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Bloque 1

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Cálculos estequiométricos QUÍMICA EN EJERCICIOS

Bloque 1
1. El ácido clorhídrico se utiliza como desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato de
calcio). Al reaccionar carbonato de calcio con una solución acuosa de ácido clorhídrico, se forman
cloruro de calcio, agua y dióxido de carbono. La ecuación que representa a la reacción es:

CaCO3 (s) + 2 HCl (ac) → CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Calculen la cantidad, expresada en moles, de cloruro de calcio que se obtiene al reaccionar 1,00 kg de
carbonato de calcio con el ácido clorhídrico necesario.

2. El polvo de magnesio se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y de bengalas marítimas. Al


reaccionar con el oxígeno del aire, el magnesio produce una llama blanca muy intensa, formando
óxido de magnesio (MgO).

a) Escriban la ecuación química balanceada que representa el proceso.


b) Si se desean obtener 6,00 moles de óxido de magnesio, calculen:
i) la cantidad de oxígeno necesaria, expresada en moles;
ii) la masa de magnesio que reacciona.

3. El metano es el principal componente del gas natural. Al encender la hornalla de la cocina, se produce
la combustión del metano, representada por la siguiente ecuación:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)

Si reaccionan 50,0 g de metano, calculen:


a) el volumen de oxígeno que se consume en CNPT;
b) el volumen de CO2 (g) que se obtiene a 1,50 atm y a 25,0 °C;
c) el número de moléculas de agua que se obtienen.

4. En un recipiente que contiene 4,00 L de solución acuosa de HNO3 1,50 M, se coloca la cantidad de
cobre suficiente para que reaccione el ácido nítrico presente. La ecuación que representa a la
reacción es:
Cu (s) + 4 HNO3 (ac) → Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2H2O (l)
Indiquen:
a) la masa de cobre que reacciona;
b) la masa de sal que se forma;
c) la cantidad, expresada en moles, de NO2 que se produce;
d) el número de moléculas de agua que se obtienen;
e) el tipo de reacción química que representa.

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Cálculos estequiométricos QUÍMICA EN EJERCICIOS

5. Se hacen reaccionar 650 g de una muestra de BaCO3, 80 % de pureza, con cantidad suficiente de HCl.
La ecuación que representa a la reacción es:

BaCO3 (s) + 2 HCl (ac) → BaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)
Calculen:
a) la masa de impurezas presente en la muestra;
b) la cantidad de ácido clorhídrico, expresada en moles, que reacciona;
c) la masa de sal que se forma;
d) el volumen de gas que se desprende medido a 20,0 °C y a 760 mm Hg.

6. En un recipiente se colocan 280 g de una muestra que contiene antimonio y 42,0 g de impurezas con
exceso de ácido nitroso. La reacción que se produce se representa por la siguiente ecuación:

5 HNO2 (ac) + Sb (s) → 5 NO (g) + H3SbO4 (ac) + H2O(l)


Indiquen:
a) la pureza de la muestra;
b) el volumen mínimo de solución 2,00 M de ácido nitroso necesario;
c) la presión que ejerce el gas obtenido si se lo recoge en un recipiente de 20,0 dm 3 a 25,0 °C;
d) el tipo de reacción química que representa.

7. Durante la respiración celular, la glucosa (C6H12O6) reacciona con el oxígeno que inhalamos formando
dióxido de carbono y agua. La siguiente ecuación representa el proceso:

C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (g)

Indiquen cuál es el reactivo limitante en cada uno de los siguientes casos:

C6H12O6 O2 Reactivo limitante


1 2,5 mol 3,00 mol

2 150 g 300 g

3 1,20 mol 250 g

4 45,0 g 48,0 g

5 115 g 3,50 mol

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8. En un recipiente se colocan 500 mL de solución acuosa 2,00 M de hidróxido de sodio, 30,0 g de una
muestra formada por carbono (10,0 % de impurezas inertes) y agua en exceso. La reacción se
representa por la siguiente ecuación:

C (s) + 2 NaOH (ac) + H2O (l) → Na2CO3 (ac) + 2 H2 (g)

Determinen:
a) la masa de sal que se produce;
b) la cantidad de gas, expresada en moles, que se libera;
c) si la cantidad de gas que se forma, aumenta, disminuye o no cambia, al repetir la
experiencia con una muestra que contiene carbono con mayor porcentaje de
pureza. Justifiquen la respuesta.

9. El sulfuro de zinc reacciona con el oxígeno formando óxido de zinc y dióxido de azufre. Si se utiliza un
mineral que contiene ZnS, con una pureza del 70,0 %, y se obtienen 67,2 dm3 de SO2 medidos en
CNPT:

a) escriban la ecuación química balanceada que representa el proceso;


b) indiquen:
i) la masa de mineral utilizada;
ii) la cantidad, expresada en moles, de ZnO que se produce.

10. El óxido de aluminio se obtiene al reaccionar aluminio con oxígeno. Si se oxidan 100 g de aluminio,

indiquen:
a) la ecuación química balanceada que representa el proceso;

b) la cantidad de oxígeno, expresada en moles, que se necesita;

c) la masa de óxido que se forma:

i) si el rendimiento de la reacción es del 100 %;


ii) si el rendimiento de la reacción es del 85,0 %;

d) la masa de reactivo en exceso, si los 100 g de aluminio se colocan en un recipiente cerrado y


rígido de 20,0 dm3 que contiene oxígeno a 20,0 °C y a 1,20 atm.

11. Se hacen reaccionar 44,8 g de una muestra de cobre que contiene 400 mg de impurezas inertes con

454 cm3 de solución acuosa de H2SO4 3,30 M. La reacción se produce con un rendimiento del 86,0 %
y la ecuación que representa el proceso es:

Cu (s) + 2 H2SO4 (ac) → CuSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2O (l)

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El gas obtenido se recoge a 25,0 °C en un recipiente rígido de 12,5 dm3.

a) Indiquen cuál es el cambio que se produce en el número de oxidación del elemento


correspondiente a la especie que se oxida.

b) Calculen:

i) la presión que ejerce el gas obtenido en el recipiente;

ii) el porcentaje de pureza de la muestra de cobre;


iii) el volumen de solución 10,0 % m/V que se puede preparar con la masa de sal obtenida;

iv) la cantidad de agua, expresada en moles, que se obtiene.

12. Se hacen reaccionar 100 g de una muestra impura que contiene BaCO3 con 240 cm3 de solución

3,00 M de H2SO4. Se obtienen 0,325 moles de sal con un rendimiento del 80,0 %. La ecuación que

representa el proceso es:

BaCO3 (s) + H2SO4 (ac) → BaSO4 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)
Indiquen:

a) la pureza de la muestra que contiene BaCO3;

b) la cantidad, expresada en moles, del reactivo limitante presente en el sistema inicial;

c) el volumen de CO2 (g) obtenido, a 40,0 °C y a 2,00 atm;

d) si la masa de sal obtenida será mayor, igual o menor, al utilizar, en un nuevo ensayo, la mitad del
volumen de solución de ácido sulfúrico, manteniendo todas las demás condiciones. Justifiquen la
respuesta.

13. En un recipiente se colocan 60,0 g de una muestra que contiene carbono (75,0 % de pureza) con
3,00 L de una solución acuosa 2,75 M de NaOH y exceso de agua. La reacción química producida se

representa por la siguiente ecuación:


C + 2 NaOH + H2O → Na2CO3 + 2 H2 (g)

a) Calcular el rendimiento de la reacción si se obtienen 10,0 gramos de H2 (g).

b) Indicar cuál/es de la/s siguiente/s opción/es es/son correcta/s: i) la reacción es redox; ii) la
reacción no es redox; iii) el C es el agente oxidante; iv) el C es el agente reductor.

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Bloque 2
1. El cloruro de calcio, sólido, se produce a partir de la reacción entre el calcio y el cloro.
a) Escriban la ecuación química balanceada que representa el proceso.
b) Calculen la masa de cloro que reacciona y la cantidad de sal, expresada en moles, que se obtiene
por reacción completa de 200 g de calcio;
c) Indiquen el tipo de reacción química que representa.

2. La hidracina (N2H4) es un combustible líquido que se utiliza en la propulsión de vehículos espaciales.


Cuando se combina con oxígeno, se obtienen nitrógeno gaseoso y agua.
a) Escriban la ecuación química balanceada que representa el proceso.
b) Si se produce la combustión de 160 g de hidracina, calculen:
i) el volumen de nitrógeno obtenido en CNPT;
ii) la cantidad de agua producida;
iii) el número de moléculas de oxígeno necesarias para la combustión.

3. En los controles de alcoholemia, la persona sopla a través de un tubo que contiene una solución color
naranja de dicromato de potasio, en medio ácido. Si el aire expirado contiene vapores de etanol
(C2H6O), este reacciona formando, entre otros productos, ácido acético o etanoico (C 2H4O2) y sulfato
de cromo (III); este último colorea al sistema de verde, según la siguiente ecuación:

3 C2H6O (l) + 2 K2Cr2O7 (ac) + 8 H2SO4 (ac) → 3 C2H4O2 (l)+ 2 K2SO4 (ac) + 2 Cr2(SO4)3 (ac)+11 H2O (l)

En un control se determinó un valor de 0,300 mg de alcohol por cada litro de aire exhalado. Calculen:
a) la masa de K2Cr2O7 que reaccionó;
b) la cantidad, en moles, de ácido etanoico que se obtuvo.

4. El ácido sulfúrico se produce al hacer reaccionar dióxido de azufre con peróxido de hidrógeno, según la
siguiente ecuación:

H2O2 (l) + SO2 (g) → H2SO4 (l)

Si reaccionan 25,0 dm3 de dióxido de azufre medidos a 1,50 atm de presión y a 30,0 °C, determinen:

a) la cantidad de ácido, expresada en moles, que se obtiene;


b) el número de moléculas de peróxido de hidrógeno necesarias para producir la reacción.

5. El Ca(H2PO4)2 se utiliza como materia prima para la preparación de fertilizantes. La ecuación que
representa el proceso de obtención de esta sustancia es:
Ca3(PO4)2 (s) + 2 H2SO4 (ac) → Ca(H2PO4)2 (ac) + 2 CaSO4 (ac)
Si se hace reaccionar 1,00 kg de una muestra que contiene Ca3(PO4)2, 90,0 % de pureza, calculen:
a) la cantidad, expresada en moles, de CaSO4 que se obtiene;

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b) la masa de ácido sulfúrico que reacciona;


c) la masa de Ca(H2PO4)2 que se forma.

6. El combustible utilizado en los encendedores es una mezcla de hidrocarburos, que contiene butano
(C4H10) en mayor proporción. Por combustión completa, reacciona produciendo dióxido de carbono y
agua. En un recipiente de 5,00 dm3 que contiene aire en CNPT, se hace reaccionar 1,00 g de butano.
a) Escriban la ecuación química balanceada que representa el proceso.
b) Indiquen:
i) cuál es el reactivo que reacciona totalmente, si se sabe que el porcentaje de oxígeno en el
aire es de 21,0 % V/V;
ii) la masa del reactivo que queda sin reaccionar;
iii) la cantidad, expresada en moles, de dióxido de carbono que se obtiene.

7. En un recipiente se colocan 2,50 mol de ácido propanoico y 300 mL de solución acuosa 20,0 % m/V de
hidróxido de sodio. La ecuación que representa el proceso es:

C3H6O2 (l) + NaOH (ac) → C3H5O2Na (ac) + H2O (l)


Indiquen:
a) la cantidad, expresada en moles, del reactivo que queda sin reaccionar;
b) la masa de propanoato de sodio que se forma;
c) si la masa de sal aumenta, disminuye o no cambia, si se utilizan 400 mL de la misma solución,
sin modificar la cantidad de ácido empleado. Justifiquen la respuesta;
d) el tipo de reacción química que representa.

8. A altas temperaturas, el sulfuro de hidrógeno gaseoso emitido por un volcán se oxida en el aire. Si
reaccionan 100 g de H2S con 144 dm3 de oxígeno a 20 °C y a 1,00 atm, la ecuación que representa el
proceso es:
2 H2S (g) + 3 O2 (g) → 2 SO2 (g) + 2 H2O (g)
Calculen:
a) el número de moléculas de oxígeno que reaccionan;
b) la masa de óxido de azufre que se obtiene.

9. El picado del vino se produce por la oxidación del etanol, según la siguiente ecuación:

C2H6O (l) + O2 (g) → C2H4O2 (l) + H2O (g)

Si se oxidan 30,0 g de etanol con un rendimiento del 90,0 %, calculen:


a) la cantidad de ácido, expresada en moles, que se forma;
b) la masa de oxígeno que reacciona.

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10. El “efecto perlado” de algunos esmaltes y lápices labiales se debe al oxicloruro de bismuto (BiOCl), que
puede obtenerse a partir de la reacción entre el tricloruro de bismuto y el agua. La ecuación que
representa el proceso es:

Bi BiCl3 (ac) + H2O (l) → 2 HCl (ac) + BiOCl (s)

Si se hacen reaccionar 2,50 moles de BiCl3 con un rendimiento del 78%, calculen la masa de BiOCl que
se forma.

11. Por descomposición de 75,0 g de carbonato de calcio se obtienen 35,7 g de óxido de calcio. La
ecuación que representa el proceso es:

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

Calculen el rendimiento de la reacción.

12. Se hace reaccionar 1,50 dm3 de solución acuosa de hidróxido de sodio 1,50 M con cantidad suficiente
de silicio y de agua, según la siguiente ecuación:

Si + 2 NaOH (sc) + H2O → Na2SiO3 + 2 H2(g)

El hidrógeno obtenido se recoge en un recipiente rígido de 22,0 dm 3 a 25,0 °C ejerciendo una presión
de 2,00 atm. Calculen:
a) el rendimiento de la reacción;
b) la masa de agua que reacciona;
c) la masa de silicato de sodio que se forma.

13. Se hacen reaccionar 80,0 g de una muestra que contiene fósforo (70,0 % de pureza), con 2,50 dm 3 de
solución acuosa de ácido nítrico 2,00 M. La ecuación que representa a la reacción es:

5 HNO3 + P → H3PO4 + 5 NO2 (g) + H2O


Si el rendimiento es del 75,0 %, indiquen:
a) el número de oxidación que presenta el elemento correspondiente al agente reductor en su
forma reducida;
b) la fórmula del reactivo limitante y la cantidad, expresada en moles, presente en el sistema inicial;
c) el volumen de gas que se obtiene en CNPT;
d) si el volumen de gas obtenido será mayor, igual o menor, al utilizar en un nuevo ensayo, el mismo
volumen de una solución 12,6 % m/V de HNO3, manteniendo todas las demás condiciones.

14. En un recipiente se colocan 200 g de un mineral que contiene un 80,0% de cobre con 2,50 L de
solución acuosa de HNO3 0,100 M. La reacción se representa por la siguiente ecuación:

3Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO (g) + 4 H2O

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Cálculos estequiométricos QUÍMICA EN EJERCICIOS

Si se obtienen 1,60 g de NO (g), indiquen:


a) el cambio en el número de oxidación del elemento en la sustancia que se reduce;
b) si el cobre de la muestra reacciona totalmente; justifiquen la respuesta;
c) el rendimiento de la reacción;
d) si la presión ejercida por el gas obtenido será mayor, igual o menor, al repetir la experiencia con
igual masa de otra muestra de cobre con 40,0% de impurezas inertes, manteniendo todas las
demás condiciones.

15. Se hacen reaccionar 375 g de una muestra que contiene K2SO3 (18,0 % de impurezas inertes) con 1,20
dm3 de solución 3,50 M de HNO3. La ecuación que representa el proceso es:

K2SO3 + 2 HNO3 → 2 KNO3 + SO2 (g) + H2O

Si el rendimiento de la reacción es del 90,0 %, indiquen:


a) la masa de sal que se obtiene;
b) si la ecuación representa un proceso redox y justifiquen la respuesta;
c) el volumen de gas que se obtiene, medido a 20,0 ºC y a 1,50 atm;
d) si la masa de sal obtenida aumenta, disminuye o no cambia, al utilizar, en un nuevo ensayo,
igual volumen de solución de ácido nítrico 4,00 M, manteniendo todas las demás condiciones.

16. En un recipiente se introducen 1500 mL de solución acuosa de ácido sulfúrico 0,250 M con 1500 mL de
una solución acuosa de ácido yodhídrico. La reacción tiene un rendimiento del 75,0 % y se representa
por la siguiente ecuación:
H2SO4 (sc) + 8 HI (sc) → H2S + 4 I2 (s) + 4 H2O

Si se obtienen 6,77.1023 moléculas de yodo, calculen:


a) la concentración de la solución de ácido yodhídrico, expresada en % m/V;
b) la masa de agua que se forma;
c) la cantidad de H2S, expresada en moles, que se obtiene.

17. En un recipiente se introducen 191,5 g de una muestra impura de Mg2Si con 10,0 moles de HCl. Se
obtienen 286 g de MgCl2 con un rendimiento del 75,0 %. La ecuación que representa a la reacción es:

Mg2Si + 4 HCl → 2 MgCl2 + SiH4 (g)


Calculen:
a) la masa de impurezas presentes en la muestra de Mg2Si;
b) la cantidad de SiH4, expresada en moles, que se obtiene.

18. En un recipiente se introducen 2,50 dm3 de una solución acuosa de HCl 1,25 M y 110 g de una muestra
que contiene Fe2O3 (25 % de impurezas inertes). La reacción se produce con un rendimiento del
78,0 %. La ecuación que representa el proceso es:

Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O

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Cálculos estequiométricos QUÍMICA EN EJERCICIOS

a) Determinen si se trata de una reacción redox. Justifiquen la respuesta.


b) Calculen:
i) la masa de cloruro férrico que se obtiene;
ii) la masa que queda sin reaccionar del reactivo en exceso.

19. Al hacer reaccionar 200 g de una muestra de PbO2 (85,0 % de pureza) con 1,00 dm3 de solución acuosa
de HCl 1,80 M, se obtienen 7,00 dm3 de cloro gaseoso en CNPT. La reacción se representa por la
siguiente ecuación:
PbO2 + 4 HCl → PbCl2 + Cl2 (g) + 2 H2O

a) Indiquen qué tipo de reacción química representa la ecuación dada. Justifiquen la respuesta.
b) Determinen cuál es el reactivo en exceso y la masa del mismo que queda sin reaccionar.
c) Calculen:
i) el rendimiento de la reacción;
ii) la masa de sal que se forma;
iii) el número de moléculas de agua que se obtienen.

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