ESTEQUIOMETRIA 1.- Se hace reaccionar 4,00 g de ácido sulfúrico con sodio metálico en condiciones estequiométricas. a) ¿Cuántos moles de sulfato de sodio se obtienen? b) ¿Cuántas moléculas de hidrógeno se obtienen? Primero debemos escribir la ecuación química y la misma debe estar balanceada: H2SO4 Acido sulfúrico

+

2 Na Sodio

Na2SO4 Sulfato de sodio

+

H2 Hidrógeno

A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Masa molar H2SO4 98,08 g 2 1,01 + 32,06 + 4 16 = Masa Na

2

23 =

Masa molar Na2SO4

2

23 + 1

Masa molar H2

2

1,01=

H2SO4

+

46 g 32,06 + 4

142,06 g

16 =

2,02 g

2 Na

Na2SO4

+

H2

1 mol

2 mol

1 mol

1 mol

98,08 g

46 g

142,06

2,02 g

Una vez establecidas las relaciones, se procede a resolver el ejercicio. A continuación se muestran dos formas de resolverlo, una por factor unitario y otra con reglas de tres: a) ¿Cuantos moles de Sulfato de sodio se obtienen con 4 g de ácido sulfúrico? 4 g H2SO4 1 mol Na2SO4 = 0,04 mol Na2SO4 98,08 g H2SO4 98,08 g H2SO4 4 g H2SO4

1 mol H2SO4 X = 0,04 moles H2SO4

1 mol H2SO4 0,04 moles H2SO4

1 mol Na2SO4 X = 0,04 moles Na2SO4

b) ¿Cuántas moléculas de hidrógeno se obtienen? 4 g H2SO4

1 mol H2 98,08 g H2SO4

1 mol H2SO4 0,04 moles H2SO4

1 mol H2

6,02 1023 molecula H2 1 mol H2

=

1022 moléculas de H2

2,45

6,02 1023 moléc. H2 X = 2,41 1022 moléc. H2

2.- La reacción entre el ácido sulfhídrico y el calcio origina sulfuro de calcio e hidrógeno. Si se dispone de 1,2 Kg de calcio y 1 Kg de ácido sulfhídrico. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se forman? Primero debemos escribir la ecuación química y esta debe estar balanceada: H2S Acido sulfhídrico

+

Ca Calcio

CaS Sulfuro de calcio

+

H2 Hidrógeno

A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Masa molar H2S 34,08 g 2 1,01 + 32,06 = Masa Ca

40,08 =

40,08 g

Masa molar CaS

40,08 + 32,06 =

72,14 g

Guía de Parciales Resueltos

5

Masa molar H2 H2S

2

+

2,02 g

1,01=

Ca

CaS

+

H2

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

34,08 g

40,08

72,14

2,02 g

Según la ecuación 34,08 g de H2S reacciona de manera estequiométrica con 40,08 g de Ca Se plantea: Cuántos gramos de H2S reaccionan de manera estequiométrica con los 1200 g Ca: 1200 g Ca

34,08 g H2S = 1020,36 g H2S (1) 40,08 g Ca Cuántos gramos de Ca reaccionan de manera estequiométrica con los 1000 g de H2S: 1000 g H2S

40,08 g Ca 34,08 g H2S

=

1176,06 g Ca

(2)

Según estos cálculos podemos establecer: H2S

+

Ca

Tengo

1000 g

1200 g

Necesito

1020,36 g

1176,06 g

Reactivo limitante

Reactivo en exceso

CaS

+

H2

Esto quiere decir que: Para se consuman completamente los 1000 g de H2S se necesitan 1176,06 g de Ca, pero tengo 1200 g de Calcio. Para se consuman completamente los 1200 g de Ca se necesitan 1020,36 g H2S, pero tengo 1000 g de H2S. De esto se desprende que el reactivo limitante es el H2S, ya que para que los 1200 g de Ca reaccionen completamente necesito más cantidad de lo que “tengo” (dice el problema), y para que el mismo se consuma completamente necesito 1176,06 g de Ca, y “tengo” 1200 g del mismo. El REACTIVO LIMITANTE es el H2S. El REACTIVO EN EXCESO es el Ca. Una vez establecido el reactivo limitante, procedemos a calcular cuántos gramos de H2 se producen al reaccionar 1000 g de H2S y 1200 g de Ca 2,02 g H2 1000 g H2S

= 59,30 g H2 34,08 g H2S

3.- Se parte de 20 g de hierro (pureza = 60%) y 30 g de ácido sulfúrico (pureza = 80%) para obtener sulfato (VI) de hierro (II) e H2. a) ¿Qué masa de Fe reacciona? b) ¿Qué masa de H2SO4 reacciona? c) ¿Cuántos moles de Fe reaccionan? d) ¿Qué reactivo se halla en exceso? Primero debemos escribir la ecuación química y esta debe estar balanceada: H2SO4 Acido sulfúrico

+

Fe Hierro

FeSO4 Sulfato (VI) de hierro (II) o Sulfato ferroso

+

H2 Hidrógeno

A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Guía de Parciales Resueltos

6

Masa molar H2SO4

2

Masa Fe

55,85 =

55,85

Masa molar FeSO4

55,85 + 32,06 + 4 × 16 =

151,91 g

Masa molar H2

2

2,02 g

H2SO4

+

98,08 g

1,01 + 32,06 + 4 × 16 =

1,01=

Fe

FeSO4

+

H2

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

98,08 g

55,85 g

151,91 g

2,02 g

Se plantea primero cuantos gramos puros de cada uno de los reactivos hay: 60 g Fe × 20 g impuros = 12 g Fe puros. 100 g impuros 80 g H2SO4 × 30 g impuros = 24 g H2SO4 puros. 100 g impuros Una vez calculados cuantos gramos puros tenemos de cada uno de los reactivos, realizamos los cálculos para obtener el reactivo limitante: según la ecuación 98,08 g de H2SO4 reaccionan de manera estequiometrica con 55,85 g de Fe 1.- Cuántos gramos de H2SO4 reaccionan de manera estequiometrica con los 12 g Fe: 12 g Fe

98,08 g H2SO4 55,85 g Ca

=

21,07 g H2SO4

2.- Cuántos gramos de Fe reaccionan de manera estequiometrica con los 24 g de ácido sulfúrico: 24 g H2SO4

55,85 g Fe = 13,67 g Fe 98,08 g H2SO4

Según estos cálculos podemos establecer: H2SO4

+

Fe

Tengo

24 g

12 g

Necesito

21,07 g

13,67 g

Reactivo en exceso

Reactivo limitante

FeSO4

+

H2

Esto quiere decir que: Para se consuman completamente los 24 g de H2SO4 se necesitan 13,67 g de Fe, pero tengo 12 g de hierro. Para se consuman completamente los 12 g de Fe se necesitan 21,07 g H2SO4, pero tengo 24 g de H2SO4. El REACTIVO LIMITANTE es el Fe. El REACTIVO EN EXCESO es el H2SO4. Una vez establecido el reactivo limitante, podemos responder las preguntas: a) Reaccionan completamente 12 g de Fe. b) Reaccionan 21,07 g de H2SO4. 1 mol Fe c)

12 g Fe x

= 0,21 moles de Fe 55,85 g Fe

d) El reactivo en exceso es el H2SO4.

Guía de Parciales Resueltos

7

4.- Si se hacen reaccionar 27,77 g de cloruro de calcio de 90 % de pureza con 30 g de carbonato de sodio se produce carbonato de calcio y cloruro de sodio. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuántos gramos de carbonato de calcio se formarán? c) Si se obtienen 17,21 g de carbonato de calcio, ¿cuál es el rendimiento de la reacción?. Primero debemos escribir la ecuación química y esta debe estar balanceada: CaCl2 Cloruro de calcio

+

Na2CO3 Carbonato de sodio

CaCO3 Carbonato de calcio

+

2 NaCl Cloruro de sodio

A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Masa molar CaCl2 110,98 g 40,08 + 2 35,45 = Masa Na2CO3

2

16 =

106,01 g

Masa molar CaCO3

40,08 + 12,01 + 3 × 16 =

100,09 g

Masa molar NaCl

2

116,90 g

CaCl2 1 mol

+

110,98 g

23 + 12,01 + 3

(23 + 35,45) =

Na2CO3 1 mol

CaCO3 1 mol

106,01 g

100,09 g

+

2 NaCl 2 mol 116,90 g

Antes de calcular el reactivo limitante, debemos saber cuantos gramos de cloruro de calcio son realmente puros: 27,77 g impuros

90 g puros = 25 g CaCl2 100 g impuros Según la ecuación 110,98 g de CaCl2 reacciona de manera estequiométrica con 106,01 g de Na2CO3 Se plantea: Cuántos gramos de Na2CO3 reaccionan de manera estequiométrica con los 25 CaCl2 g: 25 g CaCl2

106,01 g Na2CO3 110,98 g CaCl2

=

23,88 g Na2CO3

Cuántos gramos de CaCl2 reaccionan de manera estequiométrica con los 30 g de: Na2CO3: 30 g Na2CO3

110,98 g CaCl2 = 31,41 g CaCl2 106,01 g Na2CO3

Según estos cálculos podemos establecer: CaCl2

+

Na2CO3

Tengo

25 g

30 g

Necesito

31,41 g

23,88 g

Reactivo limitante

Reactivo en exceso

CaCO3

+

2 NaCl

Esto quiere decir que: Para se consuman completamente los 25 g de CaCl2 se necesitan 23,88 g de Na2CO3, pero tengo 30 g de Na2CO3. Para se consuman completamente los 30 g de Na2CO3 se necesitan 31,41 g CaCl2, pero tengo 25 g de CaCl2. a) El REACTIVO LIMITANTE es el CaCl2. El REACTIVO EN EXCESO es el Na2CO3. b)

100,09 g CaCO3 25 g CaCl2

= 22,55 g CaCO3 110,98 g CaCl2

Guía de Parciales Resueltos

8

c) Utilizando la ecuación de rendimiento Rendimiento real % de Rendimiento =

100 Rendimiento teórico

Rendimiento real = 17,21 g CaCO3 Rendimiento teórico = 22,55 g CaCO3 17,21 g % de Rendimiento =

100 22,55 g

% de Rendimiento = 76,32 % 5.- Un mineral contiene 79,5 % de ZnS. a) ¿Cuántos gramos de O2 son necesarios para reaccionar con 445 g del mineral? b) ¿Cuántos gramos de SO2 se formarán? Primero debemos escribir la ecuación química y esta debe estar balanceada: 2 ZnS Sulfuro de cinc

+

3 O2 Oxígeno

2 ZnO Oxido de cinc

+

2 SO2 Dióxido de azufre

A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Masa molar ZnS 194,90 g 2 (65,39 + 32,06) = Masa O2

3

Masa molar ZnO

2 × ( 65,39 + 16) =

162,78 g

Masa molar SO2

2

128,12 g

2 ZnS 2 mol

+

194,90 g

96 g

32 =

(32,06 + 2

16) =

3 O2 3 mol

2 ZnO 2 mol

96 g

162,78 g

+

2 SO2 2 mol 128,12 g

En este ejercicio no debemos calcular el reactivo limitante sino cuantos gramos de oxígeno reaccionan estequiometricamente con 445 g de un mineral que contiene 79,5 % de ZnS. Según la ecuación 194,90 g de ZnS reacciona de manera estequiométrica con 96 g de O2 Antes de realizar la relación estequiométrica debemos saber cuantos gramos puros de ZnS hay en los 445 g del mineral: 445 g impuros

79,5 g puros 100 g impuros

=

353,77 g ZnS

Se plantea: a.- Cuántos gramos de O2 reaccionan de manera estequiométrica con los 355,77 g ZnS 353,77 g ZnS

96 g O2 = 174,25 g Na2CO3 194,90 g ZnO

353,77 g ZnS

128,12 g SO2 194,90 g ZnS

b.=

232,60 g SO2

6.- ¿Qué masa de cloro tiene el mismo número de átomos que 500 g de oxígeno? Primero calculamos cuantos átomos de oxígeno (O) hay en 500 g de oxígeno (O2)

Guía de Parciales Resueltos

9

2 moles átomos de O

6,02

1023 átomos de O

500 g O2

= 1,88 32 g O2

1,88

1025 átomos de O

1,88

1025 átomos de Cl

1025 átomos de O

1 mol átomos de O 1,88

1025 átomos de Cl

1 mol átomos de Cl 6,02

1023 átomos Cl

70,9 g Cl2 = 1107 g Cl2 2 moles átomos de Cl

7.- Para el carbonato ferrico, calcular: a) Masa molar. b) Número de moles que hay en 500 g. c) Número de átomos que hay en 250 g. d) Número de moléculas que se encuentran en 300 g. Fórmula del carbonato férrico a)

Fe2(CO3)3

Masa molar = (55,85 × 2) + (12,01 + 16 × 3) × 3 = 291,73 g/mol

b)

1 mol Fe2(CO3)3 500 g Fe2(CO3)3 ×

= 1,71 moles Fe2(CO3)3 291,73 g Fe2(CO3)3

c) 1 mol de moléculas de Fe2(CO3)3 tiene 14 moles de átomos ( 2 mol de átomos de Fe, 3 mol de carbono y 9 mol de átomos de oxígeno). 1 mol de moléculas contiene 6,02 × 1023 moléculas

de átomos

Planteamos: 1 mol Fe2(CO3)3 14 mol át 250 g Fe2(CO3)3 × × × 291,73 g Fe2(CO3)3 1 mol Fe2(CO3)3 d)

= 7,22 × 1024 átomos 1 mol átomos

6,02 × 1023 moléc

1 mol Fe2(CO3)3 300 g Fe2(CO3)3 x

6,02 × 1023 át

x 291,73 g Fe2(CO3)3

= 1 mol Fe2(CO3)3

= 6,19 × 1023 moléc. de Fe2(CO3)3 8.- Una muestra de clorato (V) de bario (II) pentahidratado pesa 10,70 g, se desea saber: a) ¿Cuántos gramos de clorato(V) de bario anhidro hay en esa muestra? b) ¿Cuántas moléculas de agua de hidratación tiene? c) ¿Cuál es el número de átomos de bario presentes en la misma? d) ¿Cuál es el número de átomos de oxígeno en la muestra? Fórmula clorato(V) de bario pentahidratado

Ba(ClO3)2 . 5 H2O

a) Masa molar Ba(ClO3)2 . 5 H2O = 137,34 + ( 35,45 + 16 Masa molar de Ba(ClO3)2 = 137,34 + ( 35,45 + 16

3)

3)

2 + 5

(2

1,01 + 16) = 394,34

2 = 304,24 g

Ahora establecemos la siguiente relación: 10,70 g Ba(ClO3)2 . 5 H2O

304,24 g Ba(ClO3)2 = 8,26 g Ba(ClO3)2 394,34 g Ba(ClO3)2 . 5 H2O

b) 1 mol de moléculas de Ba(ClO3)2 . 5 H2O contiene 5 moles de moléculas de H2O de hidratación

Guía de Parciales Resueltos

10

Así planteamos: 10,70 g Ba(ClO3)2 . 5 H2O

1 mol de Ba(ClO3)2 . 5 H2O 394,34 g Ba(ClO3)2 . 5 H2O

5 × 6,02 × 1023 moléculas H2O 1mol Ba(ClO3)2 . 5 H2O

×

Resolviendo el cálculo obtenemos que en 10,70 g de Ba(ClO3)2 . 5 H2O hay 8,17 × 1022 moléculas de agua de hidratación c) 1 mol de moléculas de Ba(ClO3)2 . 5 H2O contiene 1 mol de átomos de Ba 10,70 g Ba(ClO3)2 . 5 H2O

1 mol de Ba(ClO3)2 . 5 H2O 394,34 g Ba(ClO3)2 . 5 H2O

6,02 × 1023 átomos de Ba 1mol Ba(ClO3)2 . 5 H2O

×

Resolviendo el cálculo obtenemos que en 10,70 g de Ba(ClO3)2 . 5 H2O hay 1,63 × 1022 átomos de Ba d) 1 mol de moléculas de Ba(ClO3)2 . 5 H2O contiene 11 mol de átomos de Oxigeno (O) 10,70 g Ba(ClO3)2 . 5 H2O

1 mol de Ba(ClO3)2 . 5 H2O × 394,34 g Ba(ClO3)2 . 5 H2O

11 × 6,02 × 1023 átomos de O 1mol Ba(ClO3)2 . 5 H2O

Resolviendo el cálculo obtenemos que en 10,70 g de Ba(ClO3)2 . 5 H2O hay 1,80 x 1023 átomos de O 9.- Se determinó que una muestra de un compuesto, con masa igual a 20,882 g, contiene 6,072 g de Na, 8,474 g de S y 6,336 g de O. ¿Cuál es su fórmula empírica? Para calcular la fórmula empírica realizamos: Datos obtenidos de la tabla periódica Masa Na = 23 g Masa S = 32,06 g Masa O = 16 g 1 mol Na nNa = 6,072 g

= 0,264 mol de Na 23 g 1 mol S

nS = 8,474 g

= 0,264 mol de S 32,06 g

1 mol O nO = 6,336 g

= 0,396 mol de O 16 g

Se debe dividir por el número más pequeño obtenido: 0,264 mol nNa =

0,264 mol =1

0,264 mol

nS =

0,396 mol =1

nO =

0,264 mol

= 1.5 0,264 mol

Como no se obtuvieron números enteros, debemos realizar el siguiente cálculo: nNa = 1 × 2 = 2

nS = 1 × 2 = 2

nO = 1,5 × 2 = 3

La fórmula es:

Na2S2O3

Fórmula mínima o empírica

10.- El ácido adípico cuya masa molar es 146,10, se emplea en la elaboración de telas sintéticas. Este ácido contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. El análisis muestra que la composición de una muestra de 1,6380 g de ácido contiene 0,8077 g de carbono y 0,1130 g de hidrógeno. a) Calcular la composición porcentual del ácido adípico. b) ¿Cuál es la fórmula mínima o empírica? c) ¿Cual es su fórmula molecular? Guía de Parciales Resueltos

11

a) El ácido adípico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, pero solo se dan datos de masa total, masa de carbono y masa de hidrógeno, así que para obtener la masa de oxígeno realizamos la siguiente relación: masa total masa de O masa de O masa de O

= = = =

masa de C + masa de H + masa de O masa total - masa de C - masa de H 1,6380 g - 0,8077 g - 0,1130 g 0,7173 g

Para calcular la composición porcentual realizamos: Carbono 1,6380 g muestra 100 g muestra

0,8077 g C X = 49,30 % C.

Hidrógeno 1,6380 g muestra 100 g muestra

0,1130 g H X = 6,90 % H.

Oxígeno 1,6380 g muestra 100 g muestra

0,7173 g O X = 43,80 % O.

b) Para calcular la fórmula empírica realizamos: Datos obtenidos de la tabla periódica

Masa C = 12,01 g Masa H = 1,01 g Masa O = 16 g 1 mol C

nC = 0,8077 g

= 0,067 mol de C 12,01 g 1 mol H

nH = 0,1130 g

= 0,112 mol de H 1,01 g

1 mol O nO = 0,7173 g

= 0,045 mol de O 16 g

De esta manera la relación de los átomos presentes, sin embargo, debido a que las fórmulas químicas se escriben con números enteros, debemos transformar le número de moles obtenidos en números enteros. Se debe dividir por el número más pequeño obtenido, el es 0,045. 0,067 mol nC =

0,112 mol = 1,5

0,045 mol

nH =

0,045 mol = 2,5

nO =

0,045 mol

=1 0,045 mol

Como no se obtienen números enteros debemos multiplicar por 2, en caso de no obtener un número entero lo hacemos por tres y así sucesivamente hasta obtener números enteros. nC = 1,5

2=3

nH = 2,5

2=5

Al obtener en los tres casos números enteros, la fórmula empírica es:

nO = 1

2=2

C3H5O2

c) Si se desea conocer la fórmula molecular, debemos conocer: La fórmula empírica La masa molar del compuesto

Guía de Parciales Resueltos

12

Para obtener la fórmula molecular utilizamos la siguiente relación: Masa molar Masa molar de la fórmula empírica Masa molar fórmula empírica 12,01 3 + 1,01 5 + 16

2 = 73,08 Masa molar

146,1 g =

Masa molar de la fórmula empírica

= 2 73,08 g

Por lo tanto la masa molar del compuesto es dos veces la masa molar de la fórmula empírica.

C3 2H5 2O2

C6H10O4

2

Fórmula molecular

11.- Dado un compuesto cuya composición porcentual es la siguiente: C = 7,91%; O = 21,07%; Ag = 71,02%, y cuya masa molar es 303,76, calcular: a) Fórmula mínima. b) Fórmula molecular. a) 7,91 g 0,659 moles C = ~ 1 12,01 g/mol 0,658 moles 21,07 g

1,317 moles

O

= 16 g/mol

~ 2 0,658 moles

71,02 g

0,658 moles

Ag

= 107,87 g/mol

~ 1 0,658 moles

AgCO2

Fórmula mínima o empírica b) Masa molar fórmula empírica 107,87

1 + 12,01

1 + 16

2 = 151,88 Masa molar

303,76 g = = 2 Masa molar de la fórmula empírica 151,88 g

Ag1 2C1 2O2

Ag2C2O4

2

Fórmula molecular

12.- 1 g de una sustancia orgánica constituida por C, H y O fue quemada al aire y produjo 0,9776 g de CO2 y 0,2001 g de H2O. El peso molecular del compuesto es, aproximadamente, igual a 90. Hallar la fórmula mínima y molecular de esta sustancia.

CxHyOz +

O2

El problema nos dice: 1g En exceso

CO2

+

0,9976 g

H2O 0,2001 g

Masa CO2 = 12,01 g + 2 16 g = 44,02 g Masa H2O = 2 1,01 g + 16 g = 18,02 g 1 mol CO2

1 mol C

12,01 g C

44,02 g CO2

1 mol CO2

1mol C

1 mol H2O

2 mol H

18,02 g H2O

1 mol H2O

Masa de Carbono = 0,9776 g CO2

= 0,267 g C

1,01 g H

Masa de Hidrógeno = 0,2001 g H2O Guía de Parciales Resueltos

= 0,0224 g H 1mol H 13

Masa del compuesto = masa C + masa H + masa O 1 g = 0,267 g C + 0,0224 g H + masa O, despejando obtenemos que la masa de O es 0,711 g. Una vez obtenida la masa de cada uno de los elementos procedemos a calcular la fórmula empírica como lo hemos realizado hasta ahora:

Masa C = 12,01 g Masa H = 1,01 g Masa O = 16 g

Datos obtenidos de la tabla periódica

1 mol C nC = 0,267 g

= 0,022 mol de C 12,01 g 1 mol H

nH = 0,0224 g

= 0,022 mol de H 1,01 g

1 mol O nO = 0,711 g

= 0,044 mol de O 16 g De esta manera la relación de los átomos presentes, sin embargo, debido a que las fórmulas químicas se escriben con números enteros, debemos transformar le número de moles obtenidos en números enteros. Se debe dividir por el número más pequeño obtenido, el es 0,045. 0,022 mol

0,022 mol

nC =

=1 0,022 mol

nH =

0,044 mol =1

nO =

0,045 mol

Al obtener en los tres casos números enteros, la fórmula empírica es: Masa molar fórmula empírica 12,01 + 1,01 + 16 2 = 45,02 90 g = Masa molar de la fórmula empírica 45,02 g

=2 0,022 mol

CHO2

Masa molar

= 2

Por lo tanto la masa molar del compuesto es dos veces la masa molar de la fórmula empírica.

C1 2H1 2O2

2

C2H2O4 Fórmula molecular

13.- La composición centesimal de un compuesto es 4,8% de Hidrógeno, 57,1 % de Carbono y 38,1 % de Azufre. a) Calcular la fórmula empírica b) Si en 5 g del compuesto hay 1,8×1022 moléculas. ¿Cuál es su fórmula molecular? a) Cálculo de la Fórmula Empírica En primer lugar debemos comprobar si la suma de los porcentajes es 100. En este problema no se indica que el compuesto tuviera oxigeno, en su composición, por lo que la suma de los porcentajes debería ser 100. Recordar que a veces no se indica el porcentaje de oxigeno, es por ello que como práctica común en la resolución de problemas de este tipo se debe corroborar. Comprobación 57,1 % C+ 4,8% H+ 38,1% S = 100% Ahora para determinar las proporciones molares y atómicas de cada átomo en el compuesto se deben realizar las siguientes relaciones estequiométricas: 57,1 g C

4,754 moles =

12,01 g/mol Guía de Parciales Resueltos

~ 4,00 = 4 1,188 moles 14

4,8 g

4,8 moles

H

=

~ 4,04 = 4

1,01 g/mol

1,188 moles

38,1 g

1,188 moles

S

=

~ 1,00 = 1

32,06 g/mol

1,188 moles

La formula mínima o empírica para este compuesto es:

C4H4S

Fórmula mínima o empírica

2) Para calcular la fórmula molecular, se utilizan los datos de fórmula empírica y la masa molar. Para calcular la masa molar se debe recordar que en un mol de moléculas hay 6,02 × 1023 moléculas. Teniendo en cuenta esta relación se plante: 5 g del compuesto 6,02 × 1023 moléculas ------------------ × ------------------= 167,27 g 1,8 × 1022 moléculas 1 mol del compuesto El resultado 167,27 g es la masa de un mol de moléculas. A continuación se determina la Masa molar de la fórmula empírica, de la siguiente manera: Como la suma de las Masas atómicas (en gramos) * atomicidad para cada átomo presente en el compuesto, en este caso: [12,01

4] carbono + [1,01

4 ] hidrógeno + [32,06

1] azufre = 84,14 g

Ahora si dividimos: Masa molar

167,27 g =

Masa molar de la fórmula empírica

= 1,988 = 2 84,14 g

Dicho cociente permite establecer cuantas veces está contenida la fórmula empírica en la fórmula molecular. En este ejemplo, el resultado del cociente es 2, lo que significa que la relación el fórmula molecular no es 4:4:1, como lo indica la fórmula empírica, sino 8:8:2 C4*2H4*2S1

C8H8S2

2

Fórmula molecular

14.- El hidróxido de calcio es neutralizado por el ácido nítrico para formar nitrato de calcio y agua. ¿Qué masa en gramos de hidróxido de calcio de 75 % de pureza debe tratarse con un exceso de ácido nítrico para obtener 1,5 kg de nitrato de calcio? Escribir la ecuación química. Primero debemos escribir la ecuación química de neutralización y esta debe estar balanceada: 2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2 H2O Acido Nítrico Hidróxido de Calcio Nitrato de calcio Agua A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes: Masa molar HNO3 63,01g 1 1,01 + 14,00 x 1 + 3 16 = Masa Ca(OH)2

1 x 40,08 + 1 x 16 + 1 x 1,01 =

Masa molar Ca(NO3)2

1

40,08 + [2

Masa molar H2O

2

1,01 + 1 x 16 =

2 HNO3

+

2 mol 126,02 g Guía de Parciales Resueltos

(1 x 14,00 + 3

74,10 g 164,08 g

16)] =

18,02 g

Ca(OH)2

Ca(NO3)2

1 mol

1 mol

74,10 g

164,08 g

+

2 H2O 2 mol 36,04 g 15

Una vez establecidas las relaciones en masa y en mol, se procede a resolver el ejercicio. a) ¿Qué masa en gramos de hidróxido de calcio Ca(OH)2 de 75 % de pureza debe tratarse con un exceso de ácido nítrico HNO3 para obtener 1,5 kg de nitrato de calcio Ca(NO3)2? Recorda: cuando de antemano se sabe cuál es el reactivo que se encuentra en exceso, sólo se considera al otro reactivo como determinante para lograr la reacción química; es por ello que todos lo cálculos harán referencia a él. En este caso consideraremos al hidróxido de calcio. Por factor unitario sería: 74,10 g Ca(OH)2 × 1500 g Ca(NO3)2 = 677,41 g Ca(OH)2 164,08 g Ca(NO3)2 El resultado nos indica que se necesitan 677,41 g Ca(OH)2 para obtener 1,5 kg de Ca(NO3)2. El compuesto presenta sólo el 75 % de su masa en hidróxido de calcio, el resto, un 25 %, es otra cosa (impurezas). Escrito matemáticamente 100 g del compuesto = 75 g Ca(OH)2 + 25 % de impurezas Las impurezas no reaccionan con el exceso de ácido nítrico para generar el nitrato de calcio, razón por la que solo se calcula cuanto del compuesto se necesita para tener 677,41 g de Ca(OH)2 100 g del compuesto × 677,41 g Ca(OH)2 = 903,21 g compuesto 75 g Ca(OH)2

Guía de Parciales Resueltos

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