ESTEQUIOMETRIA. H 2 SO Na Na 2 SO 4 + H 2 Acido sulfúrico Sodio Sulfato de sodio Hidrógeno

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1 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: H 2 SO Na Na 2 SO 4 + H 2 Acido sulfúrico Sodio Sulfato de sodio Hidrógeno A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Masa molar H 2 SO 4 2 1, , = 98,08 g Masa Na 2 23 = 46 g Masa molar Na 2 SO , = 142,06 g Masa molar H 2 2 1,01= 2,02 g H 2 SO Na Na 2 SO 4 + H 2 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 H 2 SO 4 1 mol Na 2 SO 4 = 0,04 mol Na 2 SO 4 98,08 g H 2 SO 4 98,08 g H 2 SO 4 1 mol H 2 SO 4 4 g H 2 SO 4 X = 0,04 moles H 2 SO 4 1 mol H 2 SO 4 1 mol Na 2 SO 4 0,04 moles H 2 SO 4 X = 0,04 moles Na 2 SO 4 b) Cuántas moléculas de hidrógeno se obtienen? 4 g H 2 SO 4 1 mol H 2 6, molecula H 2 = 2, moléculas de H 2 98,08 g H 2 SO 4 1 mol H 2 1 mol H 2 SO 4 1 mol H 2 6, moléc. H 2 0,04 moles H 2 SO 4 X = 2, moléc. H 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: H 2 S + Ca CaS + H 2 Acido sulfhídrico Calcio Sulfuro de calcio Hidrógeno A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Masa molar H 2 S 2 1, ,06 = 34,08 g Masa Ca 40,08 = 40,08 g Masa molar CaS 40, ,06 = 72,14 g Guía de Parciales Resueltos 5

2 Masa molar H 2 2 1,01= 2,02 g H 2 S + Ca CaS + H 2 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 H 2 S reacciona de manera estequiométrica con 40,08 g de Ca Se plantea: Cuántos gramos de H 2 S reaccionan de manera estequiométrica con los 1200 g Ca: 1200 g Ca 34,08 g H 2 S = 1020,36 g H 2 S (1) 40,08 g Ca Cuántos gramos de Ca reaccionan de manera estequiométrica con los 1000 g de H 2 S: Según estos cálculos podemos establecer: 1000 g H 2 S 40,08 g Ca = 1176,06 g Ca (2) 34,08 g H 2 S H 2 S + Ca CaS + H 2 Tengo 1000 g 1200 g Necesito 1020,36 g 1176,06 g Reactivo limitante Reactivo en exceso Esto quiere decir que: Para se consuman completamente los 1000 g de H 2 S 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 H 2 S, pero tengo 1000 g de H 2 S. De esto se desprende que el reactivo limitante es el H 2 S, 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 H 2 S. El REACTIVO EN EXCESO es el Ca. Una vez establecido el reactivo limitante, procedemos a calcular cuántos gramos de H 2 se producen al reaccionar 1000 g de H 2 S y 1200 g de Ca 2,02 g H g H 2 S = 59,30 g H 2 34,08 g H 2 S 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 H 2. a) Qué masa de Fe reacciona? b) Qué masa de H 2 SO 4 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: H 2 SO 4 + Fe FeSO 4 + H 2 Acido sulfúrico Hierro Sulfato (VI) de hierro (II) o Hidrógeno Sulfato ferroso A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Guía de Parciales Resueltos 6

3 Masa molar H 2 SO 4 2 1, , = 98,08 g Masa Fe 55,85 = 55,85 Masa molar FeSO 4 55, , = 151,91 g Masa molar H 2 2 1,01= 2,02 g H 2 SO 4 + Fe FeSO 4 + H 2 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 H 2 SO 4 30 g impuros = 24 g H 2 SO 4 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 H 2 SO 4 reaccionan de manera estequiometrica con 55,85 g de Fe 1.- Cuántos gramos de H 2 SO 4 reaccionan de manera estequiometrica con los 12 g Fe: 12 g Fe 98,08 g H 2 SO 4 = 21,07 g H 2 SO 4 55,85 g Ca 2.- Cuántos gramos de Fe reaccionan de manera estequiometrica con los 24 g de ácido sulfúrico: 24 g H 2 SO 4 55,85 g Fe = 13,67 g Fe 98,08 g H 2 SO 4 Según estos cálculos podemos establecer: H 2 SO 4 + Fe FeSO 4 + H 2 Tengo 24 g 12 g Necesito 21,07 g 13,67 g Reactivo en exceso Reactivo limitante Esto quiere decir que: Para se consuman completamente los 24 g de H 2 SO 4 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 H 2 SO 4, pero tengo 24 g de H 2 SO 4. El REACTIVO LIMITANTE es el Fe. El REACTIVO EN EXCESO es el H 2 SO 4. Una vez establecido el reactivo limitante, podemos responder las preguntas: a) Reaccionan completamente 12 g de Fe. b) Reaccionan 21,07 g de H 2 SO 4. 1 mol Fe c) 12 g Fe x = 0,21 moles de Fe 55,85 g Fe d) El reactivo en exceso es el H 2 SO 4. Guía de Parciales Resueltos 7

4 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: CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO NaCl Cloruro de calcio Carbonato de sodio Carbonato de calcio Cloruro de sodio A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Masa molar CaCl 2 40, ,45 = 110,98 g Masa Na 2 CO , = 106,01 g Masa molar CaCO 3 40, , = 100,09 g Masa molar NaCl 2 ( ,45) = 116,90 g CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO NaCl 1 mol 1 mol 1 mol 2 mol 110,98 g 106,01 g 100,09 g 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 CaCl g impuros Según la ecuación 110,98 g de CaCl 2 reacciona de manera estequiométrica con 106,01 g de Na 2 CO 3 Se plantea: Cuántos gramos de Na 2 CO 3 reaccionan de manera estequiométrica con los 25 CaCl 2 g: 25 g CaCl 2 106,01 g Na 2 CO 3 = 23,88 g Na 2 CO 3 110,98 g CaCl 2 Cuántos gramos de CaCl 2 reaccionan de manera estequiométrica con los 30 g de: Na 2 CO 3 : 30 g Na 2 CO 3 110,98 g CaCl 2 = 31,41 g CaCl 2 106,01 g Na 2 CO 3 Según estos cálculos podemos establecer: CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO NaCl Tengo 25 g 30 g Necesito 31,41 g 23,88 g Reactivo limitante Reactivo en exceso Esto quiere decir que: Para se consuman completamente los 25 g de CaCl 2 se necesitan 23,88 g de Na 2 CO 3, pero tengo 30 g de Na 2 CO 3. Para se consuman completamente los 30 g de Na 2 CO 3 se necesitan 31,41 g CaCl 2, pero tengo 25 g de CaCl 2. a) El REACTIVO LIMITANTE es el CaCl 2. El REACTIVO EN EXCESO es el Na 2 CO 3. b) 100,09 g CaCO 3 25 g CaCl 2 = 22,55 g CaCO 3 110,98 g CaCl 2 Guía de Parciales Resueltos 8

5 c) Utilizando la ecuación de rendimiento Rendimiento real % de Rendimiento = 100 Rendimiento teórico Rendimiento real = 17,21 g CaCO 3 Rendimiento teórico = 22,55 g CaCO 3 % de Rendimiento = 76,32 % 17,21 g % de Rendimiento = ,55 g 5.- Un mineral contiene 79,5 % de ZnS. a) Cuántos gramos de O 2 son necesarios para reaccionar con 445 g del mineral? b) Cuántos gramos de SO 2 se formarán? Primero debemos escribir la ecuación química y esta debe estar balanceada: 2 ZnS + 3 O 2 2 ZnO + 2 SO 2 Sulfuro de cinc Oxígeno Oxido de cinc Dióxido de azufre A continuación se procede a describir las relaciones estequiométricas, en mol y en masa, existentes. Masa molar ZnS 2 (65, ,06) = 194,90 g Masa O = 96 g Masa molar ZnO 2 ( 65, ) = 162,78 g Masa molar SO 2 2 (32, ) = 128,12 g 2 ZnS + 3 O 2 2 ZnO + 2 SO 2 2 mol 3 mol 2 mol 2 mol 194,90 g 96 g 162,78 g 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 O 2 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 = 353,77 g ZnS 100 g impuros Se plantea: a.- Cuántos gramos de O 2 reaccionan de manera estequiométrica con los 355,77 g ZnS 353,77 g ZnS 96 g O 2 = 174,25 g Na 2 CO 3 194,90 g ZnO b.- 353,77 g ZnS 128,12 g SO 2 = 232,60 g SO 2 194,90 g ZnS 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 (O 2 ) Guía de Parciales Resueltos 9

6 2 moles átomos de O 6, átomos de O 500 g O 2 = 1, átomos de O 32 g O 2 1 mol átomos de O 1, átomos de O 1, átomos de Cl 1 mol átomos de Cl 70,9 g Cl 2 1, átomos de Cl = 1107 g Cl 2 6, átomos Cl 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 Fe 2 (CO 3 ) 3 a) Masa molar = (55,85 2) + (12, ) 3 = 291,73 g/mol b) 1 mol Fe 2 (CO 3 ) g Fe 2 (CO 3 ) 3 = 1,71 moles Fe 2 (CO 3 ) 3 291,73 g Fe 2 (CO 3 ) 3 c) 1 mol de moléculas de Fe 2 (CO 3 ) 3 tiene 14 moles de átomos ( 2 mol de átomos de Fe, 3 mol de átomos de carbono y 9 mol de átomos de oxígeno). 1 mol de moléculas contiene 6, moléculas Planteamos: 1 mol Fe 2 (CO 3 ) 3 14 mol át 6, át 250 g Fe 2 (CO 3 ) 3 = 7, átomos 291,73 g Fe 2 (CO 3 ) 3 1 mol Fe 2 (CO 3 ) 3 1 mol átomos d) 1 mol Fe 2 (CO 3 ) 3 6, moléc 300 g Fe 2 (CO 3 ) 3 x x = 291,73 g Fe 2 (CO 3 ) 3 1 mol Fe 2 (CO 3 ) 3 = 6, moléc. de Fe 2 (CO 3 ) 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(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O a) Masa molar Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O = 137,34 + ( 35, ) ( 2 1, ) = 394,34 Masa molar de Ba(ClO 3 ) 2 = 137,34 + ( 35, ) 2 = 304,24 g Ahora establecemos la siguiente relación: 10,70 g Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 304,24 g Ba(ClO 3 ) 2 = 8,26 g Ba(ClO 3 ) 2 394,34 g Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O b) 1 mol de moléculas de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O contiene 5 moles de moléculas de H 2 O de hidratación Guía de Parciales Resueltos 10

7 Así planteamos: 10,70 g Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 1 mol de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 5 6, moléculas H 2 O 394,34 g Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 1mol Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O Resolviendo el cálculo obtenemos que en 10,70 g de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O hay 8, moléculas de agua de hidratación c) 1 mol de moléculas de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O contiene 1 mol de átomos de Ba 10,70 g Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 1 mol de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 6, átomos de Ba 394,34 g Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 1mol Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O Resolviendo el cálculo obtenemos que en 10,70 g de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O hay 1, átomos de Ba d) 1 mol de moléculas de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O contiene 11 mol de átomos de Oxigeno (O) 10,70 g Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 1 mol de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 11 6, átomos de O 394,34 g Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O 1mol Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O Resolviendo el cálculo obtenemos que en 10,70 g de Ba(ClO 3 ) 2. 5 H 2 O hay 1,80 x 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 n Na = 6,072 g n S = 8,474 g 1 mol Na 23 g 1 mol S 32,06 g = 0,264 mol de Na = 0,264 mol de S n O = 6,336 g 1 mol O 16 g = 0,396 mol de O Se debe dividir por el número más pequeño obtenido: 0,264 mol 0,264 mol 0,396 mol n Na = = 1 n S = = 1 n O = = 1.5 0,264 mol 0,264 mol 0,264 mol Como no se obtuvieron números enteros, debemos realizar el siguiente cálculo: n Na = 1 2 = 2 n S = 1 2 = 2 n O = 1,5 2 = 3 La fórmula es: Na 2 S 2 O 3 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

8 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 C + masa de H + masa de O masa de O = masa total - masa de C - masa de H masa de O = 1,6380 g - 0,8077 g - 0,1130 g masa de O = 0,7173 g Para calcular la composición porcentual realizamos: Carbono 1,6380 g muestra 0,8077 g C 100 g muestra X = 49,30 % C. Hidrógeno 1,6380 g muestra 0,1130 g H 100 g muestra X = 6,90 % H. Oxígeno 1,6380 g muestra 0,7173 g O 100 g muestra 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 n C = 0,8077 g n H = 0,1130 g 1 mol C 12,01 g 1 mol H 1,01 g = 0,067 mol de C = 0,112 mol de H n O = 0,7173 g 1 mol O 16 g = 0,045 mol de O 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 0,112 mol 0,045 mol n C = = 1,5 n H = = 2,5 n O = = 1 0,045 mol 0,045 mol 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. n C = 1,5 2 = 3 n H = 2,5 2 = 5 n O = 1 2 = 2 Al obtener en los tres casos números enteros, la fórmula empírica es: C 3 H 5 O 2 c) Si se desea conocer la fórmula molecular, debemos conocer: La fórmula empírica La masa molar del compuesto Guía de Parciales Resueltos 12

9 Para obtener la fórmula molecular utilizamos la siguiente relación: Masa molar Masa molar fórmula empírica 12, , = 73,08 Masa molar de la fórmula empírica Masa molar 146,1 g = = 2 Masa molar de la fórmula empírica 73,08 g Por lo tanto la masa molar del compuesto es dos veces la masa molar de la fórmula empírica. C 3 2 H 5 2 O 2 2 C 6 H 10 O 4 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 = ~ 2 16 g/mol 0,658 moles 71,02 g 0,658 moles Ag = ~ 1 107,87 g/mol 0,658 moles AgCO 2 Fórmula mínima o empírica b) Masa molar fórmula empírica 107, , = 151,88 Masa molar 303,76 g = = 2 Masa molar de la fórmula empírica 151,88 g Ag 1 2 C 1 2 O 2 2 Ag 2 C 2 O 4 Fórmula molecular g de una sustancia orgánica constituida por C, H y O fue quemada al aire y produjo 0,9776 g de CO 2 y 0,2001 g de H 2 O. El peso molecular del compuesto es, aproximadamente, igual a 90. Hallar la fórmula mínima y molecular de esta sustancia. C x H y O z + O 2 CO 2 + H 2 O El problema nos dice: 1 g En exceso 0,9976 g 0,2001 g Masa CO 2 = 12,01 g g = 44,02 g Masa H 2 O = 2 1,01 g + 16 g = 18,02 g Masa de Carbono = 0,9776 g CO 2 1 mol CO 2 1 mol C 12,01 g C 44,02 g CO 2 1 mol CO 2 1mol C = 0,267 g C 1 mol H 2 O 2 mol H 1,01 g H Masa de Hidrógeno = 0,2001 g H 2 O = 0,0224 g H 18,02 g H 2 O 1 mol H 2 O 1mol H Guía de Parciales Resueltos 13

10 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: Datos obtenidos de la tabla periódica Masa C = 12,01 g Masa H = 1,01 g Masa O = 16 g n C = 0,267 g n H = 0,0224 g 1 mol C 12,01 g 1 mol H 1,01 g = 0,022 mol de C = 0,022 mol de H 1 mol O n O = 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 0,044 mol n C = = 1 n H = = 1 n O = = 2 0,022 mol 0,045 mol 0,022 mol Al obtener en los tres casos números enteros, la fórmula empírica es: CHO 2 Masa molar fórmula empírica 12,01 + 1, = 45,02 Masa molar Masa molar de la fórmula empírica 90 g = = 2 45,02 g Por lo tanto la masa molar del compuesto es dos veces la masa molar de la fórmula empírica. C 1 2 H 1 2 O 2 2 C 2 H 2 O 4 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, 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 4,754 moles C = ~ 4,00 = 4 12,01 g/mol 1,188 moles Guía de Parciales Resueltos 14

11 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: C 4 H 4 S 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, moléculas. Teniendo en cuenta esta relación se plante: 5 g del compuesto 6, moléculas = 167,27 g 1, 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 Masa molar de la fórmula empírica 167,27 g = = 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 C 4 * 2 H 4 * 2 S 1 2 C 8 H 8 S 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 HNO 3 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3 ) H 2 O 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 HNO 3 1 1, ,00 x = 63,01g Masa Ca(OH) 2 1 x 40, x x 1,01 = 74,10 g Masa molar Ca(NO 3 ) ,08 + [2 (1 x 14, )] = 164,08 g Masa molar H 2 O 2 1, x 16 = 18,02 g 2 HNO 3 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3 ) H 2 O 2 mol 1 mol 1 mol 2 mol 126,02 g 74,10 g 164,08 g 36,04 g Guía de Parciales Resueltos 15

12 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 HNO 3 para obtener 1,5 kg de nitrato de calcio Ca(NO 3 ) 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) g Ca(NO 3 ) 2 = 677,41 g Ca(OH) 2 164,08 g Ca(NO 3 ) 2 El resultado nos indica que se necesitan 677,41 g Ca(OH) 2 para obtener 1,5 kg de Ca(NO 3 ) 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) % 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) g del compuesto 677,41 g Ca(OH) 2 = 903,21 g compuesto 75 g Ca(OH) 2 Guía de Parciales Resueltos 16

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