19. Química.

FACULTAD DE CIENCIAS Y ARTES
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GENERAL I
UNIDAD II. ESTEQUIOMETRÍA.
1.- Una muestra de 27,12 g de Magnesio se calienta con 1,80 g de Bromo. Se
consume todo el bromo y el único producto es 20,07 g de bromuro de Magnesio.
¿ Qué masa de Magnesio permanece sin reaccionar?
2.- Cuando se calienta una mezcla sólida de 10,500 g de hidróxido de calcio y
11,250 g de Cloruro de Amonio, se desprenden productos gaseosos y queda un
residuo sólido de 14,336 g. Los gases se pasan a través de 62,316 g de agua y la
masa de la de la disolución resultante es 69,605 g. Dentro de los límites del error
experimental, explique como estos datos están de acuerdo con la Ley de la
Conservación de la masa.
3.- En un experimento la reacción entre 1,00 g de Mercurio (Hg) y un exceso de
azufre (S) produjo 1,16g de un Sulfuro de Mercurio (HgS) como único producto. En
un segundo experimento, se obtuvo el mismo Sulfuro al reaccionar 1,50 g de
Mercurio y 1,00g de azufre.
a. ¿Qué masa de Sulfuro de Mercurio se obtuvo en el segundo experimento?
b. ¿Qué masa y que elemento (Hg ó S) quedó sin reaccionar?
4.- A partir de los datos que se encuentran en la tabla siguiente demuestre el
cumplimiento de la Ley de las proporciones múltiples y escriba las posibles
fórmulas químicas de los compuestos formados.
Oxido de Estaño
Oxido de Estaño
Masa de Sn
(g)
59,50
29,75
Masa de O
(g)
8,00
8,00
Relación O: Sn
5.- Para 0,150 g del compuesto Di Hidróxido Carbonato de cobre (II)
CuCO3 . Cu (OH)3
Calcule:
a. Gramos de carbonato de cobre en la muestra
b. % de hidróxido de cobre en la muestra
c. Nro. de moles de átomos de oxígeno en la muestra.
d. Nro. de átomos de hidrógeno en la muestra
e. Gramos de cobre en la muestra.
6.- Para un 0,12 moles del siguiente compuesto determinar % de agua y % de sal
anhidra.
Compuesto: CoCl2 . 6H2O
7.- Una muestra de 2,574 g de Sulfato de Cobre (II) hidratado Cu SO4 . x H2O, se
calentó para eliminar el agua de hidratación. Después de enfriar el CuSO4 anhidro
hasta temperatura ambiente, se encontró que su masa era de 1,647 g.
a. Calcule la masa de agua en la muestra original.
b. Calcule los moles de CuSO4 en la muestra original.
c. ¿Cuál es la fórmula del hidrato, es decir el valor de “X”, en la fórmula
CuSO4 . XH2O?
8.- El sorbitol , utilizado como edulcorante en algunos alimentos “sin azúcar” tiene
una composición porcentual en masa de: 39,56% C; 7,74 % H; 52,70% O. Si una
(1) molécula del compuesto pesa 3,023 x10 –22 gramos . Determine formula
empírica y formula molecular del compuesto.
9.- El propionato de Isobutilo es la sustancia que proporciona el sabor al extracto
de ron. La combustión de una muestra de 1.152 g de este compuesto formado por
C, H y O, produce 2,726 g de CO2. Otra muestra del mismo compuesto que pesa
4,250 g por combustión forma 1,377 x 10223 moléculas de agua .
a) Determinar la formula empírica del compuesto.
b) Si 0,25 moles del compuesto pesan 32,5 g . Determinar la formula
molecular del compuesto.
10.- Balancear por el método algebraico la siguiente ecuación química:
Cu + HNO3
CS2 + NaOH
Cu(NO3)2 + NO + H2O
Na2CS3 + Na2CO3 + H2O
11.- El Fe3O4 (s) en presencia de calor reacciona con hidrógeno gaseoso para
producir Fe sólido y agua gaseosa. Si se tratan 9 g de Fe3O4 con 21,6 g de H2 .
Calcule la cantidad máxima que teóricamente debe producirse de Fe sólido.
Ecuación: Fe3O4(s) + H2(g)
Fe(s) + H2O(g)
12.- El nitrato de plata reacciona con sulfuro de sodio para formar sulfuro de plata
y nitrato de sodio. Si se tratan 3,16 g AgNO3 con 9,12 g Na2S.
Calcule:
a. Reactivo limitante
b. Reactante en exceso
c. Cantidad de reactivo en exceso.
d. Cantidad de sulfuro de sodio y de nitrato de sodio producido.
e. Porcentaje de rendimiento de la reacción si se obtienen experimentalmente
12,05 g de Ag2S
Reacción: AgNO3(ac) + Na2S (ac)
Ag2S(s) + NaNO3 (ac)
13.- ¿Cuántos gramos de HCl se consumen en la reacción de 425 g de una
mezcla que contiene 35,2 % de MgCO3 y 64,8 % de Mg(OH)2 en masa?
Mg(OH)2 + HCl
MgCl2 + H2O
MgCO3 + HCl
MgCl2 + H2O + CO2
14.- El Diclorodifluoroetano (CCl2F2), que ha sido muy utilizado como
refrigerante, puede prepararse según las siguientes reacciones:
CH4 + 4Cl2
CCl4 + 4HCl
CCl4 + 2HF
CCl2F2 + 2HCl
a. ¿Cuántos gramos de CCl2F2 se producen si se parte de 162 g de CH4 ; 3,5
Kg de Cl2 y 550 g de HF. Suponga que el rendimiento de la primera
reacción es 95% y el de la segunda de 85%?
15.- El CO2 producido en la combustión de la muestra de etano se absorbe en
Ba(OH)2 (ac) obteniéndose 0,506 g de BaCO3 (s) (g experimentales = g
reales). ¿Cuántos gramos de etano (C2H6) deben haberse quemado , si el
rendimiento de la primera reacción es del 85% y el de la segunda reacción es
de 95%
(P.M.(g / mol): C2H6 = 30 BaCO3 = 197)
Ecuación 1: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)
Ecuación 2: CO2(g) + Ba(OH)2 (ac)
4 CO2(g) + 6H2 (ℓ)
BaCO3 (s) + H2O (ℓ)
16.- ¿Cuántos gramos de HCL se consumen en la obtención de MgCl2 a partir
de Mg(OH)2 (Ec.1), si reaccionan 425,0 g de una mezcla de MgCO3 y Mg(OH)2,
Obteniéndose 556,5 g totales de MgCl2?
Ec.1: Mg(OH)2 + 2HCl
MgCl2 + 2H2O
Ec.2: MgCO3 + 2HCl
MgCl2 + H2O + CO2
(P.M. (g/mol): MgCl2 = 95 Mg(OH)2 = 58 MgCO3 = 84 HCl = 36,5)
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS DE ESTEQUIOMETRÍA.
1.- a. El compuesto 2- desoxirribosa es un azúcar el cual es un constituyente
básico del ADN (ácido desoxirrinonucleico). La composición porcentual en masa de
este compuesto es 44,77% de C, 7,52% de H y 47,71% de O. a.- Determine la
fórmula empírica del compuesto.
Ra.: C5H10O4
b. Si se conoce que la masa molecular del compuesto determinada
experimentalmente es igual a 134,1 g / mol. Determinar la fórmula molecular.
(P.A. (g / mol):
C: 12,011
H: 1,008 O: 15,999)
Rb.: C5H10O4
2.- a. Se determinó que un compuesto orgánico contiene: C, H, N y O. Cuando se
quemó por completo en aire una muestra de 1,500 g del compuesto se formaron
2,931 g de CO2 y 0,5990 g de H2O. Otra muestra del mismo compuesto que pesa
4,14 g produjo 2,77 x 10 22 moléculas de dióxido de nitrógeno (NO2). a.Determine la fórmula empírica del compuesto.
R. a.: S8H8N2O3
b.- Determine la fórmula molecular del compuesto si el peso de 0,125 moles es de
22,5 g .
(P.A. (g / mol): C = 12,011 H = 1,008
O = 15,999 N = 14,007)
R. b.: S8H8N2O3
3.- Balancear por el método de tanteo la siguiente ecuación:
C3H8O (g) + O2(g)
CO2(g) + H2O (ℓ)
4.- Balancear por el método algebraico la siguiente ecuación:
KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac)
K2SO4(ac) + MnSO4(ac) + Fe2(SO4)3(ac) + H2O(ℓ)
5.- El alcohol isopropílico (C3H8O) reacciona a elevada temperatura con oxígeno
produciendo CO2 y H2O. Si se tratan 9 g de alcohol con 21,6 g de O2 . Calcúlese la
cantidad máxima que teóricamente debe producirse de CO2.
(P.A. (g /mol): C = 12 H= 1 O = 15,999) (P.M. (g/mol): C3H8O =60 CO2 = 44 O2 = 32)
R: 19, 8 g
6.- El KMnO4 reacciona con el FeSO4 en presencia de H2SO4 así:
2 KMnO4 + 10 FeSO4+8H2SO4
K2SO4+2MnSO4+5Fe2(SO4)3+8H2O(ℓ)
Si se tratan 3,160 g de KMnO4 con 9,114 g de FeSO4 y 24,008 g de H2SO4 ,
calcule: a.- ¿Cuáles reactantes quedan en exceso , b.- ¿en qué cantidad?, c.-
cantidad de sulfato férrico que se produce , d.- porcentaje de rendimiento de la
reacción si se obtienen experimentalmente 8,1 g de Fe2(SO4)3.
(P.M.(g/mol ): KMnO4 = 158 Fe2(SO4)3 = 400 FeSO4 =152 H2SO4 =98)
R.a.-: KMnO4
H2SO4
R.b.-: 1,27 KMnO4
19,3 g H2SO4
R.c.-: 11,99 g
R.d.-: 67,6%