problemas de estequiometria

Problemas de Química Básica
Problema 1. Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxigeno
gaseoso:
Si la reacción se inicia con 3.6 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se
producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO.
Solución:
Para producir 2 moles de CO2 se requiere 2 moles de CO, por lo tanto:
(
)
2 moles de CO2
se producen
por cada 2
moles de CO
consumido.
Problema 2. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento de Si en
cloro gaseoso:
En una reacción se producen 0.507 moles de SiCl4, ¿Cuántos moles de cloro molecular
se utilizaron en la reacción?
Solución:
Para producir 1 mol de SiCl4 se requieren 2 moles de Cl2, por lo tanto:
(
)
2 mol de Cl2
reaccionan por
cada mol SiCl4
producido.
Problema 3. La producción anual de dióxido de azufre, como resultado de la combustión
de carbón, de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras fuentes es,
aproximadamente, de 26 millones de toneladas. La ecuación para la reacción es:
¿Qué cantidad de azufre, presente en los materiales originales, produce esta cantidad de
SO2?
Solución:
1
Problemas de Química Básica
Requerimos conocer primero el número de toneladas mol de SO2 producido para así,
dada la ecuación de la reacción, calcular la masa de azufre que produce dicha cantidad
de SO2.
Masa Molar del SO2 = 64.07 ton/tonmol
Masa Molar del S = 32.07 ton/tonmol
(
)
Ahora que se conocen las toneladas mol de SO2 producido, se procede calcular las
toneladas de azufre:
(
)(
1 tonmol de S
reacciona por
cada tonmol
SO2 producido.
)
Convirtiendo
el número de
moles
a
masa.
Problema 4. Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio o hidrogeno
carbonato de sodio, NaHCO3) libera dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable
de que se esponjen las galletas, las donas y el pan. a) Escriba una ecuación balanceada
para la descomposición de dicho compuesto (uno de los productos es Na2CO3). b) Calcule
la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20.5 gr de CO2.
Solución:
Inciso a). Los productos descritos en el problema son el Na2CO3 y el CO2. El hidrogeno
del NaHCO3 forma un tercer producto, agua, dada la naturaleza de la reacción. Por lo
tanto, la ecuación para la descomposición del NaHCO3 es:
Inciso b). Ahora se necesita conocer el número de moles de CO2 que hay en 20.5 gr de
dicho compuesto, para que así, dada la ecuación, calcular la cantidad de NaHCO3
necesario para producir los 20.5 gr de CO2.
Masa Molar del CO2 = 44.01 gr/mol
Masa Molar del NaHCO3 = 84.01 gr/mol
(
)(
Moles de CO2
en 20.5 gr.
)(
2 moles de NaHCO3
reaccionan
por
cada mol CO2 de
producido.
)
Gramos de NaHCO3
en un mol.
2
Problemas de Química Básica
Problema 5. Cuando el cianuro de potasio (KCN) reacciona con ácidos, se desprende un
gas venenoso, mortal, el cianuro de hidrogeno (HCN). La ecuación es la siguiente:
Calcule la cantidad de HCN en gramos que se formará si una muestra de 0.140 gr de
KCN se trata con un exceso de HCl.
Solución:
1 mol de KCN produce 1 mol de HCN. Para conocer el número de moles de HCN que se
producen con 0.140 gr de KCN se debe conocer el número de moles que existen en dicha
masa de KCN. Una vez conociendo esto se calcula dada la estequiometria de la reacción
los moles de HCN producido y con ello la masa en gramos.
Masa Molar del HCN = 27.03 gr/mol
Masa Molar del KCN= 65.12 gr/mol
(
)(
Moles de KCN
en 65.12 gr.
)(
1 mol de HCN se
forma por cada
mol de KCN
consumido.
Gramos
HCN.
)
de
Problema 6. La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la
manufactura de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de
carbono:
Si se empieza con 500.4 gr de glucosa, ¿Cuál es la máxima cantidad de etanol, en
gramos y en litros, que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol =
0.789 gr/mL.)
Solución:
Utilizando el dato de densidad, se puede calcular el volumen de etanol producido. Se
necesita entonces determinar los gramos de etanol producido por 500.4 gr de glucosa.
Masa Molar del C6H12O6 = 180.15 gr/mol
Masa Molar del C2H5OH = 46.07 gr/mol
(
)(
Moles de C6H12O6 en
500.4 gr.
)(
2 moles de C6H5OH se Moles de
producen por cada mol producidos.
de C6H12O6 consumido.
3
)
C6H5OH
Problemas de Química Básica
(
)(
)
Problema 7. Cada unidad de sulfato de cobre (II) está asociada con cinco moléculas de
agua en el compuesto cristalino sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO4∙5H2O).
Cuando este compuesto se calienta en aire por encima de 100 ºC pierde las moléculas de
agua y también su color azul:
Si restan 9.6 gr de CuSO4 después de calentar 15.01 gr del compuesto azul, calcule el
número de moles de H2O que había originalmente en el compuesto.
Solución:
Masa de Agua = 15.01 gr - 9.6 gr = 5.41 gr H2O.
(
)
Problema 8. Durante muchos años, la recuperación del oro, es decir, la separación del
oro de otros materiales, implico el uso de cianuro de potasio:
¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se necesita para extraer 29.0 gr
(alrededor de una onza) de oro?
Solución:
Para conocer la cantidad mínima KCN que se requieren para reaccionar con todo el oro
se toma en cuenta la estequiometria de la reacción, 8 moles de KCN reaccionan con 4
moles de Au.
Masa Molar del Oro = 196.96 gr/mol
Masa Molar del KCN= 65.12 gr/mol
(
)(
Moles de Au en 29
gr de Au.
)(
8 moles de KCN
reaccionan
con
cada 4 moles de
Au.
4
)
Gramos de
necesarios.
KCN
Problemas de Química Básica
Problema 9. La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calentamiento, en cal viva
(CaO) Y dióxido de carbono. Calcule cuantos gramos de cal viva se pueden producir a
partir de 1.0 kg de piedra caliza.
Solución:
Primero necesitamos conocer la relación estequiometrica entre reactivos y productos
mediante la ecuación balanceada de la reacción:
Ahora sabemos que 1 mol de CaCO3 produce 1 mol de CO2, por tanto la cantidad de CO2
producido es:
Masa Molar del CaCO3 = 100.08 gr/mol
Masa Molar del CaO = 56.08 gr/mol
(
)(
Moles de CaCO3 en
1000 gr de CaCO3.
)(
1 mol de CaO se
produce por cada
mol
de
CaCO3
consumido.
)
Gramos
de
producidos.
CaO
Problema 10. El óxido nitroso (N2O) también se llama “gas hilarante”. Se puede preparar
por la descomposición térmica de nitrato de amonio (NH4NO3). El otro producto es agua.
a) Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. b) ¿Cuántos gramos de N2O se
formaran si se utilizan 0.46 mol de NH4NO3?
Solución:
Inciso a).
Inciso b). 1 mol de N2O se produce por cada mol de NH4NO3 consumido, por lo tanto, los
gramos de N2O producido son:
Masa Molar del N2O = 44.02 gr/mol
(
)(
)
Gramos
de
producido.
1 mol de N2O se
produce por cada
mol
de
NH4NO3
consumido.
N2O
Problema 11. El fertilizante sulfato de amonio [(NH4)2SO4] se prepara mediante la
reacción entre amoniaco (NH3) y ácido sulfúrico:
5
Problemas de Química Básica
¿Cuántos kg de NH3 se necesitan para producir 1.00x105 kg de (NH4)2SO4?
Solución:
Se necesita conocer el número de moles presentes en 1.00x105 kg de (NH4)2SO4, con
esto se podrá determinar, dada la estequiometria de la reacción, el número de moles y de
kilogramos de NH3 necesarios.
Masa Molar del (NH4)2SO4 = 132.15 kg/kmol
Masa Molar del NH3 = 17.03 kg/kmol
2 kilomoles de NH3 se
consumen
por
cada
kilomol de (NH4)2SO4
producido.
Kilomoles de (NH4)2SO4
en 1x105 kg de (NH4)2SO4.
(
0
0
)(
Kilogramos de NH3
necesarios.
)(
0
)
Problema 12. Un método común para la preparación de oxigeno gaseoso en el
laboratorio utiliza la descomposición térmica del clorato de potasio (KClO3). Suponiendo
que la descomposición es completa, calcule el número de gramos de O2 gaseoso que se
obtendrá a partir de 46.0 gr de KClO3. (Los productos son KCl y O2.)
Solución:
Primero necesitamos conocer la relación estequiometrica entre reactivos y productos
mediante la ecuación balanceada de la reacción:
Ahora sabemos que 2 moles de KCl3 producen 3 moles de O2, por tanto la cantidad de O2
producido es:
Masa Molar del KClO3 = 122.55 gr/mol
Masa Molar del O2 = 32 gr/mol
(
)(
Moles de KClO3 en 46 gr
de KClO3.
)(
3 moles de O2 se
producen por cada
2 moles de KClO3
consumido.
)
Gramos de O2
producido.
Problema 13. El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso
para formar dióxido de nitrógeno (NO2), un gas café oscuro:
6
Problemas de Química Básica
En un experimento se mezclaron 0.886 mol de NO con 0.503 mol O2. Calcule cuál de los
dos reactivos es el limitante. Calcule también el número de moles de NO2 producido.
Solución:
Se determina el número de moles necesarios para reaccionar de forma completa con los
0.886 moles de NO:
(
)
Puesto que se necesitan 0.443 moles de O2 para reaccionar con 0.886 moles de NO y se
cuentan con 0.503 moles de O2, se determina entonces que:
La cantidad de NO2 producido dependerá de la cantidad de reactivo limitante que se
consuma, por lo tanto se tiene que:
(
)
Problema 14. La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de gran
preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede
reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones de los aviones de
propulsión, a alturas elevadas. La reacción es
Si 0.740 gr de O3 reaccionan con 0.670 gr de NO, ¿Cuántos gramos de NO2 se
producirá? ¿Cuál compuesto es el reactivo limitante? Calcule el número de moles de
reactivo en exceso que se recupera al finalizar la reacción.
Solución:
Primeramente se debe determinar cuál de los reactivos es el reactivo limitante, ya que de
él dependerá la cantidad de NO2 que se producirá. Se procede entonces a conocer los
moles de O3 y NO presentes en la reacción:
Masa Molar de O3 = 48 gr/mol
Masa Molar del NO = 30.01 gr/mol
Masa Molar del NO2 = 46 gr/mol
(
)
(
)
7
Problemas de Química Básica
Ahora se procede a determinar los moles de NO que se necesitan para reaccionar de
forma completa con 0.01541 mol de O3:
(
)
Puesto que se necesitan 0.01541 moles de NO para reaccionar con 0.01541 moles de O 3
y se cuentan con 0.02233 moles de NO, se determina entonces que:
La cantidad de NO2 producido dependerá de la cantidad de reactivo limitante que se
consuma, por lo tanto se tiene que:
(
)(
)
La cantidad de reactivo en exceso que se recupera al final de la reacción es:
Problema 15. El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza para
cocinar y para la calefacción doméstica. a) Haga un balance de la siguiente ecuación, que
representa la combustión del propano en el aire:
b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se pueden producir por la combustión de 3.65
moles de propano? Suponga que el oxígeno es el reactivo en exceso en esta reacción.
Solución:
Inciso a).
Inciso b). Se producen 6 moles de CO2 por cada 2 moles de C3H8 consumido, por tanto, la
cantidad de CO2 producido es:
Masa molar del CO2 = 44.01 gr/mol
(
)(
)
Problema 16. Considere la reacción:
Si reaccionan 0.86 mol de MnO2 y 48.2 gr de HCl, ¿Cuál de los reactivos se consumirá
primero? ¿Cuántos gramos de Cl2 se producirán?
Solución:
8
Problemas de Química Básica
Primero se determinara los moles de HCl necesarios para reaccionar totalmente con 0.86
mol MnO2, sabiendo que se consumen 4 moles de HCl por cada mol de MnO2 que
reacciona.
(
)
Ahora se determinara los moles de HCl presentes en 48.2 gr:
Masa Molar del HCl = 36.47 gr/mol
(
)
Puesto que se necesitan 3.32 moles de HCl para reaccionar con 0.86 moles de MnO2 y se
cuentan con 1.321 moles de HCl, se determina entonces que:
La cantidad de Cl2 producido dependerá de la cantidad de reactivo limitante que se
consuma, por lo tanto se tiene que:
Masa Molar del Cl2 = 70.91 gr/mol
(
)(
)
Problema 17. El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los
cuales destruyen el ozono de la estratosfera) y en la producción de aluminio metálico, se
prepara por la reacción:
En un proceso, se tratan 6.00 kg de CaF2 con un exceso de H2SO4 y se producen 2.86 kg
de HF. Calcule el porcentaje de rendimiento de HF.
Solución:
Se debe determinar primero la cantidad máxima de HF que se puede producir con 6.00 kg
de CaF2.
Masa Molar de CaF2 = 78.07 kg/kmol
Masa Molar de HF = 20 kg/kmol
(
)(
)(
Por tanto, el rendimiento de la reacción es:
9
)
Problemas de Química Básica
Problema 18. La nitroglicerina (C3H5N3O9) es un explosivo muy potente. Su
descomposición se puede representar por:
Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos productos gaseosos. La
velocidad de formación de estos gases, así como su rápida expansión, es lo que causa la
explosión. a) ¿Cuál es la máxima cantidad de O2 en gramos que se obtendrá a partir de
2.00 x 102 gr de nitroglicerina? b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta reacción si
se encuentra que la cantidad de O2 producida fue de 6.55 gr.
Solución:
Inciso a). Dada la estequiometria de la reacción, se encuentra que la máxima cantidad de
O2 producido a partir de 2.00 x 102 gr de nitroglicerina es:
Masa Molar del C3H5N3O9 = 227.08 gr/mol
Masa Molar del O2 = 32 gr/mol
(
)(
Moles de C3H5N3O9 en
200 gr de C3H5N3O9.
)(
1 mol de O2 se produce
por cada 4 moles de
C3H5N3O9 consumido.
)
Gramos de O2
producido.
Inciso b). Por lo tanto, el rendimiento de la reacción es:
Problema 19. El óxido de titanio (IV) (TiO2) es una sustancia blanca que se produce por la
reacción del ácido sulfúrico con el mineral ilmenita (FeTiO3):
Sus propiedades de opacidad y no toxicidad lo hace una sustancia idónea para pigmentos
de plásticos y pinturas. En un proceso, 8.00x103 kg de FeTiO3 produjeron 3.67x103 kg de
TiO2. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
Solución:
Primero se determina la cantidad máxima de TiO2 que se puede producir con 8.00x103 kg
de FeTiO3:
Masa Molar de FeTiO3 = 151.71 kg/kmol
10
Problemas de Química Básica
Masa Molar de TiO2 = 79.86 kg/kmol
(
)(
)(
)
Por lo tanto, el rendimiento de la reacción es:
Problema 20. El etileno (C2H4), un importante reactivo químico industrial, se puede
preparar calentando hexano (C6H14) a 800 ºC:
Si el rendimiento de la producción de etileno es 42.5 %, ¿Qué masa de hexano se debe
utilizar para producir 481 gr de etileno?
Solución:
Primero necesitamos determinar el rendimiento teórico de la reacción:
Esta es la máxima cantidad de etileno que se puede producir pero, dadas las condiciones
de la reacción, solo se producen 481 gr. Por lo tanto, la masa necesaria de hexano para
producir dicha cantidad de etileno debe ser aquella que produzca la máxima cantidad de
etileno, es decir, la cantidad de hexano necesario para producir 481 gr de etileno debe ser
aquella que como máximo produzca 1131.76 gr de etileno. Por lo tanto se tiene que:
Masa Molar del C6H14 = 86.17 gr/mol
Masa Molar del C2H4 = 28.05 gr/mol
(
)(
)(
)
Esta masa de hexano teóricamente debe producir 1131.76 gr de etileno, pero dadas las
condiciones de la reacción, el rendimiento de etileno es de 42.5%, por tanto, solo se
producen 481 gr de etileno con esa masa de hexano.
11
Problemas de Química Básica
Problema 21. El ácido nítrico se produce industrialmente mediante el proceso de
Ostwald, se representa con las siguientes ecuaciones:
¿Qué masa de NH3 (en gr) se debe utilizar para producir 1.00 tonelada de HNO3 de
acuerdo con el procedimiento anterior, suponga un porcentaje de rendimiento de 80% en
cada uno de los pasos (1 ton = 2000 libras, 1 lb = 453.6gr.)
Solución:
Para cada reacción el porcentaje de rendimiento es del 80 %. El producto de la primera
reacción es el reactivo de la segunda, y el producto de la segunda es el reactivo de la
tercera, así, para calcular la cantidad NH3 necesario para producir 1 ton de HNO3, se debe
iniciar desde la tercera reacción e ir hacia atrás, utilizando el procedimiento descrito en el
problema anterior. Iniciando entonces con la tercera reacción se tiene que:
Reacción 3:
Rendimiento Teórico = RT
Rendimiento Real = RR
Porcentaje de Rendimiento = %R
Esta es la máxima cantidad de HNO3 que se puede producir pero, dadas las condiciones
de la reacción, solo se produce 1 tonelada. Por lo tanto, la masa necesaria de NO2 para
producir dicha cantidad de HNO3 debe ser aquella que produzca la máxima cantidad de
HNO3, es decir, la cantidad de NO2 necesario para producir 1 tonelada de HNO3 debe ser
aquella que como máximo produzca 1.25 toneladas de HNO3. Por lo tanto se tiene que:
Masa Molar del HNO3 = 63.02 ton/tonmol
(
)(
)
Esta masa de NO2 teóricamente debe producir 1.25 toneladas de HNO3, pero dadas las
condiciones de la reacción, el rendimiento del HNO3 es del 80%, por tanto, solo se
producen 1 ton HNO3 con esa masa de NO2.
Reacción 2:
12
Problemas de Química Básica
Esta es la máxima cantidad de NO2 que se puede producir pero, dadas las condiciones de
la reacción, solo se produce 0.0396 toneladas mol. Por lo tanto, la masa necesaria de NO
para producir dicha cantidad de NO2 debe ser aquella que produzca la máxima cantidad
de NO2, es decir, la cantidad de NO necesario para producir 0.0396 toneladas mol de NO2
debe ser aquella que como máximo produzca 0.0495 toneladas mol de NO 2. Por lo tanto
se tiene que:
(
)
Este número de moles de NO teóricamente debe producir 0.0495 toneladas mol de NO 2,
pero dadas las condiciones de la reacción, el rendimiento del NO2 es del 80%, por tanto,
solo se producen 0.0396 toneladas mol de NO2 con ese número de moles de NO.
Reacción 1:
Esta es la máxima cantidad de NO que se puede producir pero, dadas las condiciones de
la reacción, solo se produce 0.0495 toneladas mol. Por lo tanto, la masa necesaria de NH3
para producir dicha cantidad de NO debe ser aquella que produzca la máxima cantidad de
NO, es decir, la cantidad de NH3 necesario para producir 0.0495 toneladas mol de NO
debe ser aquella que como máximo produzca 0.061875 toneladas mol de NO. Por lo tanto
se tiene que:
Masa Molar del NH3 = 17.03 ton/tonmol
(
)(
)(
)(
)
La masa de NH3 teóricamente debe producir 0.061875 toneladas mol de NO, pero dadas
las condiciones de la reacción, el rendimiento del NO es del 80%, por tanto, solo se
producen 0.0495 toneladas mol de NO con esta masa de NH3.
Problema 22. Una barra de hierro pesó 664 gr. Después de que la barra se deja a la
intemperie durante un mes, exactamente una octava parte del hierro se ha convertido en
herrumbre (Fe2O3). Calcule la masa final del hierro y de la herrumbre.
Solución:
La masa final de hierro es:
(
( )
)
13
Problemas de Química Básica
Cada mol de Fe2O3 contiene 2 moles de Fe, por tanto, la masa de Fe2O3 formado es:
Masa Molar del Fe = 55.85 gr/mol
Masa Molar del Fe2O3 = 159.69 gr/mol
(
)(
Moles de Fe en 83
gr de Fe.
)(
1 mol de Fe2O3
contiene 2 moles
de Fe.
)
Moles de Fe2O3.
Problema 23. Una muestra impura de zinc (Zn) se trata con un exceso de ácido sulfúrico
(H2SO4) para formar sulfato de zinc (ZnSO4) e hidrogeno molecular (H2). a) Escriba una
ecuación balanceada para la reacción. b) Si se obtienen 0.0764 gr de H2 a partir de 3.86
gr de la muestra, calcule el porcentaje de pureza de la muestra. c) ¿Qué suposiciones se
deben hacer en el inciso b)?
Solución:
Inciso a).
Inciso b). Se calcula primero, la cantidad de Zn necesario para producir 0.0764 gr de H2.
Masa Molar del H2 = 2.016 gr/mol
Masa Molar del Zn = 65.38 gr/mol
(
)(
)(
)
El porcentaje de pureza es entonces:
Inciso c). Se supone que todo el Zn en la muestra reacciona por completo con un exceso
de H2SO4.
Problema 24. Una mezcla de CuSO4∙5H2O y MgSO4∙7H2O se calienta hasta que se
elimina toda el agua. Si 5.020 gr de la mezcla producen 2.988 gr de las sales anhidras.
¿Cuál es el porcentaje en masa de CuSO4∙5H2O en la mezcla?
Solución:
Para conocer el porcentaje en masa del CuSO4∙5H2O, necesitamos conocer la masa de
ambas sales hidratadas en la mezcla. Primero denotaremos con una letra a cada una de
las sales hidratadas de la siguiente manera:
A: CuSO4∙5H2O = 249.69 gr/Mol
14
Problemas de Química Básica
B: MgSO4∙7H2O = 246.47 gr/mol
Masa Molar del Agua = 18.016 gr/mol
Se sabe que la masa de la muestra es la suma de las masas de ambas sales hidratadas:
La masa de agua que se obtiene de estas sales es:
La cantidad de agua en cada una de las sales es:
(
)(
)(
)
(
)
(
)(
)(
)
(
)
La suma de ambas cantidades debe ser igual a:
Sustituyendo (1) en (2) se tiene que:
Por lo tanto, el porcentaje en masa del CuSO4∙5H2O es:
Problema 25. Una mezcla de metano (CH4) y etano (C2H6) con un masa total de 13.43 gr,
se quema completamente en oxígeno. Si la masa total de CO2 y H2O que se produce es
64.84 gr, calcule la fracción de CH4 en la mezcla.
Solución:
Para conocer la fracción de metano en mezcla, necesitamos conocer la masa de ambos
hidrocarburos en la mezcla. Se sabe que la masa de la mezcla es la suma de las masas
de ambos hidrocarburos:
15
Problemas de Química Básica
Las ecuaciones estequiometricas para la combustión del metano y el etano son:
La masa de CO2 y H2O producido por cada gramo de CH4 consumido es:
Masa Molar del CH4 = 16.04 gr/mol
Masa Molar del CO2 = 44.01 gr/mol
Masa Molar del H2O = 18.016 gr/mol
(
)(
)(
)
(
)(
)(
)
La masa de CO2 y H2O producido por cada gramo de C2H6 consumido es:
Masa Molar del C2H6 = 30.07 gr/mol
(
)(
)(
(
)(
)(
La suma de estas cuatro cantidades es igual a:
Sustituyendo (1) en (2) se tiene que:
Por lo tanto, la fracción de metano en mezcla es:
16
)
)
Problemas de Química Básica
Problema 26. Cierta muestra de carbón contiene 1.6 % en masa de azufre. Cuando se
quema el carbón, el azufre se convierte en dióxido de azufre. Para evitar la contaminación
del aire, el dióxido de azufre se trata con óxido de calcio (CaO) para formar sulfito de
calcio (CaSO3). Calcule la masa de CaO (en kilogramos) que necesita diariamente una
planta de energía que utiliza 6.60 x 106 kg de carbón al día.
Solución:
Los kilogramos de óxido de calcio necesarios, dependerán de la cantidad SO2 producido
por el azufre contenido en la muestra de carbón. Primeramente se determina la masa de
azufre en la muestra del carbón:
Puesto que 1 kilomol de SO2 contiene 1 kilomol de S, la cantidad de SO2 producido con
dicha masa de azufre es:
Masa Molar del S = 32.06 kg/kmol
(
)(
)
La reacción entre el SO2 y el CaO está dada por la siguiente ecuación:
Por lo tanto, la cantidad de CaO necesario para tratar 3293.82 kmol se SO2, es:
Masa Molar del CaO = 56.08 kg/kmol
(
)(
17
)