió y contamino el aire de dicha planta para analizar el grado de contaminación se hizo absorber un flujo de aire de 20ml/min durante 5min en 50ml de H2SO4 0.0105M según la reacción: NH3(g) + H2SO4(ac) = (NH4)2SO4(ac) Luego de la reacción con la solución acida, resulto un exceso de acido que se titulo con 13.1ml de KOH 0.0588M determinar: a) ¿Qué masa en gramos de NH3(g) fue absorbida en la solución? b) ¿Cuál es la concentración de NH 3(g) en el aire contaminado? En ppm. Solución: En la titulación del exceso de ácido: 2KOH (ac)
+
H2SO4(ac) = K2SO4 + 2H2O
2mol
1mol
13.1 x 0.0588
moles en exceso= 0.385
Entonces moles reactantes será: (50 x 0.0105) - 0.385 = 0.14mmol En la primera reacción: 2NH3 (g) 2mol X=0.028mmol
+
H2SO4 (ac) = 1mol 0.14mmol
(NH4)2SO4 (ac)
a) La masa de amoniaco será: 0.28mmol x 17mg = 4.76mg b) La concentración en el aire contaminado será: V NH3 = n.R.T/P = 0.028 x 0.0082 x 298/1 = 6.84x10-3L Vaire = 20L/min x 5min = 100L Ppm= 6.84x10-3L x 106/100 = 68.4ppm.
NOMBRES Y APELLIDOS: Quispe Paredes Michael Paúl CÓDIGO: 20180356H
1.- Completar a) --------------- + Cu( s) → Cu(NO3)2(ac) + -------------- b) --------------- + Mg( s) → ------------- + Mg3(PO4)2( ac) c) NaBr(ac) + ------------- → NaCl(ac) + --------Solución
a) 2AgNO3(ac) + Cu( s) → Cu(NO3)2(ac) + 2Ag( s) b) AlPO4(ac)+Mg( s)→Al( s)+Mg3(PO4)2( ac) c) NaBr(ac) + Cl2 → NaCl(ac) + 2Br 2
2.- Completar a) b)
c)
Pb(NO3)2(ac) + ----------- → ------------- + PbI2( s) -------------- + NaOH( ac) → H2O + NaF(ac) H2SO4(ac) + ------------ → H2O + -------------
Solución
a) b) c)
Pb(NO3)2(ac) + 2KI(ac) → 2KNO3(ac) + PbI2( s) HF(ac) + NaOH(ac) → H2O + NaF(ac) H2SO4(ac) + Ba(OH)2(ac) → H2O + BaSO4
3.- Determinar la entalpía de reacción para el proceso N2 H4 (l) + 2 H2 O2 (l) → N2 (g) + 4 H2 O (l) ∆H =??
a partir de los datos siguientes: (a) N2H4 (l) + O2 (g) → N2 (g) + 2 H2 O (l) (b) H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2 O (l) (c) H2 (g) + O2 (g) → H2 O2 (l)
∆Ha = −622,2 kJ ∆Hb = −285,8 kJ ∆Hc = −187,8 kJ
Solución Según la ley de Hess la entalpía de reacción es la suma de las entalpías de las reacciones por etapas que dan la reacción deseada. En este caso: ∆H = ∆H a + 2 ∆H b − 2 ∆Hc = −622,2 − 2285,8 + 2187,8 = −818,2 Kj
4.- El tetracloruro de carbono es un disolvente comercial importante que se prepara por reacción del cloro gaseoso con un compuesto de carbono. Determinar ∆H para la reacci´on: C S2 (l) + 3 Cl2 (g) → C Cl4 (l) + S2 C2 (l) ∆H =?? usando los datos de la siguientes tabla:
(a) CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 S O2 (g) ∆Ha = −1077 kJ (b) 2 S (s) + Cl2 (g) → S2 Cl2 (l) ∆Hb = −58,5 kJ (c) C (s) + 2 Cl2 (g) → C Cl4 (l) ∆Hc = −135,4 kJ (d) S (s) + O2 (g) → S O2 (g) ∆Hd = −296,8 kJ (e) SO2 (g) + Cl2 (g) → SO2 Cl2(l) ∆He = +97,3 kJ (f) C (s) + O2 (g) → CO2 ∆Hf = −393,5 kJ (g) CCl4 (l) + O2 (g) → CO Cl2 (g) + Cl2 O (g) ∆Hg = −5,2 kJ
Solución Según la ley de Hess la entalpía de reacción es la suma de las entalpías de las reacciones por etapas que dan la reacción deseada. En este caso: ∆H = ∆Ha + ∆Hb + ∆Hc − 2 ∆Hd − ∆ Hf ∆H = −1077kJ − 58,5 − 135,4 + 2 · 296,8 + 393,5 = −283,8
5.- Balancear la siguiente reacción K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 ---> S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Solucion
Escribimos la ecuación iónica: [K2+ + Cr2O7=]+[H2+ + S=]+[H2+ + SO4=] ---> S0 + [Cr2+3 + (SO4)3=]+[K2++SO4=]+H20 Se multiplica a cada semireacción de tal manera que, ambas tengan el mismo número de e6e- + 14H+ + Cr2O7= -> Cr2+3 + 7H20 x1 S = 0 3S -> 3 S + 6e Se suman ambas semireacciones: 14H+ + Cr2O7= + 3 S= -> 3 S0 + Cr2+3 + 7H20 Se trasladan los coeficientes de los iones a la ecuación de la reacción general. La ecuación iguala es: K 2Cr2O7 + 3 H2S + 7 H2SO4
->
3 S + Cr2(SO4)3 + K 2SO4 + 7 H2O
6.-Dada la siguiente reacción: K2Cr2O7(ac) + HCl(ac) → KCl(ac) + CrCl3(ac) + Cl2(g) + H2O(l)
a) Ajustar la mencionada reacción mediante el método del ión-electrón. b) ¿Qué volumen de disolución de HCl del 40% de riqueza en peso y densidad 1,20 g/mL, se requiere para preparar 100 mL de una disolución 2 M? Datos: Mmolar(g/mol): K-39,1; Cr-52,0; O-16,0; H-1,0; Cl-35,5; Pv(H2O, 25 ºC)= 23,76 mm Hg; R= 0,082 atm·L/mol·K Resolución
a) Primeramente se debe asignar el número de oxidación correspondiente a cada elemento de los diferentes compuestos que intervienen en la reacción, para comprobar cuál se oxida y cuál se reduce:
+1 + 6 - 2
+1 -1
+1 -1
+ 3 -1
0
+1 - 2
K 2Cr 2O7 (ac) + HCl(ac) KCl(ac) + CrCl3 (ac) + Cl2 (g) + H2O(l) A continuación, se escriben la semirreacciones de oxidación y de reducción: oxidación : Cl - → Cl2
reducción : Cr 2 O7-2 → Cr +3 Ajustando los elementos y las cargas: Oxidación : 2 Cl- →Cl + 2 e Reducción : 6 e + Cr 2 O7-2 + 14 H+ →2 Cr 3 + 7 H2O y sumando ambas semirreacciones: (2 Cl- → Cl + 2 e ) · 3 - 6 e + Cr 2 O7-2 +14 H+ → 2 Cr +3 + 7 H2O Cr 2 O7-2 +14 H+ +6 Cl- →2 Cr +3 + 7 H2O + 3 Cl2 por lo tanto, la reacción ajustada será: K2Cr2O7 (ac) +14 HCl (ac) → 2 KCl (ac) + 2CrCl3 (ac) + 3Cl (g) + 7 H2O (l)
b)Este apartado, se pretende calcular el volumen que se necesitaría de una disolución concentrada de HCl (40 %) para preparar 100 mL de otra más diluida (2M). .u 100ml dis.diluida HCl. 1 .u .u
36,5 g HCl( 100 g dis.conconcentrada HCl )(1 mL dis.conconcentrada HCl) =15,2 mL dis. HCl (40%) necesarios (1 mol HCl)( 40 g HCl)( 1,20 g dis.concentrada HCl)
7.-
La caliza es una roca sedimentaria compuesta principalmente por carbonato de calcio (CaCO 3), generalmente calcita, aunque frecuentemente presenta trazas de magnesita (MgCO 3) y otros carbonatos. También puede contener pequeñas cantidades de minerales como arci lla, hematita, siderita, cuarzo, etc., que modifican el color y el grado de coherencia de la roca. El carácter prácticamente monomineral de las calizas permite reconocerlas fácilmente gracias a dos características físicas y químicas fundamentales de la calcita: es menos dura que el cobre (su dureza en la escala de Mohs es de 3) y reacciona con efervescencia en presencia de ácidos tales como el ácido nítrico. En base a lo mencionado anteriormente: Halle la riqueza de CaCO3 que presenta la roca caliza, sabiendo que 0,35 g de esta roca reaccionan con 60 ml de una disolución 0,1 mol/L de ácido nítrico. Solución. Datos: m= 0,35g V= 60ml ÷ 1000 = 0,06L mol/l= 0,1mol/L HNO3 La reacción que tiene lugar es: CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2+ H2O En donde la cantidad de ácido nítrico que se tiene es lo que reaccionará con el carbonato de calcio de la muestra, pero no con el resto de las impurezas, por lo que partiendo de la cantidad de ácido que reacciona, se calcula la cantidad de carbonato de calci o que se tenía en la muestra dada.
La cantidad de ácido que interviene en la reacción se determina a partir de la definición de mol/l de una disolución: Moles de soluto → 1 litro de solución 0,1 moles → 1 L X
→ 0,05 L
X= 0,06 L . 0.1 moles 1L X= 0,006moles Calculamos las masas moleculares de los compuestos involucrados: Masa molecular CaCO 3 = 100g/mol Masa molecular HNO3 = 63g/mol De acuerdo con la estequiometria de la reacción, tenemos: CaCO3+ 2 HNO3 → Ca(NO3)2+ CO2+ H2O 1 mol = 100 g — 2 moles = 2*63 = 126 g X
—— 0,006moles
X= 0,006 moles . 100 g 2 moles X= 0,30g de CaCO 3 que había en la muestra inicial Como se tenía 0,35g de muestra, la riqueza de la misma es: % CaCO3 = 0,30g x 100 0,35g %CaCO3 = 85,71% de riqueza en carbonato de calcio
8.El ácido sulfúrico es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos como el ácido clorhídrico. El proceso de obtención del ácido clorhídrico a través del ácido sulfúrico consiste fundamentalmente en poner a reaccionar cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado. Si a través de dicho proceso se obtiene 84g de ácido clorhídrico concentrado con un 33% de pureza. Realice los cálculos estequiométricos para determinar la cantidad de ácido sulfúrico de 72% de pureza que se emplearon en el proceso. Solución. Datos: gramos H2SO4 = ? % pureza H2SO4= 72% gramos HCl = 84g
% pureza HCl = 33% Se plantea y se balancea por tanteo la reacción química: 2 NaCl + H2SO4 → Na2 SO4 + 2 HCl Luego se determina las masas moleculares de los ácidos sulfúrico y clorhídrico: Masa molecular H2SO4 = 98g/mol Masa molecular HCl = 36,5g/mol Seguidamente se calculan los gramos puros de HCl: 84g ———— 100% X —————33% X = 27,72g puros de HCl Ahora se realiza la relación estequiométrica entre los ácidos sulfúrico y clorhídrico: H2SO4 ———————- 2HCl 98g/mol
2.(36,5g/mol)
X
27,72g X = 37,21g H 2SO4
Por último, se calcula los gramos puros de H 2S O4, haciendo uso de la siguiente relación: 37,21g ————— 100% X ———————– 72% X= 26,80 g puros de H 2SO4
9.Se toman 200 mL de una disolución de MgCl 2 de concentración 1 M y se mezclan con 400 cm 3 de otra, también de MgCl2, 2,5 M. Finalmente se añade al conjunto 400 mL de agua. Suponiendo que los volúmenes son aditivos y la densidad final es 1,02 g/mL. ¿Cuál será la molaridad resultante? a) b) ¿Cuál será la molalidad final? Solución a) En este problema se contempla la mezcla de dos disoluciones cuyas concentraciones son diferentes, y se pide determinar la concentración final, expresándola de diferentes modos. Para simplificar el problema, vamos a referirnos, como magnitud central de concentraciones, a la molaridad. Para determinarla en nuestro caso concreto, y analizando la expresión de la molaridad:
tendremos que determinar, en cada caso, cual es el nuevo número de moles de la mezcla, y dividirlo entre el nuevo volumen de la disolución, es decir:
puesto que las concentraciones NO son aditivas. Como los volúmenes sí pueden considerarse aditivos, el volumen final de la disolución será: V 1 + V 2 + V 3 = 200 mL + 400 mL + 400 mL = 1 000 mL = 1 L Para determinar el número de moles de soluto que aporta cada disolución, consideraremos la expresión 3.4. Así, para la primera diso lución: 200 mL de MgCl2 1M: ns = MV = 1 M · 0,2 L = 0,2 mol Y para la segunda de 400 mL de MgCl 2 2,5 M: ns = MV = 2,5 M · 0,4 L = 1 mol Luego el número total de moles de MgCl 2 es de 1,2, y, por ello, la molaridad de la disolución resultante será:
b) La molalidad resultante (otra forma de expresar la concentración de una disolución), viene dada por la expresión:
donde la masa de disolvente la obtenemos a partir de: masa de disolución = masa de disolvente + masa de soluto Para determinar la masa de disolución d isponemos del dato de su densidad (r = 1,02 g/m L) y de su volumen (V = 1 000 mL), por tanto: mdisolución = rV = 1,02 g/mL · 1 000 mL = 1 020 g de disolución Para determinar la masa de soluto disponemos de su masa molar (M = 95,3 g/mol) y del número de moles totales presentes en la mezcla (1,2 mol), por tanto: msoluto = nM = 1,2 mol · 95,3 g/mol = 114,36 g Entonces, la masa de disolvente de la mezcla será:
mdisolvente = mdisolución – msoluto = 1 020 g – 114,36 g = 905,64 g Sustituyendo en la expresión de la molalidad:
10.Se desea preparar 1 litro de una disolución de ácido nítrico 0,2 M a partir de un ácido nítrico comercial de densidad 1,50 g/cm 3 y 33,6 % de riqueza en peso. ¿Qué volumen deberemos tomar de la disolución comercial? Explica el procedimiento que seguiremos para su preparación. Solución: Para preparar la disolución que se pretende, hace falta, en primer lugar, conocer la cantidad (en moles) de HNO3 (será el soluto) que necesitamos. Como el dato de la concentración viene expresado como una molaridad, podemos aplicar:
Y sustituyendo los datos: ns = 0,2 M · 1 L = 0,2 mol Esa cantidad en moles debemos expresarla en gramos, para poder trabajar con magnitudes más familiares en el laboratorio, para ello recurrimos a la expresión 2.1.:
Como esa cantidad de HNO 3 tiene que obtenerse de una disolución comercial (riqueza 33,6 %), tendremos que calcular qué masa de ese reactivo comercial contendrá esos 12,6 g de HNO 3 que precisamos:
Al tratarse de un líquido, es más práctico calcular, a part ir de ese dato, el volumen de disolución comercial que tendremos que emplear, haciendo uso de la densidad de la misma:
y sustituyendo los datos:
Es decir: con una pipeta tomaremos 25 cm 3 de la disolución comercial del ácido. En esos 25 cm 3 (que equivalen a una masa de 37,5 g) se encuentran contenidos 12,6 g de HNO 3 puro, que a su vez se corresponden con 0,2 mol de HNO 3, nuestro soluto en la disolución que queremos preparar. Ese volumen que tomamos con la pipeta, lo trasladaremos a un matraz aforado de 1 L. Seguidamente, iremos añadiendo agua destilada hasta enrasar con la línea del matraz que indica un litro exacto de disolución.
NOMBRE: ESPINOZA DIAZ, SOFIA KRUSPAIA CODIGO: 20180287F
1) Completar las siguientes reacciones de desplazamiento simple: ____ + CuSO4(ac) →
Cu(s)
Mg(s) +______
→
MgCl2(ac) + H2(g)
Mg(s) +______
→
Zn(s) + _____
2Rb(s) +______
→
2Rb(OH)2(ac) + ____
____ +2HCl(ac)
→
ZnCl2(ac) + _____
Cl2(g) +2NaBr(ac)
→
+ ______
_______ + Br2(l)
SOLUCION: Fe(s) + CuSO4(ac)
→
Cu(s)
+ FeSO4(ac)
Mg(s) +2HCl(ac)
→
MgCl2(ac) + H2(g)
Mg(s) +ZnSO4(ac)
→
Zn(s) + MgSO4(ac)
2Rb(s) +2H2O(l)
→
2Rb(OH)2(ac) + H2(g)
Zn(s) +2HCl(ac)
→
ZnCl2(ac) + H2(g)
Cl2(g) +2NaBr(ac)
→
2NaCl(ac) + Br2(l)
2) Completar las siguientes reacciones de doble desplazamiento simple: AgNO3(ac) + ______
→
AgCl(s) + NaNO3(ac)
_________ + _______ → PbCrO4(S) + 2KNO3(ac) CaCO3(s) + 2HCl(ac)
→
_______ + H 2O(l) + CO2(g)
SOLUCION: AgNO3(ac) + NaCl(ac)
→
AgCl(s) + NaNO3(ac)
Pb(NO3)(ac) + K2CrO4(ac)
→
PbCrO4(S) + 2KNO3(ac)
CaCO3(s) + 2HCl(ac)
→
CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)
3) Las entalpias estándar de formación de la glucosa, el etanol, el agua y el dióxido de carbono son -1.280, -2788, -286 y -394 respectivamente. Calcula en las mismas condiciones: a. La entalpia de combustión de la glucosa. b. El cambio de entalpia que se produce en la fermentación de la glucosa. Según la reacción: C6H12O6(s) → 2C2H5OH(l)+ 2CO2(g) SOLUCION: La entalpia de la reacción de combustión de la glucosa es: C6H12O6(s) + 6 O2 → 2CO2(g) + 6 H2O ΔHC= 6 ΔHF{ CO2(g)} + 6 ΔHF{ H2O } - ΔHF{ C6H12O6(s) } ΔHC= 6(-394) + 6(-286) – (1.280) = ΔHC= -2.800
4) La hidracina reacciona con el cloro de acuerdo a la siguiente reacción: N2H4(l) + CL2(g) → 4HCL(g) + N 2(g) ΔH= - 420KJ a) Calcular el cambio en la entalpia cuando 30gr de hidracina reaccionan con exceso de cloro. b) Calcular el cambio en la entalpia cuando se generan 1.5moles de HCL(g) c) Identificar qué tipo de reacción es: (exotérmica o endotérmica)
SOLUCIÒN: a)
N H = 32 gr/mol 2 4
Con lo cual:
ℎ 30gr hidracina⌈ ℎ ⌉= 0.93 moles de hidracina Con saber que el cambio en la entalpia de -420kj corresponde a un mol de hidracina: 1mol de hidracina
→ ΔHº = - 420KJ
0.93mol de hidracina
→ ΔH = ¿?
ΔH = 0.93 moles de
⌈ − ⌉= -390.2KJ
b) El cambio en la entalpia es -420KJ cuando se producen 4 moles de HCl(coeficiente estequimoetrico igual a 4) Ahora se genera 1.5 moles, con lo cual el cambio de la entalpia es:
HCl⌈Δº ⌉ − ⌉ ΔH = 1.5 moles de ⌈ = -157.5KJ ΔH = #moles de
c) El valor de ΔH es negativo en todos los casos. Por eso las reacciones son exotérmicas. 5)
Balancear por método REDOX: Fe2O3 + CO → Fe + CO2
SOLUCIÒN: Fe2O3 + 3CO → 2 Fe + 3 CO2 o
Reducción: el Fe pasa de un estado de oxidación de +3 a 0 por lo tanto se
reduce a +4 por lo tanto se oxida 6) Balancear por método ION- ELECTRON : o
Oxidación: el C pasa de +2
NaI + NaIO3 + H2SO4 → NaHSO4 + H2O + I2 Cu + NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + CuSO4 + H2O + NO
SOLUCION: Na2S + NaIO3 + H2SO4 → NaHSO4 + H2O + I2 a) S2- + 4H2O → SO4 2- + 8H+ + 8e-
/x5
b) IO3 - + 6H+ + 5e- → ½I2 + 3H2O
/x8
5S2- + 20H2O + 8IO3 - + 48 H+ + 40e- → 5SO4 2- + 40 H+ + 40e- + 4I2 + 24H2O
Ec. iónica 5S 2- + 8IO3 - + 8H+ → 5SO4 2- + 5SO4 2- + 4I2 + 4H2O Ec. Formular: 5Na 2S + 8NaIO3 + 4H2SO4 → 9Na2SO4 + 4I2 + 4H2O 5Na2S + 8NaIO3 + 13H2SO4 → 18NaHSO4 + 4I2 + 4H2O
7) El sulfuro de hidrógeno es oxidado a azufre elemental, en medio ácido, por el permanganato de potasio, obteniéndose, además, dióxido de manganeso. Plantee, iguale y complete la ecuación química correspondiente, tanto en forma iónica como molecular, suponiendo que el ácido utilizado es el ácido clorhídrico.
SOLUCIÒN:
H2S + MnO4Nº(E.O)=
2
+7
→ S + Mn+2
⏞0
SE OXIDA
+2 SE REDUCE
Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia: S-2 → S0 + 2eMnO4- + 5e- → Mn+2
Agregar H+ para igualar las cargas generadas y moléculas de agua para equilibrar la reacción: S-2 → S0 + 2eMnO4- + 5e- + 8H+ → Mn+2 + 4H2O
Igualar el numero de electrones y sumar las ecuaciones: (S-2 → S0 + 2e-). 5 (MnO4- + 5e- + 8H+ → Mn+2 + 4H2O). 2 5S-2 + 2 MnO4- + 16H+ → 5S + 2Mn+2 + 8H2O Ecuación iónica: 5S-2 + 2 MnO4- + 16H+ → 5S + 2Mn+2 + 8H2O Ecuación molecular: 5H2S + 2 KMnO 4 + 6HCl → 5S + 2MnCl2 + 2KCl + 8H 2O
8) El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico para dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II). a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso b) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II) se obtienen 18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el rendimiento del proceso? SOLUCION: a) Ecuación ajustada: Pb (NO3)2 + 2 KI → Pb I2 + 2 KNO3 b) Gramos de yoduro de plomo (II) que deberían obtenerse teóricamente: Pb (NO3)2
+
2 KI
1mol
→
Pb I2 +
2 KNO3
1mol
33.12gr
→
15gr
→
461gr ¿? = 20.9 gr de Pb I 2
Calculo del rendimiento: %Rendimiento =
) = . ∗100% ( = 88.5% Pb I .9 2
9) Se necesitan preparar 9 litros de nitrógeno, medidos e 20ºC y a una presión de 710 mm. La reacción que se va a utilizar es: NH 4 Cl + NaNO 2 →
4 NaCI + 2 H 2O +
N2
¿Cuantos gramos de cloruro amónico deberemos emplear? SOLUCIÓN Para poder realizar los cálculos estequiométricos en la reacción, hemos de determinar el número de moles (o gramos) de Nitrogeno que hemos de obtener, para lo cual le aplicamos la ecuación general, de los gases ideales (consideraremos el comportamiento del Nitrógeno como ideal): P.V = n.R.T
.9 = n.(0,082)(293) n = 0,35 moles de N 2 = 9,80 g de N2 Y teniendo en cuenta la estequiometria de la reacción que nos dan, tendremos: NH 4 Cl + NaNO 2 → 1 mol
1 mol
4 NaCI + 2 H 2O + 4 moles
2 moles
x
N2 1 mol 0,35
por lo que, de ahí, deducimos: Nº moles de NH 4 Cl = Nº moles de N 2 = 0,35 moles de NH 4 Cl serán necesarias. Y dado que su masa molecular es: (1.14,00 + 4.1,00 + 1.35,50 = 53,5 ), tendremos: Nº de gramos de NH 4 Cl = 0,35 moles . 53,50 g/mol = 18,725 gramos de NH 4 Cl se necesitan
