1 ACTIVIDADES DE REACTIVOS IMPUROS Y EN DISOLUCIÓN 1

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ACTIVIDADES DE REACTIVOS IMPUROS Y EN DISOLUCIÓN
Se hacen reaccionar 25 g de cinc puro con una disolución de ácido clorhídrico 6 M. Calcula el volumen de
disolución que será preciso utilizar.
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
De acuerdo con la estequiometría:
65,4 ( g Zn )
25 g Zn

 x  28 g HCl  28(g) / 36,5 (mol/g) 0,77 mol
2  36,5 ( g HCl)
x
Conocida la concentración molar de la disolución: V disolución = nº moles / M = 0,77 / 6 = 0,130 L = 130 cm 3
2
¿Qué masa de hierro tendrá que reaccionar con 300 cm 3 de una disolución de sulfato de cobre (II) al 45 %
en masa, para obtener sulfato de hierro (II) y cobre metal, sabiendo que la densidad de la disolución
empleada es 1,05 g/cm3?
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Teniendo en cuenta los datos de la disolución: m= d · V = 1,05 (g/cm 3) · 300 (cm3) = 315 g disolución.
100 ( g disolución
) 315 ( g disolución
)

 x  141,7 g CuSO4
Conocida la concentración de la misma:
45 ( g CuSO4 )
x
Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, la masa de hierro es:
3
El silicio se combina a temperaturas elevadas con diversos metales formando siliciuros. El siliciuro de
magnesio Mg2Si reacciona fácilmente con el ácido clorhídrico formándose silano SiH 4, además de cloruro
de magnesio.
¿Qué volumen de disolución del ácido clorhídrico 2 mol/L reacciona con 200 g de Mg 2Si?
Mg2Si + 4 HCl → 2 MgCl2 + SiH4
76,6 g (1 mol Mg2 Si)
200 g

; x  381 g HCl
146 g (4 mol HCl)
x
M
4
55,8 ( g Fe )
x

 x  49,6 g Fe
159,5 ( g CuSO4 ) 141,7 g CuSO4
381( g ) 
1 ( mol)
 10,4 mol HCl
36,5 ( g )
moles
moles 10,4 (mol)
 V 

 5,2 L
V
M
2 (mol / L)
El ácido sulfúrico reacciona con el aluminio formándose sulfato de aluminio e hidrógeno gaseoso. Si
reaccionan 25 g de Al con 55 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico 1,5 mol/L calcula los gramos de sal
obtenidos, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 80 %.
2 Al + 3 H2SO4 → Al2 (SO4) 3 + 3 H2
Para obtener los moles de aluminio: 25(g) · 1/27 (mol/g) = 0,92 moles Al
Para obtener los moles de ácido sulfúrico, teniendo en cuenta los datos de la disolución:
nº moles = 1,5 (mol/L) · 0,055 (L) = 0,082 moles H2SO4
Considerando la estequiometría de la reacción:
2 (mol Al)
0,92 mol Al

 x  1,38 mol H 2 SO4
3 (mol H 2SO4 )
x
Es decir que el reactivo limitante es el ácido sulfúrico. Por tanto, los moles y gramos de sal obtenidos son:
3 mol H 2 SO4
0,082 mol

 x  0,027 mol  0,027(mol)· 342 (g/mol)  9,23g Al2 ( SO4 ) 3
1 mol Al2 SO4 3
x
De acuerdo con el rendimiento del proceso: 9,23 (g)·x 80/100  7,4 g de Al2 (SO4) 3.
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Cierta masa de hierro reacciona con 325 mL de una disolución de sulfato de cobre (II) al 25 % en masa y
densidad 1,1 g/mL, formándose cobre metal y sulfato de hierro (II). Determina la masa de hierro que ha
reaccionado.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
De acuerdo con los datos de la disolución, se calculan primero los gramos de CuSO 4:
100 g disolución 357,5 g
m

; x  89,4 g CuSO4
d 
; m  d · v  1,1( g / mL)  325 (mL)  357,5 g
25 g CuSO4
x
v
Según indica la estequiometría de la ecuación:
6
55,8 g (1 mol Fe)
x

; x  31,3 g Fe
159,5 g (1 mol CuSO4 ) 89,4 g
Reacciona una cierta cantidad de sulfato de magnesio con una disolución 2 M de hidróxido de sodio,
formándose 10 g de hidróxido de magnesio. Calcula el volumen de disolución que se ha consumido en la
reacción.
2
MgSO4 + 2 NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4
46 g (2 moles NaOH)
x

; x  7,89 g NaOH
58,3 g (1 mol Mg(OH ) 2 ) 10 g
Según la estequiometría:
que expresado en moles:
7,89 ( g ) 
1 (mol)
 0,34 mol NaOH
23 ( g )
Teniendo en cuenta el dato de la concentración molar: M 
7
0,39 (mol)
moles
;V 
 0,17 L  170 cm 3 disolución
V
2 (mol / L)
Se tratan 66 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,6 M con aluminio. Averigua el volumen de
hidrógeno obtenido, medido a 25ºC y 720 mm de Hg.
2 Al (s) + 6 HCl (ac) → 2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g)
Según los datos de la disolución:
y de acuerdo con la estequiometría:
M 
moles
; nº moles  M v  0,6 (mol / L) · 66  103 ( L)  0,039 mol HCl
v
2 mol HCl 0,039 mol

; x  0,019 mol H 2
1 mol H 2
x
Aplicando la ecuación de los gases perfectos:
n RT
0,019(mol)  0,082(atm L K 1 mol1 )  298( K )
p V  n RT  V 

 0,48 L H 2
p
0,95 (atm)
8
Al reaccionar 35 g de sulfato amónico (NH4)2SO4 con 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio, se
obtienen 10 L de amoniaco medidos en c.n., además de sulfato de sodio y agua. Determina la
concentración molar de la disolución de hidróxido de sodio.
(NH4)SO4 (s) + 2 NaOH (ac) → Na2SO4 (ac) + 2 NH3 (g) + 2 H2O (l)
132 g (1 mol ( NH 4 ) 2 SO4 )
x

; x  29,46 g ( NH 4 ) 2 SO4
44,8 L (2 mol NH 3 )
10 L
El sulfato amónico es el reactivo que está en exceso. Por tanto y de acuerdo con los coeficientes estequiométricos
indicados en la reacción:
40 g (1 mol NaOH)
1 mol NaOH
x

; x  17,86 g NaOH
17,86 g 
 0,45 mol NaOH
22,4 L (1 mol NH 3 )
10 L
40 g
De modo que la concentración molar:
moles 0,45 mol NaOH
M 

9 M
V
0,05 L
9
El procedimiento empleado en la industria para la obtención de carbonato de sodio, recibe el nombre de
Solvay. La reacción global que se produce es la siguiente:
CaCO3 (s) + 2 NaCl (aq) → Na2CO3 (s) + CaCl2 (s)
Si se hacen reaccionar 250 de carbonato cálcico con 250 cm3 de una disolución de cloruro de sodio 1mol/L,
averigua qué reactivo es el limitante y calcula los gramos de cloruro de calcio que podrán obtenerse.
CaCO3 (s)+ 2 NaCl (aq) → Na2CO3 (s) + CaCl2 (s)
250 (g CaCO3) x 1/100 (mol/g)  2,5 mol de CaCO3
nº moles de NaCl = 1 (mol/L) · 250 · 10 - 3 (L) = 0,25 moles, por tanto, de acuerdo con la estequiometría el NaCl
es el reactivo limitante.
Los gramos de cloruro de calcio son:
2 (mol NaCl) 0,25 mol

 x  0,125 mol CaCl 2
1 ( mol CaCl2)
x
111 ( g CaCl2)
x

 x  13,87 g CaCl 2
1 (mol)
0,125 (mol)
3
10 Reaccionan 20 mL de ácido sulfúrico del 90 % en masa y densidad 1,18 g/cm 3, con 50 g de carbonato de
sodio, originándose sulfato de sodio, dióxido de carbono y agua. ¿Cuántos gramos de sal se obtendrán, si
el rendimiento del proceso es del 80 %?
Na2CO3+ H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O
Con los datos de la disolución se calculan los gramos de ácido sulfúrico:
Masa = Densidad · Volumen = 1,18 (g/mL) · 20 (mL) = 23,6 g disolución.
100 g disolución 23,6 g

 x  21,24 g H 2 SO4
90 g H 2 SO4
x
Y de acuerdo con la estequiometría:
106 ( g Na 2 CO3 ) 50 g Na 2 CO3

 x  46,2 g H 2 SO4
98 ( g H 2 SO4 )
x
Es decir, que el ácido sulfúrico es el limitante. Por tanto los gramos de sal obtenidos son:
98 ( g H 2 SO4 )
21,24 ( g )

 x  30,7 g de sal
142( g Na 2 SO4 )
x
Teniendo en cuenta el rendimiento del proceso: 30,7g x 80/100 = 24,56 g Na2SO4
11 Se tratan 300 g de carbonato de calcio puro con una disolución de ácido clorhídrico 1,5 mol/L.
a) Escribe la ecuación química ajustada.
b) Calcula la masa de sal obtenida.
c) Las moléculas de agua que se forman.
d) El volumen de disolución consumido.
a) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 ↑
b) 1 mol CaCO3: 1 mol CaCl2 , por tanto como el nº de moles de CaCO3 es:
111 g
1 mol
300 g 
 3 mol CaCO3  moles CaCl2
3 mol CaCl2 
 333 g CaCl2
100 g
1 mol
c) De acuerdo con la estequiometría: 3 moles CaCO3 ; 3 moles H2O
1 mol H 2 O
3 mol H 2 O

; x  3  N A moléculasH 2 O
N A moléculas
x
d)
1 mol CaCO3
n º moles
n º moles
6 mol
3 mol

; x  6 mol HCl M 
V 

 4 L disolución HCl
2 mol HCl
x
V disolución
M
1,5 mol / L
12 Se añaden 10 g de virutas de cobre a un vaso de precipitados que contiene cierto volumen de una
disolución de ácido nítrico de 1,4 g/mol de densidad y concentración del 90 % en masa. Los productos de
la reacción son el nitrato de cobre (II), dióxido de nitrógeno y agua.
a) ¿Cuántos gramos de sal se obtienen?
b) ¿Qué volumen de dióxido de nitrógeno se forma, medido en c.n.?
c) ¿Qué volumen de disolución se ha empleado en la reacción.
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
a) De acuerdo con la estequiometría:
63,5 g (1 mol Cu )
10 g

; x  29,5 g Cu ( NO3 ) 2
187,5 g (1 mol Cu ( NO3 ) 2
x
b)
63,5 g (1 mol Cu )
10 g Cu

; x  10,58 L NO2
67,2 L (2 moles NO2 )
x
c)
63,5 g (1 mol Cu )
10 g

; x  39,7 g HNO3
252 g (4 moles HNO3 )
x
100 g disolución
x

; x  44,1 g disolución
90 g HNO3
39,7 g
Teniendo en cuenta la concentración de la disolución:
d 
44,1 g
m
m
; v

 31,5 cm 3 disolución
v
d
1,4 g / mL
13 Reaccionan 150 g de hidróxido de calcio con un volumen de 500 mL de una disolución de ácido nítrico,
cuya densidad es de 1,1g/mL y concentración del 30% en masa. Los productos obtenidos son nitrato de
calcio y agua.
a) Calcula la masa de sal obtenida.
b) Determina los gramos que sobran del reactivo que está en exceso.
Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3) 2 + 2 H2O
4
En primer lugar, es preciso determinar qué reactivo está en exceso. Para ello habrá que calcular el nº de gramos
de HNO3, de acuerdo con los datos de la disolución:
100 g disolución 550 g
m

; x  165 g HNO3
d 
; m  d  v  1,1 ( g / mL)  500(mL)  550 g
30 g HNO3
x
v
De acuerdo con la estequiometría:
74 g Ca(OH ) 2
x

; x  96,9 g Ca(OH ) 2
126 g HNO3
165 g HNO3
Por tanto, el Ca(OH) 2 está en exceso; o dicho de otro modo el HNO3 es el reactivo limitante.
126 g HNO3
165 g HNO3

; x  215 g Ca( NO3 ) 2
a)
164 g Ca( NO3 ) 2
x
b) Masa en exceso de Ca(OH) 2 = 150 - 96,9 = 53,1 g
14 El cloro se puede obtener en el laboratorio mediante la reacción entre el dióxido de manganeso con ácido
clorhídrico. Si reaccionan 30 g de MnO2, calcula el volumen de disolución que habrá que emplear si ésta
tiene una concentración del 30 % en masa y densidad 1,15 g/mL.
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
Según la estequiometría del proceso:
50,3 ( g ) 
1 mol
 1,38 mol
36,5 g
87 g (1 mol MnO2 )
30 g

; x  50,3 g HCl
146 g (4 moles HCl)
x
Teniendo en cuenta la concentración de la disolución:
100 g disolución
x

; x  167,6 g disolución;
30 g HCl
50,3 g
d 
por tanto, conocida la densidad de la misma:
167,6 g
m
m
;v

 111,7 cm 3 disolución
v
d
1,5 g / cm 3
15 Se hace reaccionar una disolución de ácido nítrico diluido 1,5 M con virutas de cobre, formándose tres
moles de monóxido de nitrógeno, además de nitrato de cobre (II) y agua. Calcula:
a) El volumen de disolución que se ha consumido.
b) Los gramos de cobre que han reaccionado.
c) El volumen de aire, medido en c.n., empleado para posteriormente oxidar el monóxido de nitrógeno a
dióxido de nitrógeno.
2 NO + O2→ 2 NO2
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
4 mol HNO3
x

; x  12 mol HNO3
1 mol NO
3 mol
a) M 
12 mol
moles
moles
; V 

 8 L de disolución
V
M
1,5 mol / L
b)
3 mol Cu
x

; x  4,5 mol  4,5 (mol) · 63,5(g/mol)  285,7g Cu
2 mol NO 3 mol
c)
2 mol NO 3 mol

; x  1,5 mol O2
1 mol O2
x
1 mol O2
1,5 mol

; x  33,6 L O2
22,4 L
x
De acuerdo con la composición volumétrica del aire:
100 L aire
x

; x  168 L aire
20 L O 2
33,6 L O 2
16 El nitrato de calcio se puede obtener por reacción entre el carbonato de calcio y el ácido nítrico. Si se han
añadido 60 g de carbonato de calcio a 300 mL de disolución de ácido nítrico 2 M, calcula:
a) Los gramos de sal obtenidos.
b) El volumen recogido de CO2, medido en c.n.
El rendimiento del proceso es del 95 %.
CaCO3 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
De acuerdo con los datos de la disolución, averiguamos los gramos de HNO 3:
5
moles
m
; moles  m  v  2 (mol / L)  0,3 ( L)  0,6 moles
v
0,6 (mol)  63( g / mol)  38 g HNO3
1 mol CaCO3 : 2 mol HNO3 
100 g CaCO3
60 g

; x  75,6 g HNO3
126 g HNO3
x
El carbonato de calcio es el reactivo limitante.
a) De acuerdo con la estequiometría, los gramos de sal que se obtienen son:
100 g / mol CaCO3
60 g

; x  98,4 g teóricos
164 g / mol Ca( NO3 ) 2
x
98,4 g 
95
 93,5 g de Ca( NO3 ) 2 reales
100
b) El volumen de CO2, según la estequiometría del proceso, se calcula del modo siguiente:
100 g (1 mol CaO3 ) 60 g

; x  13,4 L CO2 teóricos
22,4 L (1 mol CO2 )
x
13,4 L 
95
 12,7 L CO2 reales
100
17 Dos moles de un determinado mineral supuestamente formado por FeO se someten a un proceso químico
y se obtienen 1,8 moles de Fe. Indica si el mineral es puro y en caso contrario su riqueza.
De cada mol de óxido se puede obtener 1 mol de hierro como máximo. Dado que se obtiene menos, el mineral no
es puro.
1 mol FeO = 71,8 g
1 mol Fe = 55,8 g
1,8(molFe) · 55,8(gFe/mol)
 69,9%
Su riqueza es:
2(molFeO) · 71,8(g/mol)
18 ¿Qué masa de plomo hay contenida en 10 kg de una galena (PbS) sabiendo que tiene una riqueza del 85
%?
85
 8,5 ·103 g P bS
100
Teniendo en cuenta que 1 mol PbS = 239,2 g y que 1 mol Pb = 207,2 g:
239,2( gPbS) 8,5 ·103 ( gPbS)

 x  7,36 kg P b
207,2( g Pb)
x
10 (kg galena)·
19 Una caliza presenta una riqueza del 85 % en carbonato de calcio. Si se produce la descomposición de 450 g
de una muestra de esta caliza, calcula la cantidad de óxido de calcio que puede obtenerse.
CaCO3
calor


CaO + CO2
Teniendo en cuenta la riqueza, los gramos de carbonato de calcio son: 450( g caliza)·
De acuerdo con la estequiometría:
85(gCaCO3 )
 382,5 g
100( g caliza)
1 mol CaCO3 = 100 g
1 mol CaO = 56 g
100( gCaCO3 ) 382,5( g )

 x  214g de CaO
56( gCaO)
x
20 Una muestra de magnesita contiene un 90% en carbonato de magnesio. Calcula el volumen de dióxido de
carbono que se puede obtener, medido en c.n., si se decomponen 550 g de muestra por la acción del calor.
MgCO3
calor


MgO + CO2
En la muestra existen:
550( g ) · 90 /100 495g MgCO3
Según la estequiometría de la reacción se produce 1 mol de CO 2 por cada mol de carbonato de magnesio.
1 mol de MgCO3 = 84,3 g
1 mol de CO2 ocupa 22,4 L en c.n.
84,3 g 495 g

 x  131,5 L CO 2
22,4 L
x
6
21 Para determinar la pureza de una muestra de cinc, se hace reaccionar 30 g de la misma con exceso de
disolución de ácido sulfúrico. Si el hidrógeno desprendido ocupa un volumen de 7 litros medidos a 20 ºC y
1,5 atm, calcula la riqueza en cinc que contiene la citada muestra.
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
pV

RT
1,5(atm)·7( L)
 0,44 mol de H 2
 atmL 
0,082
·293( K )
 molK 
Según indica la estequiometría 1mol Zn: 1 mol de H2, los gramos necesarios de cinc son:
65,4( g )
0,44 (mol Zn)
 28,7 g de Zn
1(mol)
n
Los moles de hidrógeno recogidos son:
28,7 ( g )
·100  95,6 %
30 ( g )
De modo que la riqueza de cinc en la muestra es:
22 Se han recogido 150 litros de gas acetileno, medidos en c.n. Si ha reaccionado una muestra del 70 % en
carburo cálcico con agua, calcula la masa de muestra que hay que hay que tratar.
CaC2 + 2 H2O → H2C2 + Ca(OH)2
De acuerdo con la estequiometría:
1 mol CaC2 = 64 g
1 mol H2CO2 ocupa 22,4 L
64( gCaC2 )
x

 x  428,6 g de CaC 2
22,4( LH 2 C 2 ) 150( L)
Teniendo en cuenta la riqueza de la muestra:
100( g muestra)
x

 x  612,3 g de muestra
70( gCaC2 )
428,6( g CaC2 )
23 Para determinar la pureza de una muestra de cinc, se hace reaccionar 30 g de la misma con exceso de
disolución de ácido sulfúrico. Si el hidrógeno desprendido ocupa un volumen de 7 litros medidos a 20 ºC y
1,5 atm, calcula la riqueza en cinc que contiene la citada muestra.
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
Los moles de hidrógeno recogidos son:
n
pV

RT
1,5(atm)·7( L)
 0,44 mol de H 2
 atmL 
0,082
·293( K )
 molK 
Según indica la estequiometría 1mol Zn: 1 mol de H2, los gramos necesarios de cinc son:
65,4( g )
0,44 (mol Zn)
 28,7 g de Zn
1(mol)
De modo que la riqueza de cinc en la muestra es:
28,7 ( g )
·100  95,6 %
30 ( g )
24 De 250 g de un mineral de cinabrio (HgS) se obtiene por diversos procesos químicos 180,54 g de mercurio.
Determina la riqueza del mineral.
1 mol de HgS = 232,6 g
1 mol Hg = 200,6 g
250 (g)/232,6 (g) = 1,07 moles que deberían proporcionar 1,07 moles de Hg = 214,64 g, pero dan 0,9 moles
=180,54 g
214,64( g ) 180,54( g )
La riqueza es:

 x  84,1%
100
x
25 Una disolución de ácido clorhídrico tiene una concentración de 0,2 mol/L y una densidad d = 1,21 g/cm 3.
Considerada como reactivo, indica su riqueza en peso.
1 L contiene 0,2 moles = 0,2 (mol) · 36,5 (g/mol) = 7,3 g de HCl
Por otra parte, 1 L de disolución tiene una masa de 1210 g
La riqueza en peso es: % peso 
g soluto
7,3
100 
100  0,6%
g disolución
1210
7
26 Se trata una caliza del 80% en carbonato cálcico con 1 L de disolución 4 M de ácido clorhídrico. Calcula:
a) Los gramos de muestra empleados.
b) El volumen de dióxido de carbono obtenido a 20ºC y 0,92 atm.
a) CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
De acuerdo con los datos de la disolución:
c = nº de moles/V  nº de moles = c V = 4 (mol/L) · 1 (L) = 4 moles de HCl = 4 (mol) · 36,5 (g/mol) = 146 g
De acuerdo con la estequiometría:
1 mol CaCO3 = 100 g
2 mol HCl = 73 g
100 ( g CaCO3 )
x

 x  200g CaCO 3
73 ( g HCl)
146( g HCl)
Por la riqueza de la caliza empleada, tendremos 200 (g) · 100/80 = 250 g de muestra
b) 1 mol CaCO3: 1 mol CO2
200 (g CaCO3) · 1(mol) / 100 (g) =2 moles de CaCO3 y también se producen 2 moles de CO2.
nRT 2(mol) 0,082(atmLmol -1 K 1 )293( K )

 52 L de CO 2
pV = nRT; V 
p
0,92(atm)
27 Se disuelven 55 g de magnesita de riqueza desconocida en MgCO3 en una disolución de HCl del 30 % en
masa y densidad 1,1 g/cm3. Calcula la riqueza de la magnesita.
MgCO3 + 2 ClH → MgCl2 + CO2 + H2O
120 (cm2) x 1,1 (g/cm3) = 132 g de disolución de los cuales 132 x 30/100 = 39,6 g son de HCl
La estequiometría es 1mol MgCO3: 1 mol CO2
1 mol MgCO3 = 84,3 g
2 moles de HCl = 73 g
84,3 ( g MgCO3 )
x

 x  45,7 g MgCO3
La riqueza es 45,7/55 = 83 %
73 ( g HCl)
39,6 ( g HCl)
28 Una muestra de 15 g que contiene un 95 % en masa de cloruro de calcio reacciona con 100 mL de una
disolución 2 mol/L de ácido sulfúrico formándose sulfato de calcio y ácido clorhídrico. ¿Qué cantidad de
sal se forma?
CaCl2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HCl
15 (g) x 95/100 = 14,25 g de CaCl2 que equivalen a 14,25 g/ 111 (g/mol) = 0,13 moles
En 0,1 L de disolución 2 mol/L existen 0,2 moles de H 2SO4, luego está en exceso.
0,13 mol CaSO4 · 136 (g/mol) = 17,7 g de CaSO4 formado
29 Se trata hidruro de calcio con agua obteniéndose hidróxido de calcio e hidrógeno. Si una muestra es del
80% de pureza, ¿cuantos gramos de la muestra se requieren para obtener 3 L de H 2 medidos en c.n.?
CaH2 + 2 H2O → Ca(OH) 2 + 2 H2
1 mol
x

 x  0,13 mol H 2
22,4 L 3 L
0,065 (mol) x 74 (g/mol) = 4,81 g de CaH2
1 mol CaH 2
x

 x  0,065 mol CaH 2
2 mol H 2
0,13mol
100g
x

 x  6 g de muestra
80 g 4,81 g
30 Calcula la cantidad de carbonato de sodio que se puede obtener a partir de la calcinación de 30 000 kg de
una muestra del 70 % de riqueza en bicarbonato de sodio.
2 NaHCO3 → Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)
30 000 (kg de muestra) · 70/100 = 21 000 kg de NaHCO3 = 21 · 106 (g) /84(g/mol) = 2,5 · 105 moles
La estequiometría es 2 mol NaHCO3 : 1 mol Na2CO3  1,25·105 (mol Na2CO3) · 106 (g/mol) = 1,32 107 g
Se obtienen 13 250 kg de carbonato.
31 Para determinar la pureza de una muestra de Cu, se disuelven 25 g de la misma en una disolución con
suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Sabiendo que se han formado 50 g de sal, además de formarse
dióxido de azufre.
a) Determina el contenido porcentual de cobre en la muestra.
b) Calcula el volumen recogido de SO2 medido a 700 mm Hg y 30 ºC.
8
a) Cu + 2 H2SO4 →CuSO4 + 2 H2O + SO2
La estequiometría es 1 mol Cu: 1 mol CuSO4
1 mol Cu = 63,5 g
1 mol CuSO4 = 159,5 g
63,5 ( g )
x

 x  20 g Cu
159,5( g )
50 ( g )
25 ( g muestra) 100 g

 x  80%
20 ( g Cu )
x
b) 1 mol Cu: 1 mol SO2
63,5( g mol Cu ) 20( g Cu )

 x  20,16 g de SO2
64( g mol SO2 )
x
20,16 ( g SO2 ) 
1 mol 22,4 L

7L
64 g
1 mol
pV  T ' 7 ( L)  1 ( atm)  303( K )
pV
p'V '

; V' 

 8,4 L SO2
T
T'
T  p'
273( K )  0,92(atm)
32 Al reaccionar una muestra de 70 g de sodio en agua se forma hidróxido de sodio y se desprenden 22 L de
hidrógeno medidos a 20 ºC y 1,5 atm.
a) Averigua la riqueza en sodio que contiene la muestra.
b) Los gramos de hidróxido sódico formados.
a) 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
pV
1,5  22
22 L H 2  n 

 1,4 moles H 2
RT
0,082  293
2 ( mol Na)
x

1 (mol H 2 ) 1,4

x  2,8 (moles Na)  23 ( g / mol)  64,4 g Na
100
x

 x  92 %
70 ( g Na)
64,4
b)
2 (moles NaOH)
x

 x  2,8 (mol NaOH)  40( g / mol)  112 g NaOH
1 (mol H 2 )
1,4
33 A 400 ºC se carga en un alto horno un mineral que contiene un 85 % en óxido de hierro (III). Al reaccionar
con monóxido de carbono, se reduce a óxido de hierro (II) y se desprende dióxido de carbono. Calcula la
cantidad de muestra de mineral añadida, si se han formado 2 500 g de óxido de hierro (II).
Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2
1 mol de Fe2O3 = 160 g
2 mol de FeO = 143,6 g
160 g
x

 x  2,8 ·103 g Fe 2 O3
143,6 g 2 500 g
Por tanto, la cantidad de mineral es:
2,8·103 ( g ) ·100
 3,3 ·103 g de muestra
85