Estequiometria
Estequiometria
Estequiometria
EN QUÍMICA
SOLUCIONES A LAS CUESTIONES DE INICIACIÓN
1. El butano tiene de fórmula molecular C4H10. ¿Podríamos “simplificar por dos”
y escribir C2H5? Razona la respuesta.
No. La fórmula molecular indica el número de átomos de cada elemento que compo-
nen la unidad fundamental, que denominamos molécula. Es, por tanto, un número fi-
jo para cada sustancia.
2. ¿Por qué no es correcto decir que el cloruro de sodio tiene de fórmula mole-
cular NaCl?
Porque en los compuestos iónicos no podemos aislar una unidad fundamental com-
puesta por un átomo de Cl y otro de Na. Para dichos compuestos, debemos hablar de
fórmula empírica.
Cloro Cl Cl2
5. ¿Qué pesa más, 1,0 g de cloruro de plomo (II) o 0,15 moles de ozono?
Los 0,15 moles de O3 pesan: 0,15 mol × 48 g · mol1 7,2 g, que pesan más que 1 g
de PbCl2. Es decir, pesa más el ozono.
19. Se disuelven en agua 6,5 g de KCl, 1,45 g de NaCl y 3,45 g de Na2SO4, hasta ob-
tener un volumen de disolución de 750 mL. Suponiendo que todas las sales se
disocian totalmente, calcula la concentración molar de cada uno de los iones
en la disolución final.
Los 6,5 g de KCl (de M 74,55 u) equivalen a 0,08719 moles de K y de Cl.
20. Se disuelven 15,0 g de ácido sulfúrico puro en agua destilada hasta un volu-
men final de 100 mL, obteniendo una disolución de densidad 1,065 g/mL. Cal-
cula su concentración en:
a) % en masa; b) molaridad; c) molalidad; d) g/L; e) fracción molar del solu-
to y del disolvente.
15 g
a) % en masa × 100 14,08%
10 mL × 1,065 g · mL1
15 g
98 g · mol1
b) La molaridad es: 1,53 M
0,1 L
15 g
1,673 m
98 g · mol1
c) La molalidad es: 1,673 m
100 mL × 1,065 g · mL1 de disolución 15 g de soluto
1 000 g · kg1
15 g
d) Los gramos/litro: 150 g/L
0,1 L
e) Las fracciones molares: XH SO 0,029 y XH O 0,971
2 4 2
100 g
112,1 mL
0,892 g · mL1
Hacen falta 0,025 moles de amoníaco puro. Por tanto, hay que echar:
0,025 moles × 112,1 mL
1,59 mL
1,765 mL
b) Con una pipeta de 2 mL, tomamos 1,59 mL de la disolución inicial. Se echan en
un matraz aforado de 250 mL. Después, se añade agua hasta la marca del aforo
del matraz.
Cantidades en Química
3. Calcula los átomos de oxígeno que hay en una habitación de 4,8 m × 3,5 m ×
× 2,2 m, siendo las condiciones atmosféricas de 20 °C y 740 mmHg. Supón
que el aire contiene un 21% de oxígeno en volumen.
El volumen de la habitación será:
V 4,8 m × 3,5 m × 2,2 m 36,96 m3
4. Un matraz de vidrio pesa, vacío, 17,7248 g. Lleno con hidrógeno, H2, pesa
17,7660 g, y con un gas desconocido, en las mismas condiciones de p y T,
18,5462 g. Calcula:
a) La masa molecular del gas desconocido.
b) Su densidad en relación con el hidrógeno.
c) Si 22,4 L de aire pesan 29 g, ¿cuánto pesará el matraz lleno de aire en las
mismas condiciones que antes?
a) El hidrógeno presente en el matraz pesa 17,7660 17,7248 0,0412 g; es decir:
0,0412 g
2,044 · 102 mol
2,016 g · mol1
En las mismas condiciones, en ese recipiente debe haber el mismo número de
moles de otro gas. Así, 18,5462 17,7248 0,8214 g de ese otro gas deben su-
poner 0,02044 moles. Por tanto, la masa molecular de ese otro gas será:
0,8214 g
40,19 g · mol1
0,02044 mol
La masa molecular de ese gas es 40,19 u.
b) El cociente entre las densidades de ambos gases, puesto que ocupan el mismo
volumen, será el cociente entre sus masas:
mX
dx V mX 0,8214
19,94
dH m H2 mH 0,0412
2 2
c) La masa molecular media del aire es 29 g · mol1. Así, la masa de aire en ese re-
cipiente será: 0,02044 moles × 29 g · mol1 0,5928 g
El matraz lleno de aire pesará, en total, 17,7248 0,5928 18,3176 g
5. ¿Cuánto pesan 1,025 mol de amoníaco más 6,02 1023 átomos de plata? Expre-
sa el resultado en gramos.
Dato: 1 u 1,66 1024 g.
1,025 moles de amoníaco equivalen a 1,025 moles × 17 g · mol1 17,43 g y
6,02 · 1023 átomos de plata; es decir, 1 mol de átomos de plata son 107,87 g. La masa
total será, por tanto, 125,3 g.
7. Cierta cantidad de aire que ocupa 12,0 L a 50 kPa se comprime hasta una pre-
sión de 0,70 atm, manteniendo constante la temperatura. Calcula el nuevo vo-
lumen. ¿Qué ley hemos aplicado?
Hay que aplicar la ley de Boyle: p · V constante.
Pa kPa
p1 · V1 p2 · V2; es decir, 12,0 L × 50 kPa 0,70 atm · 105 · 103 · V2
atm Pa
El resultado es: V2 8,57 L
nRT nO RT nCO RT
p 7,17 atm; pO 4,16 atm; pCO 3,01 atm
2 2
V 2 V 2 V
1 atm
650 mmHg × · 50 · 103 L
760 mmHg
nAr 1,78 · 103 moles
0,082 atm · L · mol1 · K1 · 293 K
Tras mezclar los dos gases en el volumen total de 70 mL, la presión total aT 20 °C,
y la presión parcial de cada gas son:
2,6 · 103 moles × 0,082 atm · L · mol1 · K1 × 293 K
pTOTAL
70 · 103 L
0,893 atm 678,6 mmHg
8,2 · 103 moles × 0,082 atm · L · mol1 · K1 × 293 K
pN
2 70 · 103 L
0,282 atm 214,3 mmHg
o bien:
pN pTOTAL · XN
2 2
8,21 · 104
pN 0,893 × 0,282 atm
2 2,6 · 103
Y, análogamente:
1,78 · 103 moles × 0,082 atm · L · mol1 · K1 × 293 K
pAr
70 · 103 L
0,611 atm 464,3 mmHg
pAr 0,893 0,282 0,611 atm
11. Se tienen dos depósitos de vidrio cerrados, con el mismo volumen y a la mis-
ma presión y temperatura. Uno de ellos contiene hidrógeno, y el otro, dióxi-
do de carbono. Razona la veracidad o la falsedad de las siguientes proposicio-
nes:
a) Ambos pesarán lo mismo.
13. Sabiendo que la composición de los gases mayoritarios del aire, expresada en
porcentaje en volumen, es: 78,09% N2, 20,95% O2, 0,93% Ar y 0,03% CO2:
a) Calcula la composición del aire en fracción molar y en porcentaje en masa.
b) Si la presión parcial de nitrógeno es 540 mmHg, calcula la presión parcial
de cada uno de los restantes gases.
a) El % en volumen es igual al % en número de moles. Por tanto:
XN2 0,7809, XO2 0,2095, XAr 0,0093 9,3 · 103 y XCO2 0,0003 3 · 104
Para calcular el % en masa, debemos saber cuánto pesa “1 mol de aire”:
0,7809 × 28 0,2095 × 32 0,0093 × 40 0,0003 × 44 28,9544 g
0,7809 · 28
% de N2 75,52%
28,9544 · 100
0,2095 · 32
% de O2 · 100 23,15%
28,9544
0,0093 · 40
% de Ar · 100 1,28%
28,9544
0,0003 · 44
% de CO2 · 100 0,05%
28,9544
2,3 g
75,10 g · mol1 y, por tanto, la masa molecular, 75,1 u. Este valor
0,0306 moles
prácticamente coincide con la fórmula empírica (12 × 4 1 × 10 16 × 1 74).
Por tanto, la fórmula molecular es C4H10O.
Disoluciones
21. ¿Cuál es la concentración de iones Al3 e iones SO42 en una disolución 0,01 M
de Al2(SO4)3?
Suponemos que la sal se disocia totalmente:
H2O
Al2(SO4)3 (s) → 2 Al3 (ac) 3 SO42 (ac)
En 100 mL de disolución 0,01 M hay 0,001 moles de soluto. Para contener ese núme-
80 mL
ro de moles, debemos añadir un volumen de 0,001 mol × 0,17 mL
0,46 mol
Cálculos estequiométricos
26. El carburo de calcio, CaC2, reacciona con el agua para dar hidróxido de calcio
y acetileno. Calcula los gramos de CaC2 necesarios para obtener 10 L de aceti-
leno, a 5 °C y 700 mmHg.
La reacción indicada es:
CaC2 2H2O → Ca(OH)2 C2H2
10 L de acetileno a 5 ºC y 700 mmHg son 0,404 moles. Para obtener 0,404 moles de
acetileno, hacen falta 0,404 moles de carburo de calcio; es decir, 0,404 × 64 25,9 g
de este compuesto.
30. Se quiere determinar la cantidad de iones Pb2 que tiene el agua de uso do-
méstico. Para ello, se toma una muestra de 1 L de agua y se trata con sulfato
de sodio en exceso. Una vez finalizada la reacción, se lava el precipitado de
sulfato de plomo (II), se seca y se pesa, encontrándose un valor de 0,2298 g.
¿Cuál es el contenido de iones Pb2 en la muestra, expresado en mg/L?
La reacción que se describe es:
Na2SO4 Pb2 → ↓PbSO4 2 Na
0,2298 g de sulfato de plomo son 7,579 · 104 moles (ya que Mm 303,2 g · mol1).
Por tanto, había 7,579 · 104 moles de catión plomo (Pb2); es decir, 0,157 g en 1 L
de agua doméstica.
Por tanto, la cantidad de cationes Pb2 es 157 mg/L.