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ACTIVIDADES ESTEQUIOMETRÍA 1
1 Señala si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: “Al reaccionar 108 g de aluminio con 48 g de oxígeno se obtienen 156 g de óxido de aluminio”.
La reacción es 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3. La relación estequiométrica indica: 4 moles Al: 3 moles O 2. Es decir, que 4 (mol Al) · 27= 108 g de Al reaccionarán con 3 (mol O 2 ) · 32= 96 g de O 2. Es decir, que el oxígeno es el reactivo limitante y de acuerdo con la estequiometría de la ecuación:
3 moles O 2 = 96 g 2 moles Al 2 O 3 = 204 g
2 ¿Cuál es el fundamento de los cálculos estequiométricos?
Los cálculos estequiométricos se fundamentan en el hecho de que la proporción existente a nivel microscópico entre moléculas participantes en una reacción se mantiene a nivel macroscópico entre moles de las sustancias participantes.
3 La magnesita es un mineral constituido en su mayor parte por carbonato de magnesio. Por calefacción se descompone en óxido de magnesio y dióxido de carbono. ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtienen al calcinar 20 g de magnesita?
La reacción de descomposición es: MgCO 3 → MgO + CO (^2) De acuerdo con la estequiometría de la reacción: x = 9,56 g de MgO
4 La blenda (sulfuro de cinc) es uno de los principales minerales del cinc. Por tostación se obtiene óxido de cinc y dióxido de azufre.
a) Escribe la ecuación ajustada.
b) Calcula el volumen del gas obtenido, medido en c.n. si se produce la tostación de 150 g de sulfuro de
cinc.
a) 2 ZnS + 3 O 2 → 2 ZnO + 2 SO 2 ↑ b) De acuerdo con la estequiometría de la ecuación: x = 34,5 L de SO 2 en c.n.
5 Teniendo en cuenta la reacción entre el cloruro cálcico y el nitrato argéntico, escribe la ecuación química ajustada y averigua los gramos de cloruro cálcico necesarios para obtener 14,5 g de cloruro de plata, sabiendo que el rendimiento del proceso es del 75 %.
La reacción ajustada es: CaCl 2 + 2 AgNO 3 → 2 AgCl + Ca (NO 3 ) (^2) De acuerdo con la estequiometría de la ecuación:
Teniendo en cuenta el rendimiento, los gramos obtenidos son:
6 El hidróxido sódico se prepara comercialmente mediante la reacción entre el carbonato de sodio y el hidróxido de calcio. ¿Cuántos gramos de hidróxido sódico se obtendrán al tratar 1 kg de carbonato sódico con suficiente cantidad de hidróxido de calcio? ¿Cuántos moles de carbonato de calcio se obtendrán?
Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → 2 NaOH + CaCO 3 1 mol de Na 2 CO 3 = 106 g 1 mol de NaOH = 40 g Teniendo en cuenta la estequiometría: x = 755 g de NaOH Calculando los moles de carbonato sódico: moles
7 La síntesis de Haber es el procedimiento que se lleva a cabo en la industria para la obtención de amoniaco a partir de sus elementos. Si se parte de 250 litros de hidrógeno medidos a 400 ºC y 900 mm de Hg, calcula cuantos litros de amoniaco se podrán recoger en esas mismas condiciones de presión y temperatura.
La reacción de obtención es N 2 + 3 H 2 → 2 NH 3 250 L de H 2 medidos a 400 ºC y 900 mm de Hg son: moles Según la estequiometría de la reacción 3 mol H 2 : 2 mol NH 3 ⇒ se producen 5,36 · 2/3 = 3,57 moles de NH 3 que en esas condiciones de presión y temperatura ocupan:
8 Reaccionan 10 g de sodio en agua. Escribe la reacción química. a) Calcula el volumen de hidrógeno recogido a 20ºC y 0,98 at. b) Calcula el número de moléculas contenidas en ese volumen.
a) La reacción es 2 Na + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 Primero se calculan los moles de sodio: De acuerdo con la estequiometría: En las condiciones indicadas, ese idrógeno ocupa: pV = nRT ⇒ V = nRT/p = 0,21x 0,082 x (273+20) / 0,98 = 5,15 L
b) moléculas
9 El dióxido de estaño se reduce a estaño metálico al reaccionar con el carbono.
a) Escribe la ecuación ajustada.
b) Calcula el volumen de dióxido de carbono que se obtiene en c.n., sabiendo que se han reducido 50 g de
dióxido de estaño.
a) SnO 2 (s) + C (s) → Sn (s) + CO 2 (g)
b) Los moles de dióxido de estaño son:
De acuerdo con la estequiometría: 1mol SnO 2 : 1 mol CO 2 por tanto los moles de CO 2 son 0,33. Teniendo en cuenta el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en condiciones normales:
10 El óxido de mercurio (II) se descompone en sus elementos bajo la acción del calor. a) Escribe la ecuación ajustada, correspondiente a dicha reacción. b) ¿Cuántos gramos de óxido de mercurio (II) se necesitan para obtener 150 g de oxígeno? c) ¿Qué volumen ocupa el oxígeno obtenido, medido a 700 mm de Hg y 20 ºC?
a) 2 HgO → 2 Hg + O (^2)
b) 1 mol de HgO = 216,6 g 1 mol de O 2 = 32 g De acuerdo con la estequiometría: c) El número de moles de oxígeno obtenidos es: moles Por tanto el volumen ocupado es:
11 El acetileno o etino (C 2 H 2 ) arde en el aire con llama muy luminosa. a) ¿Qué volumen de acetileno, medido en c.n. será preciso utilizar si en esta reacción se han obtenido 100 L de dióxido de carbono medidos en c.n.? b) ¿Cuántos moles de dióxido de carbono se obtienen? c) ¿Cuántas moléculas de dióxido de carbono se obtienen?
a) La reacción ajustada es: 2 H 2 C 2 + 5 O 2 → 4 CO 2 + 2 H 2 O. Tendiendo en cuenta la estequiometría: se deduce que son 50 los litros de acetileno que serán necesarios utilizar.
b) c) moléculas
12 Se queman 10 g de alcohol etílico o etanol (C 2 H 5 OH) a) Escribe la ecuación ajustada. b) ¿Qué volumen de aire es necesario emplear, medido en c.n., sabiendo que el 20 % de su volumen es oxígeno? c) ¿Cuántas moléculas de agua se obtienen?
a) C 2 H 5 OH + 3 O 2 → 2 CO 2 + 3 H 2 O
b) 1 mol de etanol = 46 g 1 mol de O 2 ocupa 22,4 L en c.n. ⇒ 3 moles de O 2 ocupan 67,2 L
Teniendo en cuenta la composición volumétrica del aire: aire
c) De acuerdo con la estequiometría: moléculas
De acuerdo con la estequiometría: teóricos
Teniendo en cuenta el rendimiento del proceso: reales b) 1 mol de Cr 2 O 3 = 152 g 1 mol de Al 2 O 3 = 102 g
Expresándolo en moles: 143 (g) / 102 (g/mol) = 1,4 moles moléculas
(^18) Se hacen reaccionar 100 g de Fe con 60 g de S según la reacción Fe + S → FeS. ¿Qué masa de sulfuro de hierro (II) se obtendrá?
1 mol de Fe = 55,8 g 1 mol de S = 32 g
El S es el reactivo que está en exceso. Por tanto para averiguar la masa de sulfuro de hierro (II) de acuerdo con la estequiometría:
19 Señala el reactivo limitante en cada ecuación química ajustada de las que se indican a continuación: a) Cu + 2 S → CuS 2 b) 2 C + O 2 → 2 CO c) 2 Na + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 2 mol 5 mol 0,5 mol 1 mol 1 mol 0,5 mol
a). El Cu es el reactivo limitante. b) El C es el reactivo limitante. c) La proporción es , y por tanto el H 2 O es el reactivo limitante.
20 El azufre se combina con el oxígeno para formar dióxido de azufre. Razona si es cierta o falsa la siguiente afirmación: “Al reaccionar 32 g de azufre con 16 g de oxígeno se forman 48 g de dióxido de azufre”
De acuerdo con la reacción ajustada 1mol de S (32 g) reacciona con 1 mol de O 2 (32 g) formándose 64 g de dióxido de azufre. En el caso descrito ha reaccionado 1 mol de azufre con 0,5 mol de oxígeno; por tanto, el oxígeno actúa como reactivo limitante. Por tanto 0,5 mol de azufre reacciona con 0,5 mol de oxígeno, formándose 0,5 mol de dióxido de azufre y queda 0,5 mol de azufre sin reaccionar. La afirmación es falsa.
21 A 20 g de aluminio se añaden 125 g de ácido sulfúrico, formándose la sal correspondiente y agua. a) ¿Qué reactivo es el limitante? b) ¿Qué volumen de hidrógeno se recoge en c.n.?
a) 2 Al + 3 H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 H 2 2 moles de Al = 54 g 3 moles de H 2 SO 4 = 294 g
El aluminio es el limitante.
b)
22 ¿Qué volumen de amoniaco se formará si han reaccionado 150 litros de H 2 y 325 litros de N 2 , ambos en las mismas condiciones de p y T?
3 H 2 + N 2 → 2 NH 3
Los coeficientes de la ecuación ajustada, señalan los volúmenes relativos con que ambas sustancias se combinan: 3 volúmenes H 2 : 1 volumen N 2
Es decir, que el reactivo limitante es el H 2.
23 Un vaso de precipitados contiene 10 g de Al y 50 g de HCl, obteniéndose tricloruro de aluminio e hidrógeno. ¿Qué masa de sal se obtiene?
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 1 mol de Al = 27 g 3 moles de HCl = 109,5 g 1 mol de AlCl 3 = 133,5 g
El Al es por tanto, el reactivo limitante.
24 Indica si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: “Cuando se mezclan dos reactivos, siempre sobra aquél que se ha añadido en más cantidad”
La afirmación es falsa. Las sustancias reaccionan según la estequiometría de la reacción y no en cantidades iguales.
25 Para analizar el dióxido de carbono originado en la combustión de un producto orgánico, se ha recogido en un recipiente que contiene 100 g de hidróxido sódico, 30g del citado compuesto formándose carbonato de sodio y agua. a) Calcula los gramos de sal obtenidos. b) Averigua los moles de agua formados.
a) CO 2 + 2 NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O 1 mol de CO 2 = 44 g 2 mol de NaOH = 80 g 1 mol de Na 2 CO 3 = 106 g
El CO 2 es por tanto, el reactivo limitante.
b)
26 Se han tratado 25 g de cloruro de hidrógeno con 50 g de dióxido de manganeso, obteniéndose cloruro de manganeso (II) cloro y agua. ¿Qué volumen de cloro se obtiene medido a 10ºC y 700 mm de Hg?
MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O 1 mol MnO 2 = 87 g 4 moles de HCl = 146 g 1 mol de Cl 2 = 71 g
El MnO 2 es el reactivo en exceso.
que expresado en moles es 12,15 g Cl 2 /71 mol/g = 0,17moles, y por tanto el volumen es:
27 Reaccionan 30 g de nitrato de plata con cloruro de sodio. Si se obtienen 18 g de cloruro de plata, calcula la masa de nitrato de plata que no ha reaccionado.
AgNO 3 + NaCl → AgCl + NaNO 3 1 mol de AgNO 3 = 170 g 1 mol de AgCl = 143,5 g
Por tanto no han reaccionado: 30 g − 21,3g = 8,7 g de AgNO (^3)
28 La tostación de la pirita (disulfuro de hierro) origina óxido de hierro (III) y dióxido de azufre. Al reaccionar 1 tonelada de pirita se han obtenido 600 Kg de óxido de hierro (II). a) Calcula la masa de pirita que no ha reaccionado b) ¿Cuál es el volumen de aire medido en c.n. necesario para que se lleve a cabo la tostación?
a) 4 FeS 2 + 11 O 2 → 8 SO 2 + 2 Fe 2 O 3 2 moles de FeS 2 = 240 g 1 mol de Fe 2 O 3 = 160 g
Por tanto: 103 kg − 900 kg = 100 kg de FeS2 no han reaccionado.
b)
Por tanto:
