Solucionarioprimerparcial 2

SOLUCIONARIO: QUÍMICA GENERAL Ing. Leonardo Suárez M.
PRÁCTICA: PRIMER PARCIAL DOCENTE QUÍMICA
LA MATERIA SUS PROPIEDADES Y SU MEDICIÓN
1. La densidad del aire a una presión de 1 atmosfera y 25ºC es de 1,19 g/L. ¿Cuál
es la masa en kilogramos del aire de una habitación que tienen las siguientes
dimensiones 8,2 x 13,5 x 2,75 m?
Solución:
Primero:
Calculamos volumen de la habitación:
V =8,2 m x 13,5 m x 2,75m=304,4 m3
El volumen de la habitación está en (m3) por lo que es necesario convertir a (L) para que
así su unidad sea compatible con el de la densidad:
1.000 L
304,4 m3 . 3
=304.425 L
1m
Segundo:
De la ecuación de la densidad despejamos la masa y reemplazamos el volumen y la
m
D= ; → m=V . D
densidad del aire: V
g
m=V . D=304.425 L x 1,19 =362.265,8 g
L
Finalmente convertimos los (g) a (kg) que es la unidad en la que nos pide la masa de
1 kg aire
362.265,8 g aire x =362 kg
aire: 1.000 g aire
2. El aceite se extiende en una capa delgada sobre el agua cuando se presenta un

derrame de petróleo crudo. ¿Cuál es el área en metros cuadrados que cubre
200 cm3 de aceite si la capa que se forma tiene un espesor de 0,5 nm.
Solución:
V
A=
El área de la capa de aceite responde a la siguiente fórmula: e
Como el área que nos pide debe estar expresada en m 2, realizamos las conversiones
convenientes para cada dato:
3
1L 1m
V =200 cm 3 x 3
x =2 x 10−4 m3
1000 cm 1000 L
−9
10 m
e=0,5 nm x =5 x 10−10 m
1 nm
Finalmente, reemplazamos los datos en la ecuación del área:
2 x 10−4 m3
A= −10
=4 x 105 m2
5 x 10 m
3. El precio del oro varía mucho y ha subido hasta 1.300 dólares la onza troy.
¿Cuánto valen 227 gramos de oro a 1.300 dólares la onza troy?
Solución:
Es necesario conocer a cuantos gramos equivale 1 onza troy de oro:
1 onza troy=31 gramos
A partir de este dato realizamos las conversiones necesarias para determinar el valor de
227 gramos de oro:
1 onza troy 1.300 $ us

227 g Au x x =9.519 $ us
31 g Au 1 onza troy
4. Un experimento de laboratorio necesita que cada estudiante use 6,55 gramos de

cloruro de sodio. El instructor abre un frasco nuevo de 1,00 lb de la sal. Si cada
uno de los 24 estudiantes toman exactamente la cantidad estipulada, ¿cuánto
quedará en el frasco al final de la sesión de laboratorio?
Solución:
Los 24 estudiantes utilizaran: Sal u sada ¿ 24 . 6,55 g=157,2 g de sal

El frasco contiene: 1lb sal=453,6 gr sal
Sa l queda =453,6 g−157,2 g=296,4 g
La sal que queda es:
5. Si tres suicidas de igual peso se amarran, uno con una roca de 5.10 2 mg, otro
con 1,5 libras de acero y el último con 4,8 onzas de hierro, y se lanzan al mar
decididos a morir. ¿Quién se ahogara más rápido? ¿Por qué?
1. El primero b) El segundo c) El tercero d) Ninguno
Solución:
Primero convertimos todos los pesos a una sola unidad, en este caso elegimos gramos:
Primer suicida:
2 1g
5 .10 mg x =0,5 g
1000mg
Segundo suicida:
453,6 g
1,5 lbacero x =680,4 g
1 lb
Tercer suicida:
28,35 g
4,8 onzas x =136,1 g
1 onza
Como los pesos atados son muy bajos ninguno se ahoga.
6. a) ¿Cuántos Kg de aire hay en un aula de 12m por 10 m por 8m, si la densidad

del aire es 80 lb/litro?
b) ¿Cuántas libras de aire aspiraran 30 alumnos, en 90 minutos, si cada
uno de ellos realiza 20 aspiraciones de 1/2 litro por minuto?
Solución:
a) Calculamos el volumen del aula en litros:
1.000 L
V =12 m. 10 m. 8 m=960 m3 x 3
=9,6 x 105 L
1m
Despejamos de la fórmula de densidad, la masa y convertimos a kilogramos:
80 lb 1 kg
m=V . D=9,6 x 10 5 L . =7,7 x 107 lb. =3,5 108 kg aire
1L 0,22lb
b) Cada alumno aspirara en 1 minuto:

20 aspiraciones 0,5 L
1 minuto x x =10 L aire
1minuto 1 aspiración
En 90 minutos cada alumno aspirara:

10 L aire
90 minutos x =900 Laire
1 minuto
Los 30 alumnos aspiraran:

900 L aire
30 alumnos x =27.000 L aire
1alumno
Las libras de aire aspirado serán:

lb
m=V . D=27.000 L aire . 80 =2,2 x 106 lb de aire
L
7. El calor específico del hierro es 0,107 cal/gr °C. ¿Qué cantidad de calor se
necesita para calentar 100 gr de hierro desde 20°C hasta 70°C.
Solución:
Utilizamos la primera ley de la termoquímica:
q=m. C e .(∆ T )
cal
q=100 g Fe . 0,107 . ( 70ºC−20 ºC )=535 cal
g ºC
8. La temperatura del hielo seco (temperatura de sublimación a presión normal)

es -109 °F. ¿Es mayor o menor que la temperatura del etano en ebullición que
es de -88°C.?
Solución:
Debemos convertir ambas temperaturas a una misma escala, escogemos la escala
Celsius o centígrada.
5 5
ºC= . ( ºF−32 )= . (−109−32 )=−78,3 º C
Hielo seco: 9 9
Etano en ebullición: −88º C
La temperatura del hielo seco es mayor que la del etano en ebullición.
9. Un matraz de vidrio pesa vacío 20,2376 gr y 20,3102 gr lleno de agua a 4°C

hasta una cierta marca. El mismo matraz se seca y se llena hasta la misma
marca con una solución a 4°C. Ahora el peso es 20,330 gr. ¿Cuál es la densidad
de la solución?
Solución:
Calculamos primero el peso del agua contenido en el matraz:
mH O=20,3102 g−20,2376 g=0,0726 g de agua
2
La densidad del agua a 4ºC es 1 g/cm 3, con este valor calculamos el volumen ocupado
por el agua en el matraz que será el mismo volumen que ocupe la solución.
0,0726 g de agua 3
V agua =V solución = =0,0726 cm
g
1 3
cm
Antes de calcular la densidad de la solución, hace falta calcular el peso de la solución
que será:
msolución =20,330 g−20,2376 g=0,0924 g de solución
Finalmente calculamos la densidad:

0,0924 g g
D= 3
=1,27 3
0,0726 cm cm
10. Un líquido con un volumen de 10,7 mL tiene una masa de 9,42 gr. El líquido
puede ser octano, etanol o benceno, y las densidades de éstos son: 0,702 g/mL,
0,789 g/mL y 0,879 g/mL, respectivamente. ¿Cuál es la identidad del líquido?
Solución:
Calculamos la densidad del líquido:
9,42 g
D= =0,88 g /mL
10,7 mL
El líquido es el benceno.
11. Un picnómetro es un aparato de vidrio usado para determinar exactamente la

densidad de un líquido. El picnómetro seco y vacío tiene una masa de 27,314 g.
Cuando se llena el picnómetro con agua destilada a 25ºC, la masa total es de
34,842 g. Cuando se llena con cloroformo (un líquido usado como anestésico
antes que se conociera sus propiedades tóxicas), el aparato tiene una masa de
41,842 g.
a. ¿Cuál es el volumen del picnómetro?
b. ¿Cuál es la densidad del cloroformo?
a) Solución:
Se calcula la masa de agua contenida en el picnómetro:
mH O=34,842 g−27,314 g=7,528 g

2
Si consideramos que la densidad del agua a 25ºC es: D = 0.9970479 g/cm³,

calculamos el volumen del agua que será la misma que del picnómetro.
7,528 g
V H O =V picnómetro = =7,55 cm 3
2
g
0,997 3
cm
b) Para calcular la densidad del cloroformo calculamos primero la masa ocupada
por este líquido en el picnómetro:
mcloroformo=41,842 g−27,314 g=14,528 g
La densidad del cloroformo será:
14,528 g g
D cloroformo= 3
=1,92 3
7,55 cm cm
12. El oro puro es un metal demasiado blando para muchos empleos, por lo cual se
liga o se alea con otros para darle más resistencia mecánica. Una aleación
determinada se hace mezclando 60 g de oro, 8,0 g de plata y 12 g de cobre. ¿De
cuántos quilates es está aleación, si se considera que el oro puro es de 24
quilates?
Solución:
Se considera que: 24 quilates=100 Au
Se calcula el porcentaje de oro en la mezcla:
60 g Au
Au= x 100=75
( 60 g +8,0 g +12 g ) mezcla
La aleación tendrá por tanto:

24 quilates
75 . =18 quilates
100
13. Suponer que se ha ideado un nuevo termómetro, con su escala correspondiente,

llamado termómetro X. En la escala X, el punto de ebullición del agua está a
130º X, y el punto de congelación en los 10ºX. ¿A qué temperatura se leerá la
misma cifra de grados en el termómetro Fahrenheit y en el termómetro X?
Solución:
Calculamos la función que relaciona la escala ºX y la escala ºF:
∆X ∆F
=
∆ X 1 ∆ F1
De la siguiente proporcionalidad entre escalas calculamos la función:
X−10 F−32
=
130−10 212−32
Que resulta:
3
F= X +17
2
Sea, y: valor para el cual ambas medidas son iguales.
Para hallar el valor de y, se sustituye ésta en la función encontrada:
3
y= y +17
2
De donde resulta: y = -34 º; entonces -34 ºF = -34 ºX
14. ¿Qué está más frio, ¿algodón a -100ºC o algodón a -138ºF?
Solución:
Debemos convertir ambas temperaturas a una misma escala, escogemos la escala

Celsius o centígrada.
Algodón a – 138 ºF:

5 5
ºC= . ( ºF−32 )= . (−138−32 )=−94,4 º C
9 9
Algodón a -100ºC
La temperatura del algodón a – 100 ºC está más frio.
ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES
15. Calcular la masa atómica promedio del boro, a partir de los siguientes datos:
Isotopo Masa Abundancia %
B – 10 10,013 uma 19,78 %
B – 11 11,009 uma 82,22 %
Solución:
Utilizamos la siguiente fórmula:
. X+ .Y
ma(B )=
100
Reemplazando en la ecuación obtenemos:

19,78 . ( 10,013 uma )+ 82,22.(11,009 uma)
ma(B )= =11,03 uma
100
1. ¿Cuál es la masa real o verdadera de?

a) Una molécula de ácido nitroso
b) Un mol de Ozono
c) Una molécula de nitruro de sodio
d) Un mol de sulfito ácido de potasio
Solución:
Utilizando factores de conversión para cada caso:
a)
17 g HN O 2
1 molécula de HN O 2 . 23
=2,8 x 10−23 g HN O 2
6,023 x 10 moléculas HN O 2
b)
48 g O3
1 mol de O 3 . =48 gO 3
1 mol O3
c)
83 g N a3 N −22
1 molécula de N a 3 N . 23
=1,38 x 10 g Na3 N
6,023 x 10 moléculas N a3 N
d)
120 g KHS O3
1 mol de KHS O3 . =120 g KHS O3
1 mol KHS O3
2. La fórmula de la cafeína es C8H10N4O2. Determinar:

a. La masa de un mol de cafeína
b. El número de átomos en una molécula de cafeína
c. El número total de átomos en un mol de cafeína
d. El número de moles de cafeína en 50,0 g de cafeína.
Solución:
a)
194 g de C8 H 10 N 4 O 2
1 mol de C 8 H 10 N 4 O 2 . =194 g de C 8 H 10 N 4 O 2
1 mol de C 8 H 10 N 4 O 2
b) .
24 átomos
1 moléculade C 8 H 10 N 4 O 2 . =24 átomos
1molécula de de C8 H 10 N 4 O2
c) .
23
24 . 6,023 x 10 átomos
1 mol de C 8 H 10 N 4 O2 . =átomos
1 mol de de C 8 H 10 N 4 O2
d) .
50
1 mol de C 8 H 10 N 4 O 2
g de C 8 H 10 N 4 O 2 . =0,26 moles de C 8 H 10 N 4 O 2
194 g de C8 H 10 N 4 O 2
16. La masa real de un átomo de un isotopo desconocido es 2,18 x 10-22 g. Calcular

la masa atómica de este isótopo?
Solución:
−24
Utilizamos la siguiente equivalencia: 1uma=1,67 x 10 g
−22 1uma
2,18 x 10 gX. −24
=130,54 uma
1,67 x 10 g
17. ¿Cuántos moles de hierro se combinan con 0,22 moles de oxígeno para dar
herrumbre, Fe2O3?
Solución:
El hierro y el oxígeno reaccionan de la siguiente manera:
4Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
Relación molar: 4 mol 3 moles 2 moles
Utilizando factores de conversión:
4 moles de Fe
0,22 moles de O2 . =0,29 moles Fe
3 moles de O2
18. ¿La masa de un átomo de argón es 6,63 x 10-24 g. Cuántos átomos hay en una
muestra de 40,0 g de argón?

Solución:
1 átomo de Ar
40,0 g Ar . −24
=6,03 x 10 24 átomos de Ar
6,63 x 10 g Ar
19. ¿Qué volumen en litros ocupan 2,71 moles de gas helio en condiciones
normales?
Solución:
22,4 L He
2,71 moles H e(g) . =60,70 L H e( g)
1 mol H e g
20. ¿Cuántos gramos de S contiene un volumen de 65, 0 L de H2S medidos en

condiciones normales?
Solución:
1mol H 2 S 1 mol S 32 g S
65,0 L H 2 S . . . =92,8 g S
22,4 L H 2 S 1mol H 2 S 1 mol S
21. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene el mayor número de átomos?

a) 6,70 gr de hierro
b) 0,11 at-gr de hierro
c) 7,8 x 1020 átomos de hierro
d) 0,25 moles de hierro
Solución:
Se convierte todas las cantidades a átomos de Fe:
6,023 x 1023 átomos de Fe

6,70 g Fe . =7,2 x 1022 átomos de Fe
56 g Fe
23
0,11 at −gr Fe . =6,62 x 10 22 átomos de Fe
1 at−gr Fe
20
7,8 x 10 átomos de Fe ; Esta cantidad no necesita conversión
23
0,25 moles Fe . =1,5 x 1023 átomos de Fe
1 mol Fe
Respuesta. 0,25 moles de Fe

22. El 10 % es el óxido ferroso que cubre la superficie de un clavo de "hierro",

cuya masa total es de 9,83 g. Determinar en el clavo.
a) El At-gr de hierro.
b) Los átomos de hierro
c) Los moles de FeO
d) Las moléculas de FeO
Solución:
Se debe calcular primero las masas de óxido ferroso (FeO) y del Fe en el clavo:
mFeO =mt .10 =9,83 g . 0,10=0,98 g
Si el 10 % es el FeO que cubre el clavo el resto, es decir 90% es Fe sin oxidar:
mFe =mt . 90 =9,83 g .0,90=8,85 g
Con cada masa calculamos lo que se pide:

1at −gr Fe
8,85 g Fe . =0,16 at−gr Fe
56 g Fe
23
8,85 g Fe . =9,5 x 10 22 átomos de Fe
56 g Fe
1 mol FeO
0,98 g FeO . =0,018 moles FeO
72 g FeO
23
6,023 x 10 moléculas de FeO
0,98 g FeO . =8,2 x 1021 moléculas de FeO
72 g FeO
23. En un litro de agua están presentes:

a) ¿15 moles de agua?
b) ¿8,2. 1020 átomos de oxígeno?
c) ¿55,55 moles de agua?
d) ¿500 gr de agua?
Solución:

3
1.000 cm H 2 O 1 gr H 2 O 1 mol H 2 O
1< H 2 O x x 3
x =55,55moles de H 2 O
1< H 2 O 1cm H 2 O 18 gr H 2 O
24. ¿Cuantos años tardaríamos en contar todos los átomos de mercurio que hay en
una microgota de mercurio de masa igual a 4.10-8 gramos; si cada 60 segundos
contamos 50 átomos de mercurio?
Solución:
1 mol Hg 6,023. 1023 át de Hg 60 seg 1 hora 1 día 1año

4, 10−8 gr Hg x x x x x x
201 gr Hg 1 mol Hg 50 át de Hg 3.600 seg 24 hrs . 365 días
¿ 4,6 x 10 6 años
25. El diámetro de un átomo de oxígeno es aproximadamente de 11 Å, si se colocan

en fila 10 moles de oxígeno, ¡qué longitud alcanzaría la fila?
Solución:
Se utiliza factores de conversión:
6,023 x 1023 átomos de O 11 Å 1 x 10−10 m

10 moles O . . . =¿
1mol O 1 átomo O 1Å
26. Una gota de lágrima contiene 65 mg de agua. ¿Cuantas moléculas de agua hay
en 4 gotas de lágrimas?
Solución:

23
65 mg H 2 O 1 gr H 2 O 1 mol H 2 O 6,023 .10 moléculas H 2 O 21
4 gotas lag . x x x x =8,7 x 10 molecu
1 gota de lag . 1.000 mg H 2 O 18 gr H 2 O 1 mol H 2 O
27. Para escribir 8000 palabras sobre un papel impreso se han gastado 1,12 g de
carbón grafito de la mina de un lápiz. ¿Cuántos átomos de carbono, en
promedio, hay en cada palabra?
Solución:
Utilizando factores de conversión obtenemos los átomos de C contenidos en 1,12 gr de

C:
6,023 .10 23 átomos C
1,12 gr C x =5,02 x 1022 átomos C
12 gr C
Dividimos el número de átomos de C entre el número de palabras y obtendremos:

22
5,02 x 10 átomos de C átomos C
=6,27 x 10 18
8.000 palabras palabra
28. Una muchacha recibe como regalo de su enamorado un anillo de "oro" de 3,2
gramos y de 18 quilates. Si 0,0117 moles de oro cuesta 89 $us. ¿Cuál es el costo
del oro en la joya? (24 quilates = 100% oro) (1 $us = 6,90 Bs).
Solución:
Primero obtenemos a que porcentaje de oro en el anillo corresponde los 18 quilates:
100 Au
18 quilates Au x =75 Au
24 quilates Au
Por tanto de los 3,2 gr que pesa el anillo, solo el 75 % es Au, el resto puede ser cobre o
plata.
Con este dato realizamos los factores de conversión correspondientes:
75 gr Au 1 mol Au 89 $ us 6,90 Bs
3,2 gr anillo x x x x =639,4 Bs
100 gr anillo 197 gr Au 0,0117 moles Au 1 $ us
29. Nuestro cuerpo contiene bastante carbono como para fabricar 9000 minas de
lápiz de 20 cm de longitud y 2 mm de diámetro. ¿Cuántos átomos de carbono se
encuentran distribuidos en cada lápiz? (Densidad del carbón grafito = 2,62
g/cm3).
Solución:
Calculamos el volumen de la mina de cada lápiz, considerando que la mina tiene forma
de un cilindro:
D
Datos: altura, h = 20 cm
Diámetro, D = 2 mm = 2 cm
π
V = . D2 . h h
4
Reemplazando datos:
π 2 2 3
V = . 2 cm .20 cm=62,8 cm
4
Para este volumen calculamos el número de átomos de C, utilizando la densidad y el

número de Avogadro.
2,62 gr C 6,023 x 1023 átomos C

62,8 cm3 C x 3
x =8,3 x 1024 átomos C
1 cm C 12 gr C
REACCIONES QUÍMICAS
MÉTODOS DE IGUALACIÓN
30. Balancear cada una de las ecuaciones por el método del tanteo.
a. 2NaHCO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O + 2CO2
b. 3Mg(OH)2 + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 6H2O
c. Al2O3 + 6H+ → 2Al3+ + 3H2O
d. 2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O
e. 2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
31. Completar las siguientes ecuaciones:
f. CuCl2 + H2SO4 → CuSO4 + 2HCl

g. CaCl2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2HCl
h. Cu(NO3)2 + 2KOH → Cu(OH)2 + 2KNO3
i. CaCl2 + 2AgNO3 → Ca(NO3)2 + 2AgCl
j. CuSO4 + H2S → CuS + H2SO4
32. Balancear cada una de las ecuaciones por el método algebraico
a. Fe2O3 + KNO3 + KOH → K2FeO4 + KNO2 + H2O

Escribimos una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación
AFe2O3 + BKNO3 + CKOH → DK2FeO4 + EKNO2 + FH2O
Establecemos ecuaciones para cada uno de los elementos:
Fe: 2A = D (1)
K: B + C = 2D + E (2)
N: B = E (3)
H: C = 2F (4)
O: 3A + 3B + C = 4D + 2E + F (5)
Resolvemos las ecuaciones
Si D = 2 ; A = 1 Los coeficientes encontrados son:
Reemplazando (3) en (2) y sustituyendo
el valor de D: A=1
E + C = 2D + E; C = 4 B=3
Reemplazando el valor de C en (4) C=4
F=2 D=2
Reemplazando en (5) E=3
3.(1) + 3B + 4 = 4.(2) + 2E + 2 F=2
3B = 2E + 3 (6)
Reemplazando (3) en (6)
3E = 2E + 3; E = 3 y B = 3
Reemplazando los coeficientes encontrados en la ecuación original:
Fe2O3 + 3 KNO3 + 4KOH → 2 K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

b. H2S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O

AH2S + BHNO3 → CH2SO4 + DNO2 + EH2O
H: 2A + B = 2C + 2E (1)
S: A = C (2)
N: B = D (3)
O: 3B = 4C + 2D +E (4)
Resolvemos las ecuaciones

Si C = 1 ; A = 1 B = 8; D = 8
Reemplazando estos valores en (1) Los coeficientes encontrados son:
2(1) + B = 2(1) + 2E; B = 2E (5) A=1
Reemplazando (3) y (5) en (4) B=8
3. (2E) = 4. (1) + 2. (2E) +E C=1
6E = 4 + 5E; E = 4 D=8
Reemplazando E = 4 en (5) E=4
Reemplazando los coeficientes encontrados en la ecuación original:

H2S + 8HNO3 → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O
c. H2C2O4 + KMnO4 → CO2 + K2CO3 + MnO2 + H2O
AH2C2O4 + BKMnO4 → CCO2 + DK2CO3 + EMnO2 + FH2O
H: 2A = 2F (1)
C: 2A = C + D (2)
Mn: B = E (3)
K: B = 2D (4)
O: 4A + 4B = 2C + 3D + 2E + F (5)
Resolviendo las ecuaciones obtenemos los siguientes coeficientes:

A = 3; B = 2; C = 5; D = 1; E = 2 y F = 3
Reemplazando los coeficientes encontrados en la ecuación original
3H2C2O4 + 2KMnO4 → 5CO2 + K2CO3 + 2MnO2 + 3H2O
d. CH3OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → HCOOH + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +

H2O
Escribimos una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:
ACH3OH + BK2Cr2O7 + CH2SO4 → DHCOOH + ECr2(SO4)3 + FK2SO4 + GH2O
C: A = D (1)
Cr: 2B = 2E (2)
S: C = 3E + F (3)
K: 2B = 2F (4)
H: A + 2C = 2D + 2G (5)
O: A + 7B + 4C= 2D + 12E + 4F + G (6)
A = 3; B = 2; C = 8; D = 3; E = 2; F = 2 y G = 11
3CH3OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → 3HCOOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O
e. C2H6 + O2 → CO2 + H2O

Escribimos una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:
AC2H6 + BO2 → CCO2 + DH2O
C: 2A = C (1)
H: 6A = 2D (2)
O: 2B = 2C + D (3)
A = 2; B = 7; C = 4 y D = 6
2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O
33. Balancear cada una de las ecuaciones por el método de oxidación – reducción
f. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Se escribe los elementos que sufren un cambio en el estado de oxidación:
-2 +6 +6 0 +3 +6
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Se escriben los diagramas de equilibrio para cada especie que presenta los cambios de
oxidación:
S(-II) → S(0) + 2ē
3 ē + Cr2(+VI) → Cr2(+III)
Se multiplica por los coeficientes necesarios para eliminar las cargas y se sumas ambas
semirreacciones:
3S(-II) → 3S(0) + 6ē (x 3)
6 ē + 2Cr2(+VI) → 2Cr2(+III) (x 2)
3S(-II) + 2Cr2(+VI) → 3S(0) + 2Cr2(+III)
Reemplazamos los coeficientes en la ecuación general y completamos el resto por

tanteo:
3H2S + K2Cr2O7 + 4 H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
g. HCl + KMnO4 → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
-1 +7 +2 0
HCl + KMnO4 → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
oxidación:
5 ē + Mn(+VII) → Mn(+II)
2Cl(-I) → 2Cl(0) + 2 ē
semirreacciones:
5 ē + Mn(+VII) → Mn(+II) (x2)

2Cl(-I) → 2Cl(0) + 2 ē (x5)
2 Mn(+VII) + 10Cl(-I) → 2Mn (+II) + 10Cl(0)

tanteo:
16HCl + 2KMnO4 → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
h. S + KClO3 + H2O → Cl2 + K2SO4 + H2SO4

0 +5 0 +6
S + KClO3 + H2O → Cl2 + K2SO4 + H2SO4
oxidación:
S(0) → S(+VI) + 6 ē
5 ē + Cl(+V) → Cl(0)
semirreacciones:
S(0) → S(+VI) + 6 ē (x5)

5 ē + Cl(+V) → Cl(0) (x6)
5 S(0) + 6Cl(+V) → 5 S(+VI) + 6 Cl(0)

tanteo:
5S + 6KClO3 + 2H2O → 3Cl2 + 3K2SO4 + 2H2SO4
i. MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O
+2 +5 +7 -1
MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O
oxidación:
Mn(+II) → Mn(+VII) + 5 ē
6ē + Cl(+V) → Cl(-I)
semirreacciones:
Mn(+II) → Mn(+VII) + 5 ē (x6)

6ē + Cl(+V) → Cl(-I) (x5)
6Mn(+II) + 5Cl(+V) → 6Mn(+VII) + 5Cl(-I)

tanteo:
6MnO2 + 2KClO3 + 12KOH → 6K2MnO4 + 2KCl + 6H2O
j. Cr2O3 + NaNO3 + KOH → K2CrO4 + NaNO2 + H2O

+3 +5 +6 +3
Cr2O3 + NaNO3 + KOH → K2CrO4 + NaNO2 + H2O
oxidación:
2ē + N(+V) → N(+III)
Cr2(+III) → 2Cr(+VI) + 9ē
semirreacciones:
2ē + N(+V) → N(+III) (x9)

Cr2(+III) → 2Cr(+VI) + 9ē (x2)
9N(+V) + 2Cr2(+III) → 9N(+III) + 4Cr(+VI)

tanteo:
2Cr2O3 + 9NaNO3 + 8KOH → 4K2CrO4 + 9NaNO2 + 4H2O
La ecuación no está igualada por tanto dividimos entre un numero divisible:
Cr2O3 + 3NaNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + 3NaNO2 + 2H2O
34. Balancear cada una de las ecuaciones por el método del ión electrón
k. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Escribimos la ecuación con las especies que presentan cambios en su estado de

oxidación:
+2 +7 +3 +2
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Escribimos las semirreacciones e igualamos los átomos y cargas:
5 ē + 8 H+ + MnO4- → Mn+2 + 4 H2O Reducción

Fe+2 → Fe+3 + 1ē Oxidación
Multiplicamos por (5) la SR de oxidación para eliminar los electrones (ē) y sumamos:
5 ē + 8 H+ + MnO4- → Mn+2 + 4 H2O

5 Fe+2 → 5 Fe+3 + 1ē ( x 5)
8 H + MnO4 + 5Fe+2 → Mn+2 + 5Fe+3 + 4 H2O
+ -
Reemplazamos los coeficientes encontrados en la ecuación original y tenemos:
5FeSO4 + KMnO4 + 4H2SO4 → 2,5Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + 4H2O
Finalmente multiplicamos los dos compuestos que tienen hierro por 2 para tener
enteros, e igualamos el resto por simple inspección:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
l. MnO2 + NaBiO3 + HNO3 → HMnO4 + BiONO3 + NaNO3 + H2O

oxidación:
+2 +5 +7 +3
MnO2 + NaBiO3 + HNO3 → HMnO4 + BiONO3 + NaNO3 + H2O
Medio básico:
4OH- + MnO2 → MnO4- + 2 H2O + 2ē
4ē + 2H2O + BiO3+ → BiO+ + 4 OH-
Multiplicamos por 2 la primera ecuación y sumamos, cuidando de simplificar las

especies iguales:
4OH- + MnO2 → MnO4- + 2 H2O + 2ē (x2)
4ē + 2H2O + BiO3+ → BiO+ + 4 OH-
4OH- + 2MnO2 + BiO3+ → 2MnO4- + BiO+ + 2 H2O
Reemplazamos los coeficientes encontrados en la ecuación original y completamos por

simple inspección:
2MnO2 + 3NaBiO3 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3BiONO3 + 3NaNO3 + 2H2O
m. NaI + NaIO3 + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + H2O

oxidación:
-1 +5 0
NaI + NaIO3 + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + H2O
2 I-1 → I20 + 2ē
10 ē + 12 H +2IO3-
+
→ I20 + 6 H2O
Multiplicamos por 5 la primera ecuación y sumamos, cuidando de simplificar las

especies iguales:
2 I-1 → I20 + 2ē (x5)
+ - 0
10 ē + 12 H +2IO3 → I2 + 6 H2O
10 I-1 + 12 H+ +2IO3 → 6 I20 + 6 H2O
simple inspección:
10NaI + 2NaIO3 + 6H2SO4 → 6I2 + 6Na2SO4 + 6H2O

n. Bi(OH)3 + [Sn(OH)4]2- → [Sn(OH)6]2- + Bi

oxidación:
+3 +2 +4 0
Bi(OH)3 + [Sn(OH)4]2- → [Sn(OH)6]2- + Bi
3 ē + Bi+3 → Bi0
2 OH + [Sn(OH)4]2- → [Sn(OH)6]2- + 2 ē
-
Multiplicamos por 2 la primera ecuación y por tres la segunda y luego sumamos,

cuidando de simplificar las especies iguales:
3 ē + Bi+3 → Bi0 (x2)

2 OH- + [Sn(OH)4]2- → [Sn(OH)6]2- + 2 ē (x3)
2 Bi+3 + 6OH- + 3[Sn(OH)4]2 → 2Bi0 + 3[Sn(OH)6]2-

simple inspección:
2Bi(OH)3 + 3[Sn(OH)4]2- → 3[Sn(OH)6]2- + 2Bi
o. BCl3 + P4 + H2 → BP + HCl

oxidación:
0 0 -3 +1
BCl3 + P4 + H2 → BP + HCl
12 ē + P4 → 4 P-3
H20 → 2 H+ + 2ē
Igualamos las cargas y simplificamos:
12 ē + P4 → 4 P-3
H20 → 2 H+ + 2ē (x6)
P4 + 6 H20 → 4 P-3 + 12 H+

simple inspección:
4 BCl3 + P4 + 6 H2 → 4 BP + 12 HCl
OJO:.. Los incisos f), g) y h) no pueden resolverse por el método del ión electrón por lo
que las mismas han sido igualadas por otros métodos:
p. Zn3Sb2 + 6H2O → 3Zn(OH)2 + 2SbH3
q. 3IBr + 4NH3 → NI3 + 3NH4Br
r. K4Fe(CN)6 + 6H2SO4 + 6H2O → 2K2SO4 + FeSO4 + 3(NH4)2SO4 + 6CO
ESTEQUIOMETRÍA
LEY DE LAVOISIER
35. Cuántas libras de Na metálico y de Cl líquido se pueden obtener a partir de 1
tonelada de sal?
Cuantas libras de NaOH y cuantas libras de cloruro de hidrógeno?
Solución:
NaCl → Na + Cl
58,5 lb 23 lb 35,5 lb
2,2 lb sal 23 lb Na
1ton sal . . =0,86 lb Na
1 ton. sal 58,5 lb sal
2,2 lb sal 35,5 lbCl

1ton sal . . =1,34 lbCl
1 ton. sal 58,5 lb sal
El Na+ reacciona con el OH- del H20 y se forma:
Na+ + OH- → NaOH

23 lb 17 lb 40 lb
40 lb NaOH
0,86 lb Na . =1,50lb NaOH
23 lb Na
El Cl- reacciona con el H+ del H2O y se forma:
Cl- + H+ → HCl
35,5 lb 1,0 lb 36,5 lb
36,5lb HCl
1,34 lb Cl . =1,38 lb HCl
35,5 lbCl
36. Considérese la combustión del alcohol amílico, C5H11OH.
2C5H11OH + 15O2 → 10CO2 + 12H2O
a) Cuántos moles de O2 se necesitan para la combustión de un mol de

alcohol amílico? b) Cuántos moles de H2O se forman por cada mol de O2
consumido? c) Cuántos gr. de CO2 se producen por cada mol de alcohol
amílico quemado? d) Cuántos gramos de CO2 se producen por cada
gramo de alcohol amílico quemado? e) Cuántas toneladas de CO 2 se
producen por cada tonelada de alcohol amílico quemado.
Solución:
2C5H11OH + 15O2 → 10CO2 + 12H2O
176 g 480 g 440 g 216 g
15 moles O 2
1 mol C5 H 11 OH . =7,5 moles O 2
2 moles C 5 H 11 OH
12 moles H 2 O
1 mol O 2 . =0,80 moles H 2 O
15 moles O 2
10 moles C O 2 44 gr CO 2
1 mol C5 H 11 OH . . =220 g C O2
2 mol C 5 H 11 OH 1 mol CO 2
440 g C O 2
1 g C 5 H 11 OH . =2,5 g C O 2
176 g C 5 H 11 OH
440 tonC O2
1ton C5 H 11 OH . =2,5 ton C O2
176 tonC 5 H 11 OH
37. Un generador portátil de hidrógeno utiliza la reacción:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
Cuantos gr. de H2 se pueden producir mediante un cartucho de 50 gr. de

CaH2?
Solución:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
42 g 36 g 74 g 4g
4 g H2
50 g Ca H 2 . =4,8 g H 2
42 g Ca H 2
38. El yodo puede prepararse mediante la reacción:
2NaIO3 + 5NaHSO3 → 3NaHSO4 + 2Na2SO4 + H2O + I2
Para producir cada kilogramo de yodo. Cuánto NaIO3 cuánto NaHSO3

deben utilizarse?
Solución:
2NaIO3 + 5NaHSO3 → 3NaHSO4 + 2Na2SO4 + H2O + I2
396 g 520 g 360 g 284 g 18g 254 g
Cantidad de NaIO3:
396 g NaI O 3
1.000 g I 2 . =1.559 g NaI O3 =1,56 Kg NaI O3
254 g I 2
Cantidad de NaHSO3:
520 g NaHS O 3
1.000 g I 2 . =2.047 g NaHS O 3=2,05 Kg NaHS O 3
254 g I 2
39. a) Cuántas libras de ZnO se formaran cuando se calienta fuertemente al aire 1

lb de blenda de cinc ZnS?
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2.
b) Cuántas toneladas de ZnO se formaran a partir de 1 tn. ZnS?

c) Cuántos Kg. de ZnO se formaran a partir de 1 Kg de ZnS?
Solución:
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2
194 g 96 g 162 g 128 g
a)
162lb ZnO
1lb ZnS . =0,835 lb ZnO
194 lb ZnS
b) .
162 ton ZnO
1ton ZnS . =0,835 ton ZnO
194 ton ZnS
c) .
162 g ZnO
1 g ZnS . =0,835 Kg ZnO
194 g ZnS
40. En un motor a reacción alimentado con butano C4H10. Cuántos Kg. de oxígeno
líquido deben proporcionarse por cada Kg de butano para que la combustión
sea completa?
2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O.

Solución:
2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O
116 Kg 416 Kg 352 Kg 180 Kg
416 Kg O 2
1 Kg C 4 H 10 . =3,58 Kg O 2
116 Kg C 4 H 10
41. Cuántas lb de Na2SO4 al 83.4% se podrán producir a partir de 250 kg de sal al

94.5%?
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl
Solución:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl
117 Kg 98 Kg 142 Kg 73 Kg
4(i)
94,5 K g NaCl( p) 142 Kg Na2 S O4 (p ) ¿
250 Kg NaC l(i) . . . 100 Kg Na2 S O¿
100 K g NaCl(i ) 117 Kg NaC l (p ) 83,4 Kg Na2 S O4 ( p)
Este valor lo convertimos a libras:
2,2lb Na2 S O 4 (i)

343,8 Kg Na2 S O 4 (i) . =756,4 lb Na2 S O 4 (i )
1 Kg Na 2 S O 4 (i)
42. Cuántos kilogramos de H2SO4 pueden prepararse a partir de un Kg. de cuprita

Cu2S, si cada átomo de S en Cu2S se convierte en 1 molécula de H2SO4?
Solución:
Tenemos que partir de la siguiente relación estequiométrico:

23
1 átomo S 32 g S 6,023 x 10 molécula H 2 S O 4 32 g S
. 23
. =
1 molécula H 2 S O 4 6,023 x 10 átomos S 98 gr H 2 S O 4 98 g H 2 S O 4
32 Kg S 98 Kg H 2 S O4
1 Kg Cu 2 S . . =0,612 Kg H 2 S O4
160 Kg Cu2 S 32 Kg S
LEY DE PROUST
43. Cuando se queman 1.010 gr de vapor de zinc en el aire, se producen 1.257 gr de

óxido. Cuál es la fórmula empírica del óxido.
Solución:
Se determinan las masas de zinc y oxígeno contenidos en el óxido:
mZn =1,010 g
mO=móxido −m Zn =1,257 g−1,010 g=0,247 g
Se divide las masas parciales entre la masa total para obtener los porcentajes de Zn y O.
1,010 g
%Zn : .100=80,35
1,257 g
0,247 g
%O : .100=19,65
1,257 g
Se divide los porcentajes obtenidos entre sus pesos atómicos:
80,35
Zn : =1,236
65
19,65
O: =1,228
16
Elegimos el número menor y dividimos entre este número los demás, para sacar el
número de átomos de cada elemento:
1,236
Zn : =1
1,228
1,228
O: =1
1,228
La fórmula será ZnO

44. Una muestra de 3.245 gr de cloruro de titanio se redujo con sodio hasta titanio
metálico. Posteriormente se eliminó el cloruro de sodio resultante, el titanio
metálico residual se secó y se pesó, y se obtuvo 0.819 gr. Cuál es la fórmula
empírica del cloruro de titanio.
Solución:
Se determinan las masas de titanio y cloro contenidos en el óxido:
m Ti =0,819 g
mCl=mcloruro detitanio −m titanio=3,245 g−0,819 g=2,426 g
Se divide las masas parciales entre la masa total:
0,819 g
%Ti: . 100=25,24
3,245 g
2,426 g
%Cl: . 100=74,76
3,245 g

25,24
Ti: =0,526
48
74,76
Cl : =2,101
35,5
0.526
Ti: =1
0.526
2,101
Cl : =4
0,526
La fórmula será TiCl4
45. Una muestra de 1.500 g. de un compuesto que solo contiene C, H y O se quemó

completamente. Los únicos productos de combustión fueron 1.738 g de CO 2 y
0.711 g. de H2O. Cuál es la fórmula empírica del compuesto?
Solución:
Se determina las masas de C y H contenidos en los productos de combustión que serán

las cantidades originales contenidas en el compuesto:
12 g C
C : 1,738 g CO 2 . =0,474 g C
44 g C O2
2g H
H : 0,711 g H 2 O. =0,079 g H
18 g H 2 O
Se determinan los porcentajes de C y H contenidos en la muestra inicial que tiene una

masa de 1,500 g.
0,474 g
%C : .100=31,6
1,500 g
0,079 g
%H : .100=5,27
1,500 g
El porcentaje de oxígeno se calcula restando de 100 el porcentaje de C y H:
O=100 −31,6 −5,27 =63,13
31,6
%C : =2,633
12
5,27
%H : =5,270
1
63,13
%O : =3,945
16
2,633
C: =1
2,633
5,270
H: =2
2,633
3,945
O: =1,5
2,633
La fórmula será CH2O1,5 para evitar los decimales multiplicamos por 2, siendo la
fórmula empírica final: C2H4O3.
46. Mediante el análisis elemental se encontró que un compuesto orgánico contiene

C, H, N y O como sus únicos elementos componentes. Una muestra de 1.279 g.
se quemó por completo y se obtuvieron 1.60 de CO2 y 0.77 g. de H2O. Una
muestra de 1.625 g. que se pesó por separado, contiene 0.216 g. de Nitrógeno.
Cuál es la fórmula empírica del compuesto?
Solución:
Se determina las masas de C, H y N contenidos en los productos de combustión que

serán las cantidades originales contenidas en el compuesto:
12 g C
C : 1,60 gCO 2 . =0,436 g C
44 g C O2
2g H
H : 0,77 g H 2 O. =0,086 g H
18 g H 2 O
Se determinan los porcentajes de C y H contenidos en la muestra inicial que tiene una

masa de 1,500 g.
0,436 g
%C : . 100=34,1
1,279 g
0,086 g
%H : .100=6,72
1,279 g
En el caso del N, como esta sustancia es inerte se la calcula de la siguiente manera:
0,216 g
%N : . 100=13,3
1,625 g
El porcentaje de oxígeno se calcula restando de 100 el porcentaje de C, H y N:
O=100 −34,1 −6,72 −13,3 =45,88
34,1
%C : =2,84
12
6,72
%H : =6,72
1
13,3
%N : =0,95
14
45,88
%O : =2,87
16
2,84
C: =3
0,95
6,72
H: =7
0,95
0,95
N: =1
0,95
2,87
O: =3
0,95
La fórmula será C3H7O3N

47. Calcúlese el porcentaje de cobre en cada uno de los siguientes minerales:
Cuprita, Cu2O; piritas de cobre, CuFeS 2; malaquita, CuCO3.Cu (OH)2.
Cuántas toneladas de cuprita darán 500 toneladas de Cu?
Solución:
128 g Cu
%Cu= . 100=88,9 Cu enla cuprita
144 g Cu2 O
64 g Cu
%Cu= . 100=34,8 Cu en las piritas de cobre
184 g CuFeS 2
OH ¿2
¿
222 g CuC O3 .Cu ¿
128 g Cu
%Cu= ¿
144 tonC u2 O
500 ton Cu. =563ton C u2 O
128 tonCu
48. Se ha informado que el contenido de arsénico de un insecticida agrícola es de

28% de As2O5. Cuál es el porcentaje de arsénico en esta preparación?
Solución:
Calculamos el % de As en el As2O5
150 g As
%As= . 100=65,22 As
230 g As2 O5
El As2O5 tiene un 65,22 % As, sin embargo su porcentaje disminuirá en el insecticida

agrícola ya que solo el 28,5 % es de As2O5:
65,22 As
28,5 As2 O5 . =18,6 As
100 As2 O5
49. Una pieza de soldadura de plomero que pesaba 3.00 gr. se disolvió en ácido
nítrico diluido y después se trató con H 2SO4 diluido. Esto precipitó el plomo
como PbSO4, el cual después de lavado y secado pesó 2.93 gr. Entonces, la
solución se neutralizó para precipitar ácido estánico, el cual se descompuso por
calentamiento para obtener 1.27 gr. SnO 2. Cuál es el análisis de soldadura en
porcentaje de Pb y Sn.
Solución:
msoldadura=3,00 g
mPbS O =2,93 g
4
mSnO =1,27 g
2
Se determina las masas de Pb y Sn a partir de las masas totales de los compuestos:
207 g Pb
2,93 g Pb SO 4 . =2,00 g Pb
303 gPb SO 4
119 g Sn
1,27 g Sn O2 . =1,00 g Sn
151 gSnO 2
El porcentaje de soldadura será:
2,00
%Pb : .100=66,7 Pb
3,00
1,00
%Sn : .100=33,3 Sn
3,00
50. Se cuenta con 10 tn de carbón que contiene 2.5% de S y se dispone, además, de
otros 2 tipos de carbón que contienen 0.80% y 1.10% de S. Cuántas toneladas
de los dos últimos se necesitarán mezclar con las 10 tn originales para obtener
20 tn. que contengan 1.7% de azufre?
Solución:
Se dispone de tres carbones de las siguientes características:
Masa %S
Carbón 1 10 ton 2,5 %
Carbón 2 x 0,80 %
Carbón 3 y 1,10%
Se quiere obtener:
Carbón 20 ton 1,7%
Para la resolución se necesita realizar un balance de masas y de contenidos de azufre en

cada carbón:
Balance de masas:
10+ x+ y=20 (1)
Balance de S:
2,5ton S 0,80 tonS 1,10 tonS 1,7 tonS

10 ton C . + x tonC . + y tonC . =20 tonC .
100 tonC 100 tonC 100ton C 100 tonC
0,25+0,008 x +0,011 y=0,34 (2)
Las dos ecuaciones son:
x+ y=10 (1)
0,008 x+ 0,011 y=0,09 (2)
Resolviendo las dos ecuaciones obtenemos:
x = 6,7 ton de 0,80 % ; y = 3,3 ton de 1,10%

51. Una formulación común para una emulsión catiónica de asfalto indica utilizar
0.5% de aminoemulsificante sebáceo y 70% de asfalto; el resto consta de agua e
ingredientes solubles en agua. Cuánto asfalto se podrá emulsificar por libra del
emulsificante?
Solución:
70 lb asfalto
1lb emulsificante . =140lb asfalto
0,5lb emulsificante
RENDIMIENTO
52. La reacción de combustión del propano, C3H8 es:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
a) Se hacen reaccionar 5,0 moles de C3H8 y 5,0 moles de O2, ¿cuántos moles
de CO2 se pueden producir?
b) Si se hacen reaccionar 3 moles de propano con 3,0 moles de oxígeno,
¿cuántos moles de dióxido de carbono pueden producirse?
c) Si se colocan 2,0 moles de propano y 14 moles de oxígeno en un
recipiente cerrado y reaccionan hasta el final (ello quiere decir, hasta
que se termine los reactivos), ¿qué compuestos están presentes en el
recipiente después de la reacción y cuantos moles de cada uno de ellos
hay?
Solución:
a) C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

1 mol 5 moles 3 moles 4 moles
En la reacción del propano el O2 es el reactivo limitante ya que 5 moles de O 2 solo

requieren 1 mol de C3H8
De acuerdo a la reacción la cantidad de CO2 producida será:

3 moles CO 2
5 moles O 2 . =3 moles de CO 2
5 moles O 2
b) Se debe identificar el reactivo limitante:

1 mol C3 H 8
3 moles O 2 . =0,6 moles de C3 H 8
5 moles O 2
5 moles O2
3 moles C 3 H 8 . =15 moles de O2
1 mol C3 H 8
El reactivo límite sigue siendo el O2; la cantidad de CO2 que se formara será:
3 mol CO 2
3 moles O 2 . =1,8 moles de CO 2
5 moles O 2
c) Estarán presentes:
4 mole s O2 ; 6 moles de CO2 y 8 moles de H 2 O
53. Al metanol se le da el nombre común de alcohol metílico. Casi todo el metanol

comercial se produce mediante la reacción del monóxido de carbono, CO con
H2(g) a temperatura y presión elevadas. Para 72,0 Kg de CO que reacciona con
5,50 Kg de H2. CO(g) + H2(g) → CH3OH(l)
a. Cuál es el reactivo limitante
b. Cuál es el rendimiento teórico del metanol
c. Si el rendimiento real del metanol es de 39,5 Kg. ¿Cuál es el rendimiento
porcentual?
Solución:
CO (g) + 2H2 (g) → CH3OH (l)
28 kg 4 kg = 32 kg
a) Calculamos el requerimiento de cada reactivo:
4 kg H 2
72 kg CO . =10,28 kg H 2
28 kg CO
28 kg CO
5,50 kg H 2 . =38,50 kg CO
4 kg H 2
El reactivo limitante es el H2 ya que solo requiere una parte del CO disponible.
b) El rendimiento teórico es:
32 kg C H 3 OH
5,50 kg H 2 . =44,00 kg C H 3 OH
4 kg H 2
c) El rendimiento porcentual es:

R Real
%Rendimiento( R)= . 100
RTeórico
39,5 kg
%R= . 100=89,8
44 kg
54. En la producción industrial del acetileno, 3,81 x 10 4 g de acetileno, C2H2 se

producen cuando 5,19 x 104 g de metano, CH4 son tratados en un arco eléctrico,
produciendo la reacción: CH4 → C2H2 + H2
d. Encontrar el rendimiento de la reacción de producción del acetileno.
Solución:
2 CH4 → C2H2 + 3 H2
32 g = 26 g + 6 g
El rendimiento real es:
26 gC 2 H 2
5,19 x 104 g CH 4 . =4,2210 4 g C 2 H 2
32 g CH 4
El rendimiento de la reacción es:
3,81 x 10 4 g
%R= . 100=90,3
4,22 x 104 g
55. Cablebol necesita cobre puro para producir cables eléctricos, pero el cobre en
Bolivia está presente en la naturaleza como Cu2S, covelita. La extracción del
cobre a partir de covelita se realiza por medio de la reacción:
Cu2S(s) + O2 (g) → Cu(s) + SO2 (g)
Si el rendimiento de la reacción es de 61,2 %, ¿Cuánto de Cu produce el
tratamiento metalúrgico de 7,0 x 106 g de Cu2S.
Solución:
Cu2S(s) + O2 (g) → 2 Cu(s) + SO2 (g)
160 g 32 g = 128 g 64 g
6 128 g CuT 61,2 g Cu R 6
7,0 x 10 g Cu2 S . . =3,4 x 10 g Cu
160 g Cu 2 S 100 g Cu T
56. Si 200 g de tricloruro de fósforo, PCl 3 en un exceso de agua producen 128 g de

cloruro de hidrógeno, calcular el porcentaje de rendimiento para la reacción:
PCl3 + H2O → H3PO3 + HCl
Solución:
PCl3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HCl
137,5 g 54 g = 82 g 109,5 g
El rendimiento real de HCl es:
109,5 g HCl
200 g P Cl 3 . =159 g HCl
137,5 g PCl3
El rendimiento de la reacción es:
128 g
%R= .100=80,5
159 g
57. El cloro gaseoso, Cl2 puede presentar diferentes reacciones con el agua,
incluyendo la siguiente:
Cl2 + H2O → HCl + HClO3
En base a esta ecuación calcular el porcentaje de rendimiento si 80 g de Cl 2
con 18 g de H2O producen 60 g de HCl.
Solución:
3Cl2 + 3H2O → 5HCl + HClO3

213 g 54 g 182,5 g 84,5 g
Se debe determinar primero si alguno de los reactivos está limitando la reacción:
54 g H 2 O
80 gCl 2 . =20,28 g H 2 O
213 g Cl2
213 g Cl 2
18 g H 2 O. =71,0 gCl 2
54 g H 2 O
El reactivo limitante es el agua; con este dato se debe calcular la cantidad de HCl
producido:
182,5 g HCl
18 g H 2 O. =60,83 g HCl
54 g H 2 O
El rendimiento de la reacción será:
60 g
%R= .100=98,6
60,83 g

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SOLUCIONARIO: QUÍMICA GENERAL Ing. Leonardo Suárez M.

PRÁCTICA: PRIMER PARCIAL DOCENTE QUÍMICA

LA MATERIA SUS PROPIEDADES Y SU MEDICIÓN

V =8,2 m x 13,5 m x 2,75m=304,4 m3

2. El aceite se extiende en una capa delgada sobre el agua cuando se presenta un

Finalmente, reemplazamos los datos en la ecuación del área:

1 onza troy=31 gramos

1 onza troy 1.300 $ us

4. Un experimento de laboratorio necesita que cada estudiante use 6,55 gramos de

Los 24 estudiantes utilizaran: Sal u sada ¿ 24 . 6,55 g=157,2 g de sal

Como los pesos atados son muy bajos ninguno se ahoga.

6. a) ¿Cuántos Kg de aire hay en un aula de 12m por 10 m por 8m, si la densidad

b) Cada alumno aspirara en 1 minuto:

En 90 minutos cada alumno aspirara:

Los 30 alumnos aspiraran:

Las libras de aire aspirado serán:

8. La temperatura del hielo seco (temperatura de sublimación a presión normal)

Etano en ebullición: −88º C

La temperatura del hielo seco es mayor que la del etano en ebullición.

9. Un matraz de vidrio pesa vacío 20,2376 gr y 20,3102 gr lleno de agua a 4°C

Finalmente calculamos la densidad:

11. Un picnómetro es un aparato de vidrio usado para determinar exactamente la

mH O=34,842 g−27,314 g=7,528 g

Si consideramos que la densidad del agua a 25ºC es: D = 0.9970479 g/cm³,

La densidad del cloroformo será:

La aleación tendrá por tanto:

13. Suponer que se ha ideado un nuevo termómetro, con su escala correspondiente,

De la siguiente proporcionalidad entre escalas calculamos la función:

Sea, y: valor para el cual ambas medidas son iguales.

Para hallar el valor de y, se sustituye ésta en la función encontrada:

De donde resulta: y = -34 º; entonces -34 ºF = -34 ºX

14. ¿Qué está más frio, ¿algodón a -100ºC o algodón a -138ºF?

Debemos convertir ambas temperaturas a una misma escala, escogemos la escala

Algodón a – 138 ºF:

La temperatura del algodón a – 100 ºC está más frio.

ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES

Reemplazando en la ecuación obtenemos:

1. ¿Cuál es la masa real o verdadera de?

2. La fórmula de la cafeína es C8H10N4O2. Determinar:

16. La masa real de un átomo de un isotopo desconocido es 2,18 x 10-22 g. Calcular

Utilizando factores de conversión:

muestra de 40,0 g de argón?

20. ¿Cuántos gramos de S contiene un volumen de 65, 0 L de H2S medidos en

21. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene el mayor número de átomos?

Se convierte todas las cantidades a átomos de Fe:

6,023 x 1023 átomos de Fe

Respuesta. 0,25 moles de Fe

22. El 10 % es el óxido ferroso que cubre la superficie de un clavo de "hierro",

mFeO =mt .10 =9,83 g . 0,10=0,98 g

Si el 10 % es el FeO que cubre el clavo el resto, es decir 90% es Fe sin oxidar:

mFe =mt . 90 =9,83 g .0,90=8,85 g

Con cada masa calculamos lo que se pide:

23. En un litro de agua están presentes:

Utilizando factores de conversión:

Utilizando factores de conversión:

1 mol Hg 6,023. 1023 át de Hg 60 seg 1 hora 1 día 1año

25. El diámetro de un átomo de oxígeno es aproximadamente de 11 Å, si se colocan

6,023 x 1023 átomos de O 11 Å 1 x 10−10 m