T2 Problemas estequiometría Q IB NS v1

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PROBLEMAS ADICIONALES TEMA 2 QUÍMICA IB NS
Víctor M. Jiménez
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13/11/2015
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ESTEQUIOMETRÍA ELEMENTAL
1. Se derrama un poco de ácido sulfúrico sobre una mesa de laboratorio. El ácido se puede neutralizar
espolvoreando bicarbonato de sodio sobre él para después recoger con un trapo la solución
resultante. El bicarbonato de sodio reacciona con el ácido sulfúrico de la forma siguiente:
2NaHCO3 (s) + H2SO4 (ac) --> Na2SO4 (ac) + 2CO2 (g) + 2 H2O (l)
Se agrega bicarbonato de sodio hasta que cesa el burbujeo debido a la formación de CO2 (g). Si se
derramaron 35 mL de H2SO4 6.0 M, ¿cuál es la masa mínima de NaHCO3 que es necesario agregar
para neutralizar el ácido derramado? 35.28 g.
2. Se prepara una solución mezclando 30.0 mL de HCl 8.00 M, 100 mL de HCl 2.00 M y agua
suficiente para completar 200.0 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad del HCl en la solución final?
1.0 M.
3. La ecuación siguiente representa la pirólisis de diciclopentadieno para dar ciclopentadieno. La
densidad del diciclopentadieno y del ciclopentadieno es de 9.82 g/mL y 0.802 g/mL,
respectivamente. ¿Cuántos mL de ciclopentadieno se pueden obtener a partir de 20.0 mL de
diciclopentadieno, C10H12(l) 2 C5H6(l)? 244.89 mL
4. El aluminio y el oxígeno reaccionan de acuerdo con la ecuación siguiente:
4Al(s) + 3O2(g)
2Al2O3(s)
En cierto experimento se hicieron reaccionar 4.6 g de Al con un exceso de oxígeno y se obtuvieron
6.8 g de producto. ¿Cuál fue el rendimiento porcentual de la reacción?
5. El ácido acético puro, conocido como ácido acético glacial, es un líquido con una densidad de 1.049
g/mL a 25°C. Calcule la molaridad de una solución de ácido acético preparada disolviendo 10.00
mL de ácido acético a 25°C en agua suficiente para completar 100.0 mL de solución. 1.75 M
6. Al hacer reaccionar sulfito de sodio con ácido nítrico se obtienen entre otros productos 50 L de
dióxido de azufre a 30 ºC y 900 Torr. Se desea saber: a) volumen de disolución de nítrico de
densidad 1.4134 g/mL y 70 % de riqueza necesarios para la reacción, b) los gramos de sulfito de
sodio del 98 % de riqueza que se necesitan. a) 303.5 mL; b) 306.49 g.
7. El ácido sulfúrico comercial posee una densidad de 1.83 g/mL. Se toman 25 mL de dicho ácido y se
hacen reaccionar con hidróxido férrico del 98 % de riqueza. En la reacción se obtienen 14.07 L de
vapor de agua a 110 ºC y 2 atm. Calcular: a) la riqueza en peso del sulfúrico; b) los gramos de
hidróxido férrico que se necesitan para el proceso. a) 95.96 %; b) 16.29 g.
8. Tenemos una disolución de nitrato de aluminio de densidad 1.25 g/mL y 40 % de riqueza. Calcular:
a) volumen de esta disolución necesarios para preparar 500 mL de una segunda que sea 2 M; b) los
gramos de sal que se obtendrán al reaccionar 300 mL de la disolución original de nitrato de
aluminio con 7 g de disolución de ácido clorhídrico de densidad 1.18 g/mL y 36.5 % de riqueza. a)
0.426 L; b) 94.01 g.
9. Una muestra de 400 g de carbonato de calcio impura reacciona con 500 mL de disolución de ácido
clorhídrico de densidad 1.56 g/mL y 32 % de riqueza. Calcular: a) volumen de dióxido de carbono
que se obtiene medido a 200 ºC y 980 Torr; b) porcentaje de carbonato de la muestra original. a)
102.85 L; b) 85.5 %.
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10. Sobre 500 mL de disolución de nitrato de bario de densidad 1.2 g/mL y 60 % de riqueza se añade
sulfúrico 6 M para precipitar todo el bario como sulfato. Calcular: a) molaridad de la disolución de
nitrato de bario; b) volumen de sulfúrico utilizado; c) peso de sal obtenido. a) 11.43 M; b) 0.952 L;
c) 1333.31 g.
11. Un método de laboratorio para preparar O2(g) consiste en la descomposición de KClO3(s): 2 KClO3
(s) se descompone en 2 KCl (s) + 3 O2(g) ¿Cuántos moles de O2(g) se producen cuando se
descomponen 32.8 g de KClO3(s)? ¿Cuántos gramos de KClO3(s) deben descomponerse para
obtener 50.0 g de O2(g)? 0.40 mol O2; 127.6 g KClO3
12. La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono:
C6H12O6 (ac)
2C2H5OH(ac) + 2CO2(g)
¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa? 5.11g
13. Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente azida de sodio,
NaN3, en los elementos que la componen según la reacción:
2NaN3
2Na + 3N2
¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno gaseoso? 7.74 g
REACTIVO LIMITANTE/EXCESO
14. El oxígeno gaseoso desprendido al calcinar 0.980 g de clorato de potasio se hace reaccionar con
224.15 mL de hidrógeno, medido a 27 ºC y 1 atm. Calcular: a) el número de moléculas de agua
obtenidos, b) si la cantidad de agua obtenida se añade a trióxido de azufre, ¿qué cantidad de
disolución de ácido sulfúrico de densidad 1.453 g/mL y 54 % de riqueza se obtendrá? a) 1.44·1022
moléculas; b) 3.00 mL.
15. Hacemos reaccionar 13 g de sulfito de potasio con 10 mL de ácido clorhídrico de densidad 1.38
g/mL y 36 % de riqueza. Calcular: a) volumen de dióxido de azufre obtenido a 1400 Torr y 120 ºC;
b) gramos de sal que se forman; c) moles de átomos de cloro contenidos en dicha sal. a) 1.19 L; b)
10.15 g; c) 0.136 moles.
16. Una muestra de 145 g impuros de nitrato amónico se hace reaccionar con hidróxido cálcico del 95
% de pureza, obteniéndose 25 L de amoniaco a 27 ºC y 1200 Torr. Calcular:a ) la riqueza en peso de
la muestra original; b) la cantidad de hidróxido cálcico necesaria para la reacción. a) 88.53 %; b)
62.32 g.
17. Hacemos reaccionar 100 mL de disolución de ácido sulfúrico de densidad 1.65 g/mL y 73 % de
riqueza con 70 g de hidróxido sódico del 95 %. Determinar: a) molaridad de la disolución del ácido;
b) cantidad de reactivo en exceso; c) los gramos de sal obtenidos; d) el volumen de agua
desprendido a 110 ºC y 950 Torr. a) 12.29 M; b) 39.2 g de sulfúrico; c) 118.03 g; d) 41.71 L.
18. El tricloruro de fósforo, PCl3 es un compuesto importante desde el punto de vista comercial y es
utilizado en la fabricación de pesticidas, aditivos para la gasolina y otros productos. Se obtiene de la
combinación directa del fósforo y el cloro P4 (s) + 6 Cl2 (g), formando 4 PCl3(l). ¿Qué masa de PCl3
(l) se forma en la reacción de 125 g de P4 con 323 g de Cl2? 417.02 g
19. El carburo de silicio, SiC, se conoce por el nombre común de carborundum. Esta dura sustancia,
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que se utiliza comercialmente como abrasivo, se prepara calentando SiO2 y C a temperaturas
elevadas:
SiO2(s) + 3C(s)
SiC(s) + 2CO(g)
¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00 g de SiO 2 y 4.50
g de C? 2 g SiC
20. ¿Qué masa de cloruro de plata se puede preparar a partir de la reacción de 4.22 g de nitrato de plata
con 7.73 g de cloruro de aluminio? 6.98 g AgCl
AgNO3 + AlCl3
Al(NO3)3 + AgCl
21. En la reacción Fe(CO)5 + 2PF3 + H2
Fe(CO)2(PF3)2(H)2 + 3CO, ¿cuántos moles de CO se
producen a partir de una mezcla de 5.0 mol de Fe(CO)5, 8.0 mol PF3, y 6.0 mol H2? 6 mol CO
DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS
22. Al quemar 0.265 g de un compuesto orgánico de C, H y O se obtienen 0.2698 L de CO2 en CC. NN.
y 0.2168 g de agua. Se sabe que 2.19 g del compuesto, añadidos a 2 L de benceno determinan una
temperatura de ebullición de la disolución de 80.02 ºC. Calcular: a) fórmula empírica y molecular
del compuesto; b) volumen de disolución 2 M de ácido carbónico que se obtendrá al recoger el CO 2
obtenido en el proceso sobre agua. Datos: densidad del benceno: 0.879 g/mL, temperatura de
ebullición del benceno: 80 ºC, constante ebulloscópica del benceno 0.75. a) y b) C2H4O; c) 0.006 L.
23. En la combustión de 1.482 g de un hidrocarburo se obtienen 1.026 g de agua y 11.400 g de
carbonato de calcio al absorber el dióxido de carbono en disolución de hidróxido de calcio. A 100
ºC y 748 Torr, un recipiente de 246.3 mL de capacidad contiene 0.620 g de sustancia en estado
vapor. Calcular: a) fórmula empírica y molecular del compuesto; b) número de moléculas existentes
en los 1.482 g de hidrocarburo; c) volumen de aire en CC. NN. necesarios para la combustión (21
% de oxígeno). a) CH, C6H6, b) 1.14·1022 moléculas; c) 15.2 L.
24. Se investiga la fórmula molecular de la urea (contiene C, H, O y N). Al quemar 1.515 g de urea se
forman 1.110 g de dióxido de carbono y 0.909 g de agua. Al liberar el nitrógeno contenido en
0.2536 g de urea se producen 102.6 mL de nitrógeno a 17 ºC y 758 Torr. Finalmente, sabemos que
0.169 g de sustancia ocupan 68 mL a 17 ºC y 758 Torr. Calcular: a) fórmula empírica y molecular
del compuesto; b) la masa de una molécula. a) y b) CH4N2O; c) 9.96·10-23 g.
25. Una muestra gaseosa de 1.192 g de un compuesto de boro e hidrógeno ocupa un volumen de 968
mL en CC. NN. Cuando la muestra se quema con exceso de oxígeno, todo su hidrógeno pasa a
formar 2.34 g de agua y todo su boro queda como trióxido de diboro. Calcular: a) fórmula empírica
y molecular del compuesto; b) el peso de óxido de boro obtenido en la combustión; c) volumen de
aire necesario para la misma en CC. NN. a) BH3, B2H6; b) 3.01 g; c) 13.82 L.
26. Cuando se quemaron 0.210 g de un compuesto que contenía solo hidrógeno y carbono se
recobraron 0.660 g de CO2. a) ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? b) La determinación de
la densidad de este hidrocarburo dio un valor de 1.87 g/L a 273.1 K y 1 atmósfera. ¿Cuál es la
fórmula molecular del compuesto? C3H6