Preuniversitario Belén UC Química Plan Común Prof. Juan Pastrián Lisboa

GUÍA N°9: ESTEQUIOMETRIA La estequiometría tiene por finalidad establecer aquellas relaciones entre reactantes y productos en una reacción química. Los reactantes son los precursores del proceso y los productos corresponden a lo que se obtuvo una vez finalizada la reacción. Para entender cómo se establecen estas relaciones, es necesario conocer las leyes que rigen la estequiometria, o también llamadas Leyes Ponderales: - Ley de Lavoisier (Conservación de la Masa) - Ley de Proust (Proporciones Definidas) - Ley de Dalton (Proporciones Múltiples) - Ley de Richter (Proporciones Recíprocas) - Ley de Gay-Lussac (Volúmenes de Combinación)

Esta proporción estará presente en cualquier muestra de agua, independiente del método de obtención.

Ley de Lavoisier “En una reacción química se cumple que la suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos”

Ley de Richter “Las masas de dos elementos que se combinan con la masa de un tercero, conservan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí”

Ej: El óxido cúprico se forma a través de oxígeno y cobre metálico. Si la masa de óxido es 35g y la del metal 5g, estimar la masa de oxigeno. mcobre + moxígeno = móxido 5g + moxígeno = 35g moxígeno = 35g – 5g moxígeno = 30g

Ley de Dalton “Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar más de un compuesto, están en relación de número enteros y sencillos” Ej: El C se une al O formando el CO y el CO 2. La relación que existe entre las masas molares de oxigeno que reaccionan con la misma masa de carbono (12g/mol) es:

Ej: 2g de H se combinan con 16g de O para dar H2O. Por otro lado, 6g de C reaccionan con 16g de O para producir CO2.Por lo tanto, si el C y el H se combinasen entre sí, sus masas debieran estar en la relación: masacarbono masahidrógeno

Ley de Proust “Para formar una sustancia, los elementos que se combinan lo hacen en una proporción determinada de masa, independiente del método usado para obtener la sustancia”

Pues bien, existe un compuesto de carbono e hidrógeno, el CH4, en el que las masas están en dicha proporción. carbono hidrógeno

Ej: Para la formación de agua (H 2O) se necesitan dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxigeno. g g

Ley de Gay-Lussac “ uando reaccionan gases bajo condiciones de temperatura y presión

equivalentes, lo hacen en relaciones volúmenes y números enteros y sencillos”

de

Ej: Si hacemos reaccionar 1L de nitrógeno (N 2) gaseoso con 3L de hidrógeno (H2) gaseoso, se producen 2L de amoníaco (NH3) gaseoso según:

Gay-Lussac estableció, además, que el volumen de la combinación de los gases era inferior o igual a la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas que se combinan. La ley solo aplica entre volúmenes de gases.

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) La razón molar entre ellos es 1:3:2; y, como en este caso, tanto reactantes como productos son gases, corresponde también a la razón de los volúmenes de los gases. MAGNITUDES QUÍMICAS Masa atómica: Corresponde a la masa de un átomo. Su unidad de medida es la uma (unidad de masa atómica) definida como la doceava parte de un átomo de carbono-12. 1uma = 1,66x10-24g Mol (n): Es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas o iones) como átomos hay en 0,012kg de carbono-12. Constante de Avogadro (NA): Es la constante que establece una relación entre el número de entidades elementales y la cantidad de sustancia. Su valor es 6,02x1023mol-1. n donde

n = cantidad de sustancia (mol) N = cantidad de partículas NA = constante de Avogadro

Por lo tanto, podemos afirmar que el concepto de Mol y la Constante de Avogadro están estrechamente relacionados. De este modo, un

mol de entidades elementales equivale a decir 6,02x1023 de esas entidades. Masa molar (M): Se define como la relación que se establece entre la masa de la entidad y la cantidad de moles. Se expresa: m n donde

M = masa molar m = masa del compuesto n = cantidad de sustancia (mol)

Podemos conocer la masa molar de un átomo, molécula o ion y para ello solo requerimos saber los datos de la masa atómica y la cantidad de átomos. Volumen molar: Es el volumen que ocupa un mol de un elemento o compuesto en estado gaseoso. Un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y temperatura, siempre ocupara 22,4L. Al hablar de condiciones normales nos referimos a una temperatura de 0°C y a una presión de 1atm.

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Una reacción química es todo proceso que involucra la transformación de sustancias químicas. La o las sustancias que reaccionan al inicio se llaman reactantes, estas experimentan una transformación o cambio químico del cual se obtienen nuevas sustancias llamadas productos. Tanto los reactantes como los productos pueden ser elementos o compuestos químicos. Para representar las ecuaciones químicas de un modo gráfico se emplean las ecuaciones químicas. La ecuación química para la reacción de oxidación del hierro es:

-

4 Fe(s) + 3 O2(g)  2 Fe2O3(s)

-

-

En el lado izquierdo de la flecha se anotan los reactantes.

-

-

En el lado derecho de la flecha se anotan los productos. El signo + significa “reacciona con”. La flecha se lee “se transforma en”, pero además señala el sentido de la reacción. Los números delante de las fórmulas indican la proporción de reactantes y productos. Al lado izquierdo de cada molécula se escriben los coeficientes estequiométricos, que corresponden a la cantidad de moléculas o moles que intervienen en la reacción química. A la derecha de cada fórmula se debe indicar el estado en el que se encuentra cada sustancia en la reacción química: Sólido (s) Líquido (l) Gaseoso (g) Acuoso (ac)

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Reacciones de síntesis Reacciones en las cuales dos o más compuestos reaccionan entre sí para formar un producto. Por ejemplo, la reacción de formación de amoniaco. N2 + 3H2  2NH3 Reacciones de descomposición Reacciones en las cuales una sustancia se descompone para formar dos o más productos. Por ejemplo, la descomposición del clorato de potasio en cloruro de potasio y oxígeno. 2KClO3  2KCl + 3O2 Reacciones de sustitución o desplazamiento Reacciones en las cuales un elemento desplaza a otro dentro de un compuesto. Pueden ser de oxido-reducción o de precipitación, de acuerdo a la especie química que esté presente. Por ejemplo, la reacción entre el zinc y el sulfato de cobre. Zn + CuSO4  Cu + ZnSO4 Reacciones de doble sustitución Reacciones en las cuales existe un intercambio de elementos en dos o más

compuestos. Por ejemplo, la reacción en la que se forma cloruro de sodio. HCl + NaOH  NaCl + H2O Reacciones de formación de complejos Reacción en la cual el producto es un compuesto de coordinación. Es una sustancia formada por un átomo central rodeado de moléculas o aniones, geométricamente ubicados. Por ejemplo la formación del hexatiocioanoferrato de potasio: FeCl3 + 6KSCN  K3[Fe(SCN)6] + 3KCl Reacción de precipitación Reacción que ocurre en medio acuoso, en que uno de los productos es una sustancia poco soluble, la que se deposita en forma sólida (precipita). Por ejemplo, la reacción del Ag(NO 3) con HCl, que dan origen al precipitado de cloruro de plata: Ag(NO3) + HCl  AgCl↓ + HNO3 Reacciones de combustión Reacción en la cual los reactivos son un combustible y el oxígeno del aire, y los productos, el dióxido de carbono y agua: CH4 + O2  CO2 + 2H2O

AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS Para saber si una ecuación química cumple o no con la Ley de Lavoisier, se deben contar los átomos que participan en la reacción, considerando que el número de átomos en los reactantes y los productos debe ser el mismo. Si hay diferencias en las cantidades, éstas se tienen que ajustar modificando los coeficientes estequiométricos de cada elemento o compuesto que participe en la ecuación. Para balancear una ecuación química se pueden usar dos métodos: el de tanteo y el algebraico. Método de tanteo En este método se prueban diferentes valores numéricos para los índices estequiométricos de manera de igualar el número de átomos. Veamos un ejemplo: N2 + O2  NO2 Paso 1: ¿Está balanceada la ecuación? Para saber, cuenta los átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación. N2 + O2  NO2 2N 1N 2O 1O Paso 2: Como no está balanceada, debes ajustarla. Prueba distintos números como índices estequiométricos. Para ajustar el nitrógeno, coloca un 2 antes del NO2, así quedaran 2 N ambos lados de la ecuación. N2 + O2  2 NO2 Paso 3: Ahora, ajusta el oxígeno. Como hay 2O en los reactantes y 4 en los productos, coloca un 2 antes del O2 y quedará balanceada. N2 + 2 O2  2 NO2 Paso 4: Comprueba si la ecuación está balanceada. N2 + 2 O2  2 NO2 2N 2N 4O 4O

Método algebraico En este método se utilizan sistemas de ecuaciones matemáticas. Veamos un ejemplo: C2H6O + O2  CO2 + H2O Paso 1: ¿Está balanceada esta ecuación? Cuenta los átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación. Como no está balanceada debes ajustarla. C2H6O + O2  CO2 + H2O 2C 1C 6H 2H 3O 3O Paso 2: Coloca antes de cada fórmula una letra. a C2H6O + b O2  c CO2 + d H2O Paso 3: Forma las ecuaciones. Para ello, anota cada elemento presente y el número de átomos que participan. La flecha se reemplazará por el signo igual. C 2a = 1c ec.1 H 6a = 2d ec.2 O 1a + 2b = 2c + 1d ec.3 Paso 4: Resuelve las ecuaciones, Asigna para a el valor 1: a = 1 De la ecuación 1 se obtiene c: 2a = 1c 2x1=c 2=c

De la ecuación 2 se obtiene d: 6a = 2d 6 x 1 = 2d 6 = 2d 3=d

De la ecuación 3 se obtiene b: 1a + 2b = 2c + 1d (1 x 1) + 2b = (2 x 2) + (1 x 3) 1 +´2b = 4 + 3 2b = 6 b=3 Paso 5: Finalmente se reemplazan los valores por las letras a C2H6O + b O2  c CO2 + d H2O C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O

FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR La fórmula molecular es la fórmula química que indica los números de átomos distintos presentes en la molécula. Ésta es la máxima expresión ya que la fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula, mientras que la fórmula empírica sólo da cuenta de la relación que existe entre los elementos que conforman el compuesto. La fórmula molecular coincide a veces con la fórmula empírica; otras veces es un múltiplo entero de esta fórmula. Se expresa como: (Fórmula Empírica)n = Fórmula molecular Ej: Se tiene una muestra que contiene un 38,4% de C, un 4,80% de H y un 56,8% de Cl. Su masa molecular es 125 g/mol. Paso 1: Suponga que tenemos 100g. de muestra, por lo que los valores porcentuales dan los gramos de cada elemento. Paso 2: Determine la cantidad de sustancia (mol). , g , mol , g mol , g , g mol l

, g , g mol

obtenido, redondeando a la cifra próxima más cercana. En este caso, divida por 1,6mol. , mol , mol , mol , mol l

mol

Paso 3: Divida cada valor de cantidad de sustancia por el menor valor de cantidad de sustancia

mol mol

Por lo tanto, la fórmula empírica queda definida como: C2H3Cl Paso 5: Para determinar la determinar la fórmula molecular, debemos conocer la masa molecular del compuesto, que en este ejemplo es 125g/mol. Paso 6: Se calcula la masa molecular a partir de la formula empírica. En este caso es 62,45g/mol. Paso 7: Se divide la masa molecular de la muestra problema por la masa molecular obtenida a partir de la fórmula empírica.

, mol

,

, ,

g mol , g mol Paso 8: Por lo tanto, al amplificar por 2 la fórmula empírica obtenemos la fórmula molecular. (C2H3Cl)2 = C4H6Cl2

RAZONES ESTEQUIOMÉTRICAS Una ecuación química cualquiera, que simboliza una reacción química, se puede escribir de la siguiente forma general: A A + B B + ……  C C + D D + …… A partir de esta ecuación química ajustada se puede establecer que las razones entre las cantidades de participantes (sean reactantes o productos) son entre sí, como son las razones

entre los respectivos números estequiométricos. Lo anterior se puede expresar como: nA : nB : nC :......... = A : B : C Sea X e Y las fórmulas químicas de dos especies participantes cualquiera de una reacción química; sea X y Y sus respectivos números estequiométricos en la ecuación química ajustada. Se puede establecer de acuerdo a las razones

estequiométricas señaladas anteriormente que la razón entre la cantidad de X (nX) es a la cantidad de Y (ny), como es la razón de sus respectivos números estequiométricos: nX : nY = A : B La razón anterior se llama razón estequiométrica entre X e Y y se simboliza como:

n n

 

La razón estequiométrica se puede establecer indiferentemente entre dos participantes cualquiera de una reacción química. La ecuación general anterior permite deducir todos los modelos implicados en cálculos basados en ecuaciones químicas.

COMPOSICION PORCENTUAL La composición porcentual nos informará sobre el porcentaje del elemento presente en el compuesto. Para lograrlo se debe saber: - Fórmula del compuesto - Masa atómica del elemento - Masa molar del compuesto Ej: Sea el compuesto formado por hidrógeno, azufre y oxígeno, cuya fórmula es: H2SO4 Si las masas atómicas respectivas son: H = 1g/mol S = 32g/mol O = 16g/mol

Determine la composición porcentual de cada elemento. Paso 1: Se calcula la masa molar del compuesto H = 2 x 1g/mol = 2g/mol S = 1 x 32g/mol = 32g/mol O = 4 x 16g/mol = 64g/mol MTOTAL = 98g/mol Paso 2: Se divide cada valor anterior por el peso molecular del compuesto: H = 2g/mol ÷ 98g/mol = 0,0204 x 100= 2,04% S = 32g/mol ÷ 98g/mol = 0,3265 x 100= 32,65% O = 64g/mol ÷ 98g/mol = 0,6531 x 100= 65,31%

REACTIVOS LIMITANTE Y EXCEDENTE En una reacción química, el reactivo que se consume totalmente porque se encuentra en menor cantidad, se denomina reactivo limitante; de él depende la cantidad máxima de producto que se forma. Si una reacción ha terminado es porque el reactivo limitante ha reaccionado por completo. Los otros reactivos, que se encuentran en exceso, se laman reactivos excedentes, y parte de ellos quedan sin reaccionar. Ej: Se tiene un recipiente con 55g de N 2 y 55g de H2. ¿Cuál será el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de NH3 produce la reacción? N2 + 3H2  2NH3

Paso 1: Calculemos el número de mol para cada reactivo. nN2 = 1,96mol nH2 = 27,5mol Paso 2: Considerando que 1 mol de N 2 reacciona con 3 mol de H2, entonces 1mol N2  3mol H2 1,96mol N2  x . x = 5,88mol Entonces, como al inicio se tenían 27,5mol de H2 y sólo se necesitan 5,88 mol de H 2 para reaccionar con 1,96 mol de N2, se concluye que el reactivo limitante es N2, y el excedente es H2.

Paso 3: Para calcular la masa de NH3 formada: 1mol N2  2mol NH3 1,96mol N2  x . x = 3,99mol

Considerando n

m

m=nxM m = 3,99 mol x 17g/mol m = 67,83g. Por lo tanto, la reacción produce 67,83g de NH 3.

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN Se conoce como rendimiento de una reacción a la cantidad de producto que se obtiene al finalizar una reacción química. Este rendimiento puede ser teórico, real o porcentual: Rendimiento Teórico: es la cantidad máxima de sustancia que se puede formar cuando reacciona todo el reactivo limitante. Por ejemplo, en el caso del amoníaco presentado anteriormente, es de 67,38g. Rendimiento Real: es la cantidad real de producto que se obtiene en una reacción química, una vez

finalizado el proceso. En la mayoría de las reacciones que se realizan a nivel industrial o en laboratorios, es muy difícil obtener un rendimiento del 100%; en general, el rendimiento real será menor al teórico. Rendimiento Porcentual: representa la relación entre el rendimiento teórico y el rendimiento real. Este rendimiento se obtiene aplicando la siguiente expresión: rendimiento real rendimiento rendimiento teórico

EJERCICIOS PSU 1. ¿Cuál de los siguientes isótopos se usa como 7. ¿Cuál es la composición porcentual del carbono referencia para determinar el valor de la masa en el etanol (CH3CH2OH) atómica): a) 26% M (g/mol): H = 1 a) Hidrógeno-1 b) 35% b) Nitrógeno-14 c) 41% c) Carbono-12 d) 52% d) Oxígeno-16 e) 55% e) Fósforo-15 8. ¿Cuál será la fórmula empírica de un compuesto 2. En un mineral se encontró 56% de plata 107 y 44% que posee 40% de carbono; 6,0% de hidrógeno y el de plata 109. ¿Cuál será la masa atómica de la plata resto de oxígeno? natural? a) CH3CH2OH a) 107,00uma b) CH3COH b) 109,00uma c) CH3COOH c) 108,00uma d) CH2O d) 107,88uma e) C6H12O6 e) 108,44uma 9. Cuando una muestra de magnesio que pesa 2,12 3. ¿Cuál es la masa atómica del oxígeno? (Masa g arde en oxígeno, se forman 4,00g de óxido de molar 16g/mol) magnesio. ¿Cuál es la composición centesimal de -24 a) 2,65x10 ese compuesto? b) 62,5x10-23 a) Mg = 27% y O = 73% -24 c) 16x10 b) Mg = 30% y O = 70% -24 d) 5,46x10 c) Mg = 43% y O = 67% e) 2,65x10-23 d) Mg = 50% y O = 50% e) Mg = 53% y O = 47% 4. Calcula la cantidad de sustancia (n) que existe en 120g de fósforo (Masa molar 30g/mol) 10. ¿Cuál es la cantidad de sustancia, expresada en a) 0,25mol mol, que corresponde a 1,34x1022 moléculas de b) 0,5mol glucosa? c) 1,0mol a) 0,02 d) 2,0mol b) 0,15 e) 4,0mol c) 1,2 d) 6,023 5. Calcula la masa molar del nitrato de magnesio e) 24 (Mg(NO3)2) a) 48g/mol 11. Una muestra posee 0,75mol de cromato de M (g/mol): Mg = 24 b) 74g/mol amonio (NH4)2CrO4 cuya masa molar es de O = 16 c) 132g/mol 154g/mol. ¿Cuál es la cantidad de átomos de N = 14 d) 148g/mol hidrógeno que existe en este compuesto? e) 168g/mol a) 3,6x1024 b) 6,02x1023 6. En 2000g de CaCO3 existen: c) 4,5x1023 a) 20 moléculas d) 2,4x1023 M (g/mol): Ca = 40 b) 20 mol e) 4,8x1024 C = 12 c) 20 / 6,02x1023mol d) 100 mol de átomos e) 20 x 6,02x1023mol

12. ¿Cuántas moléculas existen en 90g de glucosa (C6H12O6) a) 3,6x1024 b) 6,0x1023 c) 4,5x1023 d) 2,4x1023 e) 3,0x1023

De acuerdo a esta información determina cuál será la masa molar del neón (Ne): a) 19,98 b) 20,00 c) 20,17 d) 20,56 e) 21,00

13. ¿Cuál es el porcentaje de azufre (S) que existe en la molécula de sulfito de amonio ((NH4)2SO3) a) 24,1% M (g/mol): S = 32 b) 27,5% c) 31,4% d) 50,5% e) 55,6%

17. El nitrógeno (N) forma un óxido con el oxígeno (NyOx) que posee un 30,4% de nitrógeno. ¿Cuál será el subíndice “ ” del o ígeno? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

14. Un compuesto tiene 21% de sodio (Na), 33% de cloro (Cl) y el resto de oxígeno (O). ¿Cuál será la fórmula empírica? a) NaClO M (g/mol): Na = 23 b) NaClO2 Cl = 35,5 c) NaClO3 d) Na2ClO3 e) NaClO4 15. Un compuesto derivado del petróleo contiene 92,3% de carbono; 7,7% de hidrógeno. Si su masa molar es 78g/mol, ¿cuál será la fórmula molecular? a) CH b) C3H6 c) C6H6 d) C2H4 e) C2H6

16. El Neón (Ne) tiene tres isótopos cuyas masas atómicas y abundancias relativas se muestran a continuación: Elemento Ne Ne Ne

Masa atómica 20 21 22

Abundancia (%) 90,92 0,26 8,81

18. ¿Cuál es el porcentaje de agua en la cristalización del sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 x 5 H2O)? a) 83% M (g/mol): Cu = 63 b) 30% c) 51% d) 36% e) 7,9% 19. Tomando en cuenta la siguiente reacción química C7H16 + O2  CO2 + H2O ¿Cuál es el valor de la suma de los coeficientes estequiométricos? a) 12 b) 20 c) 27 d) 47 e) 64 20. ¿Qué cantidad de N2O5 se producen a partir de 5mol de nitrógeno según las siguientes reacciones químicas? N2 + 2 O2  2 NO2 4 NO2 + O2  2 N2O5 a) 5mol b) 10mol c) 2,5mol d) 1mol e) 50mol

21. La siguiente ecuación química no equilibrada, representa la combustión del propano. C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O Se queman 66g. de propano. ¿Cuántos g de O 2 se consumen? a) 600g b) 300g c) 240g d) 180g e) 80g 22. ¿Qué masa de MgSO4 se formarán por la reacción de 6g de Mg sobre H2SO4 en exceso? Mg + H2SO4  MgSO4 + H2 a) 240g b) 120g c) 60g d) 30g e) 15g 23. ¿Cuál es la relación matemática que se puede utilizar para determinar la masa de FeS que se formarán a partir de 100g. de hierro. Fe + S  FeS a) 100 / 87 M (g/mol): Fe = 55 b) 100 x 55 / 87 c) 87 x 100 d) 55 x 87 /100 e) 100 x 87 / 55 24. Considera la siguiente reacción química que muestra la formación del hidróxido ferrico Fe + O2  Fe2O3 Fe2O3 + H2O  Fe(OH)3 Cuando la ecuación este equilibrada, ¿qué cantidad en mol de agua se requieren por cada mol de hidróxido de hierro que se forman? a) 1mol b) 1,5mol c) 2,0mol d) 2,5mol e) 4,0mol

25. Cuando se sumerge zinc en ácido clorhídrico se produce la siguiente reacción química Zn + HCl  ZnCl2 + H2 Si reaccionan 130g de Zn con 130g de HCl ¿Cuál es la cantidad en g de cloruro de zinc formado? a) 260,0 M (g/mol): Zn = 65 b) 231,2 c) 180,8 d) 175,8 e) 125,7 26. Cuando reacciona el sodio metálico (Na) con agua forma hidróxido de sodio (NaOH) y gas hidrógeno de acuerdo a la siguiente ecuación Na + H2O  NaOH + H2(g) Se sabe que cuando reaccionan 500g de sodio con agua en exceso se forman 18,75mol de hidróxido de sodio. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? a) 75% b) 80% c) 87% d) 93% e) 98% 27. Dada la siguiente reacción química C2H4O2(g) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 2H2O(g) Si se hacen reaccionar 264g de C2H4O2 y 800g de oxígeno. ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se forma? a) 264g b) 387g c) 532g d) 800g e) 1.064g 28. Para la siguiente reacción a Na2S + b FeCl3  c NaCl + d Fe2S3 ¿Cuáles son los coeficientes estequiométricos a, b, c y d respectivamente para cada uno de los compuestos presentes en la reacción? a) 2, 3, 4, 6 b) 3, 2, 6, 1 c) 1, 2, 6, 1 d) 2, 3, 4, 3 e) 3, 2, 1, 4

29. La formación del ácido sulfúrico se produce según la siguiente reacción química SO3(g) + H2O  H2SO4

32. El etanol se puede producir por la oxidación de la glucosa de acuerdo a la siguiente ecuación: C6H12O6 + 3 O2  2 C2H5OH + 2 CO2(g)

Se disponen 720g de trióxido de azufre y 450g de agua. Determine la cantidad de ácido sulfúrico producido. a) 1170g b) 910g c) 882g d) 720g e) 450g

¿Qué cantidad de alcohol se producirá por la fermentación de 5Kg. de glucosa? a) 1,5kg b) 2,0kg c) 2,5kg d) 3,5kg e) 5,0kg

30. Considerando la siguiente reacción química: K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4  4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3I2 + 7H2O Se necesita preparar 2286g de yodo (I2). ¿Qué cantidad de yoduro de potasio se necesita? a) 996g M (g/mol): K = 39 b) 1500g Cr = 52 c) 1992g I = 127 d) 2286g e) 2988g 31. Idealmente cuando se oxidan 1,010g de vapor de zinc (Zn) en presencia de oxígeno (O 2), se forman teóricamente 1,247g de óxido de zinc (ZnO). Experimentalmente se sabe que 400g de Zn produjo 487g de óxido de zinc. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? a) 85% b) 90% c) 94% d) 98% e) 100%

33. Al reaccionar 525g de cloruro de fósforo (V) (PCl5), con agua, se produce acido fosfórico (H3PO4) y ácido clorhídrico (HCl), con un rendimiento del 85%, según la siguiente ecuación: PCl5 + 4H2O  H3PO4 + 5 HCl ¿Cuál es la masa real de ácido clorhídrico producido en esta reacción? a) 92,5g b) 157,5g c) 185g d) 393g e) 462g