INVESTIGACION EN EL AULA: CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

INSTITUCION EDUCATIVA SAN JOSE DE MAJAGUAL SUCRE

DOCUMENTO DE QUIMICA GRADO 11

TEMA: ESTEQUIOMETRIA

Docente: AMILCAR MARTINEZ PATERNINA

OBJETIVOS

Realizar cálculos cuantitativos de los cálculos estequiométricos de una reacción química.

•

Comprobar la utilidad de la estequiometria y determinar el rendimiento de una reacción química

ESTANDARES

Realiza los cálculos estequiométricos aplicando la ley de conservación de la masa a distintas reacciones.

Efectúa cálculos estequiométricos en los que intervengan compuestos en estado sólido, líquido o gaseoso, o en disolución en presencia de un reactivo limitante o un reactivo impuro

Considera el rendimiento de una reacción en la realización de cálculos estequiométricos.

Describe el proceso de obtención de productos inorgánicos de alto valor añadido, analizando su interés industrial.

Criterios de Evaluación

. Formular y nombrar correctamente las sustancias que intervienen en una reacción química dada.

Interpretar las reacciones químicas y resolver problemas en los que intervengan reactivos limitantes, reactivos impuros y cuyo rendimiento no sea completo.

Identificar las reacciones químicas implicadas en la obtención de diferentes compuestos inorgánicos relacionados con procesos industriales.

ESTEQUIOMETRIA

En química la estequiometria (del griego otoixeiov Stoicheión “Elemento” y MET por metrón “medida”) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes (Reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química.

El primer enunciado estequiométrico lo estableció Jeremías Benjamín Richter (1762 – 1808), quien en 1792 describió la estequiometria así:

· La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados.

Leyes Estequiometricas o Leyes Ponderables

1. Ley de la conservación de la materia o masa o Ley de Lavoisier.

En toda reacción química, la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.

Esta ley también se puede enunciar así:

“En cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma y permanece invariable.

2. Ley de las proporciones constantes o Ley de Proust (1801)

Para formar un determinado compuesto, 2 o más elementos se unen siempre en la misma proporción ponderable.

3. Ley de las proporciones Múltiples o Ley de Dalton (1803)

Cuando 2 o más elementos pueden formar más de un compuesto, la cantidad de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija de otro, guardan entre sí, relación de números enteros sencillos.

H2 + O2 --------- OH2O

4. Ley de las proporciones reciprocas o equivalentes o Ley de Richter (1792)

“Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b respectiva, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masa a/b o con un múltiplo de la misma, es decir, Siempre que dos elementos relacionan entre sí, lo hacen equivalente o según múltiplos o sub múltiplos de estos.”

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

La fabricación de productos químicos es uno de los esfuerzos industriales más grandes del mundo. Las industrias químicas son la base de cualquier sociedad industrial. Dependemos de ellas respecto a productos que utilizamos a diario como gasolina y lubricantes de la industria del petróleo; alimentos y medicinas de la industria alimentaria; telas y ropa de las industrias textiles, etc.

Por razones económicas los procesos químicos y la producción de sustancias químicas deben realizarse con el menor desperdicio posible, lo que se conoce como “optimización de procesos.”

La estequiometria es el concepto usado para designar a la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de las sustancias y sus reacciones.

Cuando se expresa una reacción la primera condición para los cálculos estequiométricos es que se encuentre balanceada, ejemplo:

2 Mg + O₂ -------------- 2MgO

2 (24.5) 2(16)

49 Gr 32 Gr 81 Gr

La reacción anterior se lee como:

2 ATG (Átomo Gramo) de Mg reaccionan con un mol de oxígeno y producen 2 motes de Oxido de Magnesio.

2 ATG Mg = 49 gr 1 mol O2 = 32 gr 2 moles MgO = 81 gr

Lo que demuestra la ley de Lavoisier “La materia no se crea ni se destruya, solo se transforma y permanece constante”

I. Cálculos Átomos Gramo (ATG)

Ejemplos

1. ¿Cuántos ATG se encuentran contenidos en 54 gr de Al?

1 ATG Al -------------- 27 Gr Aplicamos regla de Tres simple y Multiplicamos

X -------------- 54 Gr 1 ATG x 54 Gr y lo dividimos por 27 Gr

X = 2 ATG

2. ¿4.5 ATG Pb a cuantos gramos equivalen?

1 ATG Pb ----------------- 207 Gr Aplicamos Regla de Tres Simple. Multiplicamos

4.5 ATG Pb ----------------- X 44.5 ATG de Pb x 207 Gr y dividimos por 1 ATG

De Pb

X = 1.5 Gr de Pb

3. ¿Cuántos ATG se encuentran contenidos en 87 gr de Cu?

1 ATG Cu ----------63.5 Gr de Cu Multiplicamos 1 ATG Cu x 87 Gr de Cu

X ---------- 87 Gr de Cu Dividimos por 63.5 Gr de Cu

X = 1,37 ATG de Cu

4. ¿9 ATG de Zn a cuantos gramos equivalen?

1 ATG Zn ------------- 65.38 Gr Zn Aplicamos regla de Tres Simple

9 ATG Zn ------------- X Multiplicamos 9 ATG de Zn x 65.38 Gr de Zn

Y dividimos por 1 ATG de Zn

X = 588,4 Gr de Zn

II. Moles

Ejemplos

1. ¿Cuántos moles se encuentran contenidos en 120 gr H2O?

PM H₂O = 1(2) + 16 = 18 Gr

1 Mol H₂O --------------- 18 Gr Aplicamos regla de Tres Simple

X ---------------- 120 Gr Multiplicamos 1 mol de H₂O x 120 Gr y dividimos

Por 18 Gr X = 6.6 Moles de H₂O

2. ¿0,6 moles de Na NO2 a cuantos gramos equivalen?

PM NaNO₂ = 69 Gr 1 Mol NaNO₂ ------------69 Gr

0.6 Moles NaNO₂ ----- X X= 41. 4 Gr

3. ¿Cuántos moles se encuentran contenidos en 310 gr NaCl?

PM NaCl = 58.5 Gr 1 Mol NaCl ------------- 58.5 Gr

X ------------- 310 Gr X = 5.3 Moles

4. ¿2.3 moles de NaClO a cuantos gramos equivalen?

PM NaClO = 74.5 Gr 1 Mol NaClO ----------------74.5 Gr

2.3 Moles NaClO ---------- X X= 171.35 Gr

5. ¿Cuántos moles se encuentran contenidos en 200 gr H2SO4?

PM H₂SO₄ = 98 Gr 1 Mol H₂SO_{4
-----------------------}98 Gr

X --------------- 200 Gr X = 2.04 Gr

III. N° de Átomos y de Moléculas

1 ATG de cualquier elemento contiene 6,023 x átomos y

un mol de cualquier compuesto tiene 6,023 x moléculas.

El número 6,023 x se conoce como numero de AVOGADRO.

Ejemplos

1. ¿Cuántos átomos están contenidos en 15 ATG de Cu?

1 ATG de Cu --------------- 6.023 x 10²³ Átomos

15 ATG de Cu ------------- X

Multiplicamos 15 ATG de Cu x 6.023 x 10 ²³y dividimos por 1 ATG de Cu

X = 9.023 x 10 ²⁴Átomos

2. ¿Cuántos átomos están contenidos en 230 gr de Ni?

PM Ni = 59 Gr

1 ATG de Ni ----------------- 59 Gr

X ------------------- 230 Gr X= 3.9 ATG

1 ATG Ni --------------- 6.023 x 10 ²³ Átomos

3.9 ATG -------------- X X= 2.36 x 10 ²⁴ Átomos

3. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 0,25 moles de CO2?

1 Mol CO_{2
-------------------------------}6.023 x 10 ²³ Moléculas

0.25 Moes de Co₂ ------------ X X= 1.5 x 10 ²⁴ Moléculas

4. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 10 gr HCl?

PM HCl = 36Gr

1 Mol HCl ----------------- 36 Gr

X ----------------- 10 Gr X= 0.28 Mol HCl

1 Mol HCL ------------------ 6.023 x 10²³Moléculas

0.28 Mol HCl --------------- X X = 1.7 x 10 ²⁴Moléculas

IV. Cálculos Mol – Mol:

Ejemplos;

1. Cuando el Clorato de Potasio (KClO3) se somete a calentamiento fuerte, produce Cloruro de Potasio (KCl) y Oxigeno, según la Rx:

KClO₃ ---------------------- KCl + O₂

Calcule la cantidad de moles de oxigeno que se desprenden al calentar 3 moles de clorato de potasio.

Se escribe la ecuación balanceada:

2 KClO₃ ---------------------- 2 KCl + 3 O₂

La ecuación dice que a los 2 moles de KClO3 producen 3 moles de O2. ¿Cuántos moles de O2 producen 3 moles KClO3?

2 Moles de KClO_{3
---------------}3 Moles de O₂

3 Moles de KCLO₃----------- X X = 4.5 Moles de CO₂

2. Dada la Rx: Sn + HNO₃------------- SnO₂ + NO₂ + H₂O

Determine los moles de HNO3 que reaccionan completa con 3,8 moles de Sn.

: Sn + 4 HNO₃------------- SnO₂ + 4 NO₂ + 2 H₂O

1 Mol Sn --------------- 4 Moles de HNO₃

3.8 Moles Sn ------------ X X = 15.2 Moles HNO₃

3. ¿Cuántos moles de O2 son necesarios para producir 8,3 moles de CO2? La ecuación es :

C₃H₈ + 5 O₂ -------------- 3 CO_{2 +
4}H₂O

5 Moles O₂ ----------------------- 3 Moles CO₂ X = 13.8 Moles O₂

X ----------------------- 8.3 Moles CO₂

4. Teniendo en cuenta la Rx del Ítem anterior resuelva: El motor de un vehículo a gas propano (C3H8) consume 0,8 moles del gas combustible durante una distancia determinada, calcule los moles de O2 necesarios para la combustión completa del gas consumido.

5. C₃H₈ + 5 O₂ -------------- 3 CO_{2 +
4}H₂O

1 Mol C₃H₈------------------------------ 5 Moles de O₂

0.8 Mo, C₃H_{8
---------------------------------------- X}X= 4 moles de O₂

V. Cálculos Masa – Masa

1. Del Balanceo = en la fabricación de aviones, Bicicletas de alto rendimiento y en prótesis. La obtención del metal se da mediante la siguiente Rx: TiCl₄ + Mg ------- Ti + MgCl₂

¿Calcule la cantidad de Titanio que puede producirse a partir de 500 gr de Magnesio?

Sln. Se hallan los pesos Molares de las sustancias IMPLICADAS

TiCl₄ + 2 Mg ------- Ti + 2 MgCl₂

PM : Mg = 24.3 Gr/mol x 2 = 48.6 Gr/mol

Ti = 48 Gr/mol

48.6 Gr Mg -------------- 48 Gr Ti

500 Gr Mg -------------- X X = 493,82 Gr Ti

2. Determine la cantidad en gramos de Ácido Nítrico HNO3 que pueden producir 200 gr de Dióxido de Nitrógeno NO2 según la siguiente Rx:

Sn + 4 HNO₃ ------ SnO₂ + 4 NO₂ + 2 H₂O

Hallo los Pesos Molares

HNO₃= 63 Gr x 4 del Balanceo = 252 Gr

NO_{2 =}46 Gr x 4 del Balanceo = 184 Gr

252 Gr HNO₃ --------------------- 184 Gr NO₂

X --------------------- 200 Gr NO₂ X = 273, 9 Gr HNO₃

3. Determine la cantidad de Zn necesaria para la obtención de 30 gr de plata (Ag), según la Rx: Zn + 2 AgNO₃---------------- Zn(NO₃)₂ + 2 Ag

Pesos Molares

Zn = 65.3 Gr

Ag = 107, 8 Gr x 2 del Balanceo 215,6 Gr

65.3 Gr Zn --------------------215.6 Gr Ag

X ------------------- 30 Gr X = 9.11 gr de Zn

VI. Cálculos de Masa – Mol

1. Teniendo en cuenta la siguiente Rx, Responde:

C₃H₈ + 5 O₂ -------- 3 CO₂ + 4 H₂O

¿Cuántos moles de gas carbónico se produce a partir de la combustión completa de 150 gr de C3H8?

PM C₃H₈ = 44 Gr 44 Gr C₃H₈ ------------ 3 Mol CO₂

150 Gr C₃H₈ ------------ X

Aplicamos regla de tres Simple. Multiplicamos 150 Gr C₃H₈x 3 Mol CO₂ y dividimos por 44 Gr C₃H₈ lo que da como Resultado = 10, 23 mol CO₂

2. En el proceso de vulcanización del caucho, se requiere el Di cloruro de Azufre (S2 Cl2), el cual se produce según la Rx: S₈+ 4 Cl₂ -------------- 4 S₂Cl₂

¿Calcule que cantidad en gramos de Di cloruro de Azufre puede obtenerse a partir de 5,5 moles de Azufre?

PM = S₂Cl₂ = 134 Gr x 4 del balanceo = 536 Gr

Aplicamos Regfla de Tres Simple

1 Mol S₈ ------------- 536 Gr S₂Cl₂

5.5 Mol S₈ ------------- X X= 2948 Gr S₂Cl₂

VII. Reactivos o Productos

En una Rx química se puede calcular la cantidad de reactivo que se necesitan para generar una cantidad definida de productos o la cantidad de productos que se forma con una cantidad definida de reactivo.

Es necesario contar con una Rx balanceada y establecer la cantidad de ATG o Moles que participan (Teóricamente) en la Rx.

1. ¿Cuántos Grs de Na se necesitan para preparar 12 gr de sal (NaCl)?

2 Na + Cl_{2 -------------------}2 NaCl

PM: Na = 23 Gr x 2 = 46 Gr

PM Cl= 35.5 x 2 = 71 Gr

-----------------

117 Gr NaCl

46 Gr Na ----------------- 117 Gr NaCl

X ------------------ 12 Gr NaCl X= 4.7 Gr de Na

2. ¿Cuántos Grs de H2O se producen cuando reaccionan 28 gr de Zn (OH)2 ?

Rx: Zn(OH)₂ + H₂S -------------- ZnS + 2 H₂O

PM : 2 Mol Zn(OH)₂= 99.5 Gr

PM: 2 Mol de H₂O = 36 Gr

99.5 Gr Zn(OH)₂----------------------- 36 Hr H₂O

28 Gr Zn(OH)₂ ------------------------ X X= 10.1 Gr de H₂O

VIII. Reactivo Limite

Es el reactivo que se consume totalmente en un Rx, por lo tanto pueden determinar en gran parte, la cantidad de producto obtenido en el desarrollo de la misma.

2 H₂ + O₂ --------------- 2 H₂O

4 Gr H₂+ 32 Gr O_{2
---------- ----}36 Gr H₂O

1. Para la producción del Amoníaco (NH3) en un experimento de laboratorio se parte de 160 gr de Na y 40 gr H2. Determine:

a. ¿Cuál es el reactivo límite?

b. ¿Qué masa de Amoníaco se produce?

c. ¿Cuál es la masa que queda del reactivo que está en exceso?

La ecuación es: 3 H₂ + N₂ ---------------- 2 NH₃

a.) Convertimos las masas dadas de los reactivos a Moles

1 Mol H₂

40 Gr H₂x = 20 Moles de H₂ P:M: N = 14

2 Gr H₂H₃ = 3 Gr

NH₃ = 17 Gr x 2 = 34 Gr/mol

1 Mol N₂

160 Gr N₂ x = 5.7 Mol N₂

28 Gr N₂

Si 3 Mol H₂----Reaccionan con --- 1 mol N₂

20 Mol H₂ -------------------- X

Los 20 mol H2 necesitan 6,66 mol N2, como solo tengo 5,71 mol H2 quiere decir que el reactivo limite es el N2, porque se gasta totalmente y queda faltando para la cantidad que necesito

R b) La cantidad de producto obtenido se determina tomando como base el reactivo límite.

28 Gr N₂ ------------------ 34 Gr NH₃

160 Gr N_{2 ---------------------------- X} X = 194,28 Gr NH₃

R c) El reactivo en exceso es el H2 entonces determino la cantidad de H2 que reaccionan con todo el N2.

1 Mol N₂ ----------------- 3 Mol H₂

5,71 Mol N_{2 ---------}----------- X X = 17,13 Mol H₂

Solo 17,13 mol H2 reacciona con 5,71 mol N2, como la cantidad de H2 que tengo es 20 mol, entonces: 20 mol H2 – 17,13 mol H2 = 2,87 mol H2

Los 2,87 mol H2 no alcanzan a reaccionar por lo tanto son sobrantes

2 Gr H₂

2,87 Moles H₂ x = 5,74 Gr H₂

1 Mol H₂

Sobran 5,74gr H2 de reactivo en exceso.

2. Uno de los compuestos o componentes de la gasolina es el octano (C8 H10), en el carburador de una motocicleta se mezclan 5,8 gr de octano con 5 gr de oxígeno. ¿Qué cantidad de CO2 se produce?

3. Dada la ecuación: 2 C₈H₁₀ + 21 O₂ --------- 16 CO₂ + 10 H₂O

a. Calcule los moles de O2 necesarios para la producción de 5,8 mol de CO2.

PM C₈H_10
= 106 uma

PM O₂= 16 x 2 = 32 uma

1 Mol C₈H₁₀

5.8 Gr C₈H₁₀ x = 0.05 Mol C₈H₁₀

106 Gr C₈H₁₀

1 Mol O₂

5 Gr O₂ x = 0.15 Mol O₂

32 Gr O₂

16 CO₂ = 16 x 44Gr = 704 Gr/Mol

21 O₂= 21 x 32 Gr = 672 Gr/Mol

672 Gr/Mol O₂ ----------------------704 Gr/Mol CO₂

5 Gr/Mol --------------------------- X X= 5,23 Gr/Mol CO₂

3… Dada la ecuación : 2 C₂H₆ + 7 O₂----------- 6 H₂O + 4 CO₂

a.. Calcule los Moles de Oxigeno necesarios para la producción de 5,8 moles de CO₂

PM C₂H₆= 30 gr/Mol PM O₂= 32 Gr/Mol PM= CO₂ = 44 Gr/Mol

7 Mol O₂ --------------- 4 Mol CO₂

X --------------- 5,8 Mol CO₂ X = 10.15 Moles O₂

b. Determine los gramos de C2H6 que reaccionan completamente con 10 gr de O2.

2 C₂H₆ = 2 x 30 Gr/Mol = 60 Gr/Mol

7 O₂ = 7 x 32 Gr/Mol = 224 Gr/Mol

60 Gr C₂H₆ ---------- 224 Gr O₂

X ---------- 10 Gr O₂ X = 2,67 Gr C₂H₆

c. ¿Cuántos gramos de H₂O se producen a partir de 3,5 moles de O2?

7 Moles de O₂ ------------------ 6 Moles de H₂O

3.5 Moles de O_{2 ----------------}------ X X= 3 Moles de H₂O

IX. Rendimiento de las Reacciones

La cantidad de producto que se determina a partir de los cálculos realizados tomando como base una ecuación química, recibe el nombre de rendimiento teórico de la Rx.

En el laboratorio o en la industria existe un rendimiento real que depende de la cantidad real obtenida mediante la ejecución de la experiencia. Este rendimiento real casi siempre resulta menos al rendimiento teórico. Las razones por las cuales el rendimiento de una Rx deja de ser óptimo puede ser entre otras, por las siguientes razones:

v Manipulación inadecuada de insumos o equipos.

v Las condiciones para que se dé la reacción son inadecuadas.

v Surgimiento de reacciones simultáneas o reversibles.

v Dificultades en la separación del producto.

Baja cantidad de insumos.

La expresión matemática por la cual se establece el rendimiento de una reacción en términos de porcentaje es:

Rendimiento Real (RR)

% Rendimiento = x 100%

Rendimiento Teórico (RT)

Ejemplos

1…En el proceso de obtención de la aspirina (Ácido Acetil Salicílico) se combinan el Ácido Acetil Salicílico con Anhidro Acético, obteniéndose además de la aspirina, Ácido Acético, la Rx es la siguiente:

1. Si se parte de 25 gr Ácido salicílico y suficiente Anhidro Acético, se obtienen en la practica 24.3 gr de aspirina. Determine el rendimiento de la reacción.

Datos:

25 gr Acido Salicílico

Rendimiento Real: 24,3 gr Aspirina.

Pasos molares: C₇H₈O₃ = 138 Gr/Mol C₉H₈O₄ = 180 Gr/Mol

Aplicamos regla de Tres Simple

138 Gr C₇H₈O₃ -------------- 180 Gr C₉H₈O₄

25 Gr C₇H₈O₃--------------- X X = 32,6 Gr C₉H₈O₄Rendimiento Teórico

Rendimiento Real (RR)

% Rendimiento = x 100%

Rendimiento Teórico (RT)

24,3 Gr

% Rendimiento = x 100% %Rendimiento = 74,54 %

32,6 Gr

2. El fluoruro de Hidrogeno (HF) se produce a través de la siguiente reacción:

CaF₂ + H₂SO₄ ------------------ CaSO₄ + 2 HF

En un proceso se trataron 300 gr de CaF2 con exceso de H2SO4 y producen 78,08 gr moles de CaF2 y 20 gr mol HF, calcule el % de rendimiento. Rendimiento Real= 148 Gr

78,08 Gr CaF₂ ------------------- 40 gr HF

300 Gr CaF2_{------------------------------- X} X = 153,6 Gr HF. Rendimiento Teórico

R. Real

% R = x 100%

R. Teórico

148 Gr

%R= x 100% %R = 96,3 %

153,6 Gr

3. La Rx de 6,8 gr H2S Con exceso de SO2, según la Rx:

2 H₂S + SO₂ -------------- 3 S + 2 H₂O Produce 8,2 gr de S. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?

Pesos Molares: H₂S = 34 Gr/Mol x 2 = 68 Gr/Mol

SO₂= 66 Gr/Mol

S = 32 Gr/Mol x 3 = 96 Gr/Mol

68 Moles H₂S-------------96 Moles S

6,8 Moles H₂S ------------ X X = 9,6 Gr S Rendimiento Teórico

R. Real

% R = x 100%

R, Teórico

8,2 Gr

%R = x 100% %R = 85,42 %

9,6 Gr

X. Pureza de los Reactivos

Por lo general las sustancias o insumos utilizados en la preparación de ciertos productos, traen consigo impurezas que se traducen en un peso extra de sustancias consideradas como contaminantes por tal razón, es necesario determinar o saber el porcentaje de pureza de los reactivos, para obtener mejores resultados en el rendimiento de una reacción. Ejemplo:

1. ¿Cuántos gramos de Oxido de Magnesio (MgO) se obtienen cuando se hacen reaccionar 150 gr de Magnesio de 80% de pureza en presencia de oxigeno?

2 Mg + O₂-------------------------------- 2 MgO

Pesos molares: Mg = 24,3 Gr/mol x 2 = 48,6 Gr/Mol

MgO= 40,3 Gr/Mol x 2 = 80,6 Gr/Mol

Hallamos la cantidad Real de Reactivo en la muestra

150 Gr Mg ------------------ 100%

X ------------------ 80% X= 120 Gr Mg que es la cantidad real de la muestra

48,6 Gr Mg ----------------- 80,6 GrMgO

120 Gr Mg ------------------ X X= 199 Gr MgO

2. Se hacen reaccionar 40 gr de BaCl2 de 95% de pureza y 25 gr de carbonato de metano (NH4)2 CO3 con un 20% de impurezas. Determinar la cantidad de NH4 al producir.

BaCl₂ + (NH₄)₂CO₃ ------------ BaCO₃ + 2 NH₄Cl

Hallamos los pesos Molares:

BaCl₂= 208,24 Uma

Ba = 137,34 Uma x 1 = 137,34 Uma

Cl = 36,45 Uma z 2 = 70,9 Uma

(NH₄)CO₃ = 96 Uma

NH₄Cl = 53,45 Uma x 2 = 106,9 Uma

Hallamos las cantidades Reales de reactivo de las muestras

Para BaCl₂ 40 Gr ---------- 100%

X --------- 95% X= 38 Gr

Como el 20% es impureza, el 80% es puro

Para (NH₄)CO₃ 25 Gr ------------------ 100%

X ------------------ 80% X = 20 Gr

Hallamos reactivo límite

1 Mol BaCl₂

38 Gr BaCl_{2 x}= 0.28 Mol BaCl₂

208,24 Gr BaCl₂

1 Mol (NH₄)CO₃

20 Gr (NH₄₎CO₃ x = 0,2 Mol (NH₄)₂CO₃

96 Gr (NH₄)CO₃

208,24 Gr BaCl₂ ------------------------ 106,9 Gr NH₄Cl

38 Gr BaCl₂ ------------------------- X X= 19,5 Gr NH₄Cl

3. Dada la Rx: 2 HBr + H₂SO₄ ---------- H₂SO₃ + Br₂ + H₂O

Calcule el rendimiento de la Rx, 49 gr de una Sln del 98% de pureza de H2SO4 reaccionan con 85 gr de HBr del 95% de pureza, obteniendo 60 gr de Br₂.

Pesos Molares: H₂SO₄ = 98 Gr/Mol

HBr = 81 Gr/Mol

Br₂ = 180 Gr/Mol

Para H₂SO₄

49 Gr ---------------------- 100%

X ----------------------- 98% X= 48,02 Gr

Para HBr

85 Gr -------------- 100%

X -------------- 95% X = 80,75 Gr

Hallamos Reactivo límite

1 Mol H₂SO₄

48,02 Gr H₂SO₄ x = 0.996 Mol H₂SO₄

98 Gr H₂SO₄

1 Mol HBr

80,75 Gr HBr x = 0.498 Mol HBr.

81 Gr HBr

Reactivo Limite H₂SO₄

98 Gr H₂SO₄ ------------- 160 Gr Br₂

48.02 Gr H₂SO₄ --------- X X = 78,4 Gr Br₂ R. Teórico

R. Real

% R = x 100%

R. Teórico

60 Gr

%R = x 100% %R = 76,5%

78,4 Gr

EJERCICIOS PROPUESTOS

Cálculos ATG, MOLES, ATOMOS Y MOLECULAS,

1.. Cuántos ATG se encuentran contenidos en 75 gr de Sb?

2.. Cuántos ATG se encuentran contenidos en 90 gramos de Po?

3.. 8 ATG de Si, a cuantos gramos equivalen?

4.. 10 ATG de Pb a cuantos gramos equivalen?

5.. cuantos moles se encuentran contenidos en 120 gr de H₂SO₄?

6.. Cuánto moles se encuentran contenidos en 50 gramos de Ácido Fluorhídrico?

7.. 4.3 moles de Sulfato ferroso a cuantos gramos equivalen?

8.. 2.3 moles de Ácido Clorhídrico, a cuantos gramos equivalen?

9...Cuántos Átomos están contenidos en 5 ATG de Ag ?

10.. Cuántas moléculas están contenidas en 10 gr de FeSO₄¿

Dados los siguientes enunciados, balancee las ecuaciones correspondientes y efectúe los cálculos respectivos, según cada caso.

Rellene el óvalo correspondiente con la respuesta correcta.

1… Dada la Reacción:

Sn + HNO₃ ------- SnO₂ + NO₂ + H₂O

Determine los moles de HNO₃ que reaccionarían completamente con 4 moles de Sn?

a.. 14 moles HNO₃

b.. 15 moles HNO₃

c.. 16 moles HNO₃

d.. 17 moles HNO₃

2… Cuántos moles de O₂ son necesarios para producir 5 moles de CO₂, según la siguiente reacción:

C₃H₈+ O₂ ------- CO₂ + H₂O

a.. 8,3 moles de O₂

b.. 9.2 moles de O₂

c.. 3,4 moles de O₂

d.. 4,7 moles de O₂

3.. Cuantos moles de O₂ son necesarios para producir 3 moles H₂O, según la ecuación:

C₃H₈+ 5O₂ ------- CO₂ + 4H₂O

a.. O.27 moles de O₂

b.. 3,75 moles de O₂

c.. 2,1 moles de O₂

d.. 2,4 moles de O₂

4.. Cuántos moles de C₃H₈ son necesarios para producir 10 moles de CO₂ según la Reacción:

C₃H₈+ O₂ ------- CO₂ + H₂O

a.. 1,3 moles de C₃H₈

b.. 2,3 moles de C₃H₈

c.. 3,3 moles de C₃H₈

d.. 4,33 moles de C₃H₈

5.. Calcule la cantidad de gramos de Ácido Nítrico que pueden producir 60 gr de Dióxido de Nitrógeno, según la siguiente reacción:

Sn + HNO₃ ------ SnO₂ + NO₂ + H₂O

a.. 46,78 gr de HNO₃

b.. 82,17 gr de HNO₃

c.. 87,65 gr de HNO₃

d.. 98,65 gr de HNO₃

6… Determine la cantidad de Hg necesario para la obtención de 28 Gr de Ag, según la reacción:

Hg + AgNO₃ ----- Hg(NO₃)₂ + Ag

a.. 26,41 gr de Ag

b.. 26,57 gr de Ag

c.. 35,67 gr de Ag

d.. 37.89 gr de Ag

7.. Teniendo en cuenta la siguiente reacción:

C₃H₈ + O₂ ---- CO₂ + H₂O

Responda: Cuantos moles de CO₂ se producen a partir de la combustión completa de 3 gr de C₃H₈ ?

a.. 0,40 moles de CO₂

b.. 0,30 moles de CO₂

c.. 0,20 moles de CO₂

d.. 0,10 moles de CO₂

8.. Teniendo en cuenta la siguiente reacción: C₄H₁₀ + O₂ ----- 8CO₂ + H₂O, responda: Cuantos moles de Agua se producen a partir de 40 gr de C₄H₁₀ ?

a.. 2.5 moles de Agua

b.. 3.4 moles de agua

c.. 6.4 moles de agua

d.. 8.2 moles de agua

9..Calcule la cantidad de Trióxido de Scandio que puede obtenerse a partir de 15 moles de Scandio, según la reacción:

SC + O_2
---------- SCO₃

a… 1837 moles de SCO₃

b.. 1395 moles de SCO₃

c.. 1865 moles de ScO₃

d.. 2467 moles de ScO₃

10.. Cuantos gramos de Mg se necesitan para preparar 33 gr de MgCl₂, según la siguiente reacción:

Mg + Cl₂ ------------ MgCl₂

a.. 34,23 gr de Mg

b.. 23,45 gr de Mg

c.. 14, 56 gr de Mg

d.. 8,4 gr de Mg

11.. Cuantos gramos de agua se producen cuando reaccionan 10 gr de RbOH, según la reacción:

RbOh + SO₂ ----- Rb₂SO₃ + H₂O

a.. 0,800 gr de Agua

b.. 0,780 gr de Agua

c.. 0,878 gr de Agua

d.. 0, 897 gr de Agua

12.. para la producción de Carbonato ácido de Potasio KHO_3,, se parte de 100 gr de KOH y 50 gr de CO₂ . Calcule el reactivo límite según la reacción:

KOH + CO₂ ---------- KHCO₃

a… 1.14 CO₂

b… 1.37 CO₂

c… 1.42 CO₂

d… 1.55 CO₂

13..Dada la ecuación :

C₂H₆ + O₂ ----------- 6 H₂O + CO₂

Cuantos moles de oxigeno son necesarios para la producción de 10 moles de agua?

a.. 10 moles de O₂

b.. 11, 7 moles de O₂

c.. 12, 5 moles de O₂

d.. 13,4 moles de O₂