Estequiometria csc 2

PROB RESUELTOS - ESTEQUIOMETRÍA - Página 1 de 21PROBLEMAS RESUELTOS DE QUÍMICA GENERA
C: Cálculos estequiométricos que incluyen otros cálculos previos o
posteriores
C-01 - Dada la reacción: 4 HCl + MnO2 ---------> Cl2 + MnCl2 + 2 H2O, calcule la masa de dióxido de manganeso
que se necesita para obtener 2,5 litros de cloro medidos a 0,758 atm y 17 ºC, si el rendimiento del proceso
es del 80%.
C-02 - Se tratan 200 g de carbonato de calcio del 80% de pureza con una disolución 4 Molar de ácido clorhídrico.
Calcular: a) El volumen de esta disolución de H Cl que se necesita para completar la reacción. B)
Volumen de dióxido de carbono desprendido, medido a 15ºC y 750 mm Hg de presión, sabiendo 1ue se
obtienen, además, cloruro de calcio y agua
C-03 - ¿Cuántos gr de MnO2 puro, y cuántos ml de ácido clorhídrico de 36 % de riqueza en HCl y densidad 1'19
gr/cm3
serán necesarios para preparar 1 litro de cloro gaseoso medido en C.N.?. La reacción química (SIN
AJUSTAR) que tiene lugar es: MnO2 + HCl -----→ MnCl2 + H2O + Cl2 .
C-04 (*) - Calcúlese el contenido, en tanto por ciento de carburo cálcico puro, de un producto comercial que,
tratado con agua, desprende 300 L. de acetileno por kilogramo, medidos en condiciones normales ¿Qué
cantidad de hidróxido de calcio se obtendrá?.
C-05 - El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción MnO 2 + 4 HCl ==> MnCl 2 + 2 H2O + Cl2 Calcule: a)
La cantidad de reactivos necesarios para obtener 100 litros de cloro medidos a 15ºC y 720 mmHg. b) El
volumen de ácido clorhídrico 0,6 M que habrá que utilizar.
C-06 - Cuando se calienta en un horno de piedra caliza (básicamente carbonato de calcio), ésta se descompone
para dar óxido de calcio y dióxido de carbono. Si la conversión es del 75%, se desea saber: a) La
composición, en porcentaje en masa, del sólido que se extrae del horno; b) La masa de dióxido de
carbono que se desprende por Kg de piedra caliza.
C-07 (*) -El apagado de la cal viva (Óxido de calcio) consiste en la reacción: CaO (s) + H 2 O (l) —> Ca(OH) 2 (s) . .
Calcular la entalpía de esta reacción conocidas las entalpías de formación del Óxido de calcio sólido, agua
líquida e Hidróxido de sodio sólido, que son, respectivamente: - 152,0 ; - 68,52 y - 223,9 Kcal/mol. ¿Qué
cantidad de cal apagada (Hidróxido de calcio) y qué cantidad de calor se desprende cuando se apaga 1
Kg de cal viva?
C-08 (*) - El cloro se prepara por electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio, obteniéndose hidróxido
de sodio, hidrógeno gaseoso y cloro gaseoso. A) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar. B) Si el
hidrógeno y el cloro se recogen separados al 8 atm y 20ºC, ¿Qué volumen de cada uno puede obtenerse
a partir de 1,5 Kg de cloruro de sodio del 90% de riqueza? C) Si se recogieran ambos gases en un
recipiente de 15 litros a 25ºC, ¿Cuales serían la presión parcial de cada gas en ese recipiente y cual sería
la presión total?
C-09 (*) - Una gasolina de 100 octanos contiene 1, 00 mL de tetraetil -plomo Pb(C2 H5 ) 4 por litro. Sabiendo que la
densidad relativa de éste antidetonante vale 1, 66 g/mL, que se le obtiene por reacción entre el cloruro de
etilo (C2H5Cl) y una aleación sodio-plomo (PbNa 4 )¿Cuantos gramos de cloruro de etilo se necesitarán
para obtener suficiente tetraetil~plomo para un litro de gasolina?
C-10 (*) - Una muestra de una aleación de aluminio y cobre (II), de un gramo de peso, fue disuelta en un ácido; la
disolución resultante fue saturada de ácido sulfhídrico, posteriormente filtrada y el precipitado negro de
sulfuro de cobre una vez seco pesó 95,5 mg. ¿Cual será el tanto por ciento de cobre en esa aleación?
C-11 (*) - La hidrazina líquida (N 2 H 2 ) se obtiene a escala industrial haciendo reaccionar amoniaco con cloro y
solución de hidróxido sódico. Teniendo en cuenta que como productos de reacción se obtienen también

PROB RESUELTOS - ESTEQUIOMETRÍA - Página 2 de 21PROBLEMAS RESUELTOS DE QUÍMICA GENERAL
C-12 (*) - Se tiene una muestra de 200 g de calcita que contiene un 80% de carbonato cálcico puro y se trata con
ácido sulfúrico, produciéndose en la reacción correspondiente sulfato cálcico, dióxido de carbono y agua.
Se pide calcular: a) el volumen -en litros- de un ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad 1,836 g/mL
que es necesario para que reaccione todo el carbonato cálcico presente en esa muestra de mineral. b) los
gramos de sulfato cálcico producidos en esa reacción. e) los litros de dióxido de carbono que se forman,
medidos a 30ºC y 720 mm de mercurio de presión. Datos: Masas atómicas: S=32; C=12; 0=16; Ca= 40
C-13 (*) - Se quieren preparar 0,50 moles de un compuesto Z puro mediante la siguiente secuencia de reacciones:
X ----> 2Y ;; 3Y ----> 2Z
Se espera un rendimiento del 70% en la primera etapa y del 65% en la segunda. Purificando el
compuesto Z por recristalización en agua caliente, se estima que se pierde un 20% de este
compuesto. ¿Con cuántos moles de X debemos comenzar?
C-14 (*) - La gasolina es una mezcla de hidrocarburos entre los que se encuentra el octano. A) Escriba la
ecuación ajustada para la combustión del octano; B) Calcule el volumen de O 2 a 50ºC y 750 mm Hg
necesario para quemar 1,00 g de octano. C) Sabiendo que el porcentaje molar de Oxígeno en el aire es
igual a 21, calcule el volumen de aire, medido en C.N., necesario para quemar 100 ml de octano, cuya
densidad es 0,730 g/ml. (Considérese que el aire se comporta como un gas ideal)
C-15 (*) - Calcinamos 25,50 g de cloruro amónico a la temperatura de 400,0ºC y 700,0 mm de Hg de presión,
condiciones en las que el cloruro amónico cristalizado se disocia totalmente en cloruro de hidrógeno y
amoniaco gaseosos. Calcular la cantidad que se forma de cada reactivo, el volumen que ocuparán los
gases y las presiones parciales de cada gas al final de la reacción. (DATOS: Tómense los siguientes
valores para las masas atómicas: CI = 35,5; N = 14,0; H = 1,01)
C-16 (*) - El primer paso en la preparación del ácido nítrico es la producción de óxido nítrico a partir del amoniaco
y oxígeno, según la reacción: 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) ))))< 4 NO (g) + 6 H 2 O (g) . Supuesto que 3,00 litros de
amoniaco a 802ºC y 1,30 atm reaccionan completamente con oxígeno, A) ¿Cuantos litros de vapor de
agua medidos a 125ºC y 1,00 atm se forman? B) ¿Cuantos litros de aire, medido en C.N. se necesitarán si
el aire tiene un 80% en volumen de Nitrógeno y un 20% de Oxígeno?
C-17 (*) - Se mezclan 2 litros de acetileno y 9 de oxígeno que están en iguales condiciones. Después de la
combustión completa del acetileno, se vuelve a las condiciones iniciales de los gases, quedando el agua
en estado gaseoso. Conocidas las masas atómicas de: H=1, C=12 y 0=16,
Calcule: a) El volumen final de la mezcla; b) La composición de esa mezcla gaseosa expresándola
como % en volumen y en peso
C-18 (*) - Se tiene una corriente de gas formada por una mezcla de metano y propano. Para conocer su
composición se queman 0,364 g de dicha mezcla con exceso de oxígeno y se obtienen 1,09 g de dióxido
de carbono y 0,606 g de agua. Determine la composición de la mezcla
C-19 (*) - Al quemar 60 cm 3
de una mezcla de metano y etano, medidos a 0ºC y 1 atm de presión, con cantidad
suficiente de oxígeno, se producen 80 cm 3
de dióxido de carbono, medidos en las citadas condiciones, y
agua.
A) ¿Cual es la composición porcentual de la mezcla, expresada en volumen?
B) Cantidad de oxígeno, expresada en moles, necesaria para la combustión total de la mezcla.
C-20 - Para determinar la riqueza de una partida de zinc se tomaron 50,0 g de una muestra homogénea y se
trataron con ácido clorhídrico del 37 % en peso y densidad 1,18 g/mL, consumiéndose 126 mL de ácido.
La reacción de zinc con ácido clorhídrico produce cloruro de zinc e hidrógeno (H2). Calcúle:
a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico.
B) El porcentaje de zinc en la muestra.
C-21 (*) - Una mezcla de propano y butano de 100 cm 3
se quema en presencia de suficiente cantidad de oxígeno,
obteniéndose 380 cm 3
de dióxido de carbono. Calcule:
a) El tanto por ciento en volumen de propano y butano en la mezcla inicial.
b) El volumen de oxígeno necesario para efectuar la combustión.
Nota: Considere que todos los gases están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.

C-22 - a) Calcule los moles de cloruro de sodio y de ácido sulfúrico que hay en 500 g de cloruro de sodio del 71 %
de riqueza y en 100 mL de ácido sulfúrico del 98 % de riqueza y densidad 1,83 g/ml.
b) ¿Qué cantidad de cloruro de hidrógeno, dado en gramos, podemos obtener si se hacen reaccionar, en
caliente, los compuestos antes mencionados y en las cantidades indicadas?
DATOS: Pesos atómicos: Cl = 35,45 ; H = 1,00 ; Na = 23,00 ; O = 16,00 ; S = 32,06

C: Cálculos estequiométricos que incluyen otros cálculos previos o
posteriores
C-01
Dada la reacción: 4 HCl + MnO2 ---------> Cl2 + MnCl2 + 2 H2O, calcule la masa de dióxido de manganeso que
se necesita para obtener 2,5 litros de cloro medidos a 0,758 atm y 17 ºC, si el rendimiento del proceso es
del 80%.
RESOLUCIÓN
La cantidad de cloro que se obtiene hemos de expresarla en moles, gramos o litros en CN para poder aplicarle la
estequiometría de la reacción, lo cual conseguimos aplicándole la ecuación general de los gases ideales:
P.V n.R.T ; 0,758.2,5 n.0,082.290 : n =
0,758.2,5
0,082.290
0,080 moles= = =
lo cual nos indica que hemos de obtener 0,080 moles de Cl 2 , que son 0,080 . 71 = 5,68 gramos de Cl 2
Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción:
4 HCl + MnO2 ---------> Cl2 + MnCl2 + 2 H2O
4 moles 1 mol = 87 g 1 mol 1 mol 2 moles
X 0,080 moles
Y esta es la cantidad de MnO 2X =
0,080 . 87
1
= 6,96 g de MnO2
Que se necesitaría para obtener esa cantidad de cloro si el proceso transcurriera con un 100% de rendimiento,
pero como el rendimiento de la reacción es solamente del 80%, necesitaremos una cantidad mayor de reactivo
para compensar las pérdidas, por lo que los cálculos a realizar son:
100 - - - - - 80
x - - - - - 6,96
x =
100.6,96
80
= 8,7 g de MnO que se necesitan2
⎫
⎬
⎭
C-02
Se tratan 200 g de carbonato de calcio del 80% de pureza con una disolución 4 Molar de ácido clorhídrico.
Calcular: a) El volumen de esta disolución de H Cl que se necesita para compretar la reacción. B) Volumen
de dióxido de carbono desprendido, medido a 15ºC y 750 mm Hg de presión, sabiendo 1ue se obtienen,
además, cloruro de calcio y agua
RESOLUCIÓN
La reacción tiene lugar entre los productos puros, por lo que previamente a cualquier cálculo hemos de determinar
la cantidad de carbonato de calcio puro de que se dispone, que será el 80% de los 200 g de producto de que se
dispone: . Y serán estos 160 g los que intervienen y hemos de tener en200.
80
100
= 160 g de CaCO puro3
cuenta para la estequiometría de la reacción, que es:
CaCO 3 + 2 HCl ----> CaCl 2 + CO 2 + H 2 O
1 mol = 100 g 2 moles = 73 g 1 mol = 111 g 1 mol = 44 g 1 mol = 18 g
160 g X Y Z V

Donde, al resolver las reglas de tres, nos queda: X =
73.160
100
= 116,8 g de HCl que se necesitan
Para determinar el volumen de esta disolución, hemos de tener en cuenta la definición de Molaridad:
M =
g
Pm
; 4 =
116,8
36,5.
; =
116,8
4.36,5
= 0,8 litros de la disoluc. de HClsoluto
soluto disolucion disolucion
disolucion
.l l
l
Para determinar la cantidad de CO 2 desprendido, volvemos a tener en cuenta la estequiometría de la reacción:
Y para determinar el volumen que ocupa estaZ =
44.160
100
= 7,04 g de CO que se obtienen2
cantidad de gas, le aplicamos la ecuación general de los gases ideales:
P.V =
g
Pm
.R.T
750
760
.V =
7,04
44
.0,082.288 V = 37,59 litros de CO2⇒ ⇒
C-03
¿Cuántos gr de MnO2 puro, y cuántos ml de ácido clorhídrico de 36 % de riqueza en HCl y densidad 1'19
gr/cm3
serán necesarios para preparar 1 litro de cloro gaseoso medido en C.N.?. La reacción química (SIN
AJUSTAR) que tiene lugar es: MnO2 + HCl -----→ MnCl2 + H2O + Cl2 .
RESOLUCIÓN
La reacción dada, ajustada por el método del cambio de valencia, con los números de oxidación de todos los
elementos es:
Mn O + H Cl Mn Cl + H O + Cl
4 +
4 +
2
4 -
2
1 +
1 +
1 -
1
2 +
2 +
2
2 -
1
2
2+
1+
2 -
2
2
0
0− − − −
→
En la que como podemos ver, cambian sus números de oxidación tanto el Mn, que gana 2 electrones al pasar de
Mn 4 +
a Mn 2 +
mientras que el Cloro pierde 2 electrones al pasar desde Cl 1 -
hasta Cl2
0
, y así, las semirreacciones
de ambos son:
y al sustituir estos valores en la
Mn Mn
2.Cl Cl
al sumarlas: Mn + 2.Cl Mn + Cl
4 2e 2
1 2e
2
0
4+ 1- 2+
2
0
+ + +
− −
−
−
⎯ →⎯⎯
⎯ →⎯⎯
⎫
⎬
⎪
⎭⎪
⎯ →⎯
reacción dada, ajustando después los elementos que no intervienen en ella nos queda:
MnO2 + 4 HCl -----→ MnCl2 + 2 H2O + Cl2 .
Y es en esta reacción en la que tenemos que aplicarle las relaciones estequiométricas, para lo cual, previamente
vamos a calcular la masa de Cloro que hemos de obtener, y que debe ocupar 1 litro en C.N., aplicando la ecuación
general de los gases: P.V n.R.T 1.1=
g
71
.0,082.273 g = 3,17 g de Cl2= ⇒ ⇒
MnO2 + 4 HCl --→ MnCl2 + 2 H2O + Cl2 .
1 mol = 87 g 4 moles = 4.36,5 g 1 mol = 128 g 2 moles = 2.18 g 1 mol = 71 g
z x y v 3,17 g
Teniendo en cuenta la estequiometría de esta reacción, la cantidad de MnO 2 será:

z =
87.3,17
71
= 3,88 g de MnO se necesitan2
Para el H Cl, hacemos cálculos análogos: x =
4.36,5.3,17
71
= 6,52 g de HCl se necesitan
y esta cantidad debe tomarse de la disolución del 36%, por lo que la masa de disolución será:
los cuales debemos expresar en forma de
100 g - - - 36 g
x - - - - - - - - - 6,52
x = 18,12 g de disoluciondisolucion HCl ⎫
⎬
⎭
volumen, para lo cual utilizamos la densidad, que
es: d =
m
V
; 1,19 =
18,12
V
V =
18,12
1,19
= 15,22 ml de la disolucion de HCl⇒
C-04
Calcúlese el contenido, en tanto por ciento de carburo cálcico puro, de un producto comercial que, tratado
con agua, desprende 300 L. de acetileno por kilogramo, medidos en condiciones normales ¿Qué cantidad
de hidróxido de calcio se obtendrá?.
RESOLUCIÓN
Una de las formas de obtener acetileno es haciendo reaccionar carburo de calcio (CaC 2 ) con agua, proceso que
transcurre según la reacción:
CaC 2 + 2 H 2 O —> C 2 H 2 + Ca(OH) 2
En esta reacción podemos ver que por cada mol de carburo de calcio (64 g, que es su masa molar) se obtiene un
mol de acetileno (22,4 litros medidos en C.N.) Por lo que podemos realizar la proporción correspondiente ya que
nos indicas que se obtienen 300 litros de acetileno medidos en Condiciones Normales:
64g de CaC - - - 22,4 litros C H
x - - - 300 litros
x = 857,14 g de CaC que se necesita2 2 2
2
⎫
⎬
⎭
y dado que nos dicen que partíamos de un kilogramo de muestra del carburo de calcio comercial, nos quedará:
% =
857,14
1000
.100 = 85,714% de riqueza en CaC de la muestra inicial2
Para calcular la cantidad de hidróxido de calcio hemos de tener en cuenta que en esa reacción por cada mol de
C 2 H 2 que se obtenga (22,4 l en C.N.), también se obtiene un mol de hidróxido de calcio (Pm = 74 gramos), y así:
74g de Ca(OH) - - - 22,4 litros C H
x - - - 300 litros
x = 991,10 g de Ca(OH) que se obtienen2 2 2
2
⎫
⎬
⎭
C-05
El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción MnO 2 + 4 HCl ==> MnCl 2 + 2 H2O + Cl2 Calcule: a)
La cantidad de reactivos necesarios para obtener 100 litros de cloro medidos a 15ºC y 720 mmHg. b) El
volumen de ácido clorhídrico 0,6 M que habrá que utilizar.
RESOLUCIÓN
La cantidad de cloro que se obtiene hemos de expresarla en moles, gramos o litros en CN para poder aplicarle la
estequiometría de la reacción, lo cual conseguimos aplicándole la ecuación general de los gases ideales:
P.V n.R.T ;
720
760
.100 n.0,082.288 : n =
720.100
760.0,082.288
4,01 moles de Cloro= = =

% impurezas =
250
670
= 37,31% ; % CaO =
420
670
= 62,69%
Para el CaO: X =
750 . 56
100
= 420 g de CaO obtenidos
Para el CO y =
750 . 44
100
= 330 g de CO obtenidos2 2:
lo cual nos indica que hemos de obtener 4,01 moles de Cl 2 , que son 4,01 . 71 = 284,82 gramos de Cl 2
Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción:
4 HCl + MnO2 ---------> Cl2 + MnCl2 + 2 H2O
4 moles 1 mol = 87 g 1 mol 1 mol 2 moles
X Y 4,01 moles
Y esta es la cantidad de MnO 2Y =
4,01 . 87
1
= 348,87 g de MnO2
Con este dato y la expresión de la molaridad, podemos determinar elX =
4,01 . 4
1
= 16,04 moles de HCl
volumen de la misma que será necesario:
M =
n
V
; 0,6 =
16,04
V
V =
16,04
0,6
= 26,73 litros de disolucionHCl
DISOLUCION DISOLUCION
DISOLUCION⇒
C-06
Cuando se calienta en un horno de piedra caliza (básicamente carbonato de calcio), ésta se descompone
para dar óxido de calcio y dióxido de carbono. Si la conversión es del 75%, se desea saber: a) La
composición, en porcentaje en masa, del sólido que se extrae del horno; b) La masa de dióxido de carbono
que se desprende por Kg de piedra caliza. (Selectividad LOGSE CyL septiembre-2001)
RESOLUCIÓN
Dado que nos piden las cantidades finales en porcentaje, en un caso, y en otro referido a una muestra de 1 Kg,
vamos a partir de una muestra de 1 Kg y dado que nos indica el enunciado que se convierte solamente el 75%
(750 gramos), quiere decir que el 25% restante (250 gramos) son impurezas que van a quedar en el horno
mezcladas con el CaO que se forme en el transcurso de la reacción, ya que el dióxido de carbono es un gas que
desprenderá.
La reacción que tiene lugar se adapta a la ecuación química siguiente:
CaCO 3 —> CaO + CO 2
1 mol = 100 g 1 mol = 56 g 1 mol = 44 g
750 g X Y
De estas relaciones obtenemos las cantidades de CaO y de CO 2 que se obtienen a partir de ese Kg de caliza
La cantidad total de sólido que se obtiene será la resultante de sumar los 250 g de impurezas que proceden de la
muestra inicial y los 420 g de óxido de calcio que se forman en la reacción: (670 gramos) por lo que sus
porcentajes en masa serán:

C-07
El apagado de la cal viva (Óxido de calcio) consiste en la reacción: CaO (s) + H 2 O (l) —> Ca(OH) 2 (s) . .
Calcular la entalpía de esta reacción conocidas las entalpías de formación del Óxido de calcio sólido, agua
líquida e Hidróxido de sodio sólido, que son, respectivamente: - 152,0 ; - 68,52 y - 223,9 Kcal/mol. ¿Qué
cantidad de cal apagada (Hidróxido de calcio) y qué cantidad de calor se desprende cuando se apaga 1 Kg
de cal viva?
RESOLUCIÓN
Las reacciones que nos dan, todas ellas de formación, son:
a) Ca + 1/2 O 2 –> CaO ; / H = -152,0 Kcal
b) H 2 + 1/2 O 2 –> H 2 O ; / H = - 68,52 Kcal
c) Ca + O 2 + H 2 –> Ca(OH) 2 ; / H = - 223,9 Kcal
Las cuales, para obtener la reacción que nos piden, hemos de combinar de la forma siguiente:
- a) CaO –> Ca + 1/2 O 2 / H = +152,0 Kcal
- b) H 2 O –> H 2 + 1/2 O 2 / H = + 68,52 Kcal;
C) Ca + O 2 + H 2 –> Ca(OH) 2 ; / H = - 223,9 Kcal
Las cuales al sumarlas, queda: CaO + H 2 O —> Ca(OH) 2 / H = - 3,38 Kcal
Y de acuerdo con la estequiometría de la reacción, tenemos:
CaO + H 2 O -----> Ca(OH) 2 / H = - 3,38 Kcal
1 mol = 56 g 1 mol = 18 g 1 mol = 74 g - 3,38 Kcal
1000 g V Y Z x
de donde, al despejar: X =
1000.(-3,38)
56
= -60,38 Kcal desprendidas con 1 Kg de CaO
Para calcular la cantidad de cal apagada Ca(OH) 2 la obtenemos también partiendo de la estequiometría de la
reacción:
z =
1000.74)
56
= 1321,4 g de Ca(OH) que se obtienen con 1 Kg de CaO2
C-08
El cloro se prepara por electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio, obteniéndose hidróxido
de sodio, hidrógeno gaseoso y cloro gaseoso.
A) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar.
B) Si el hidrógeno y el cloro se recogen separados al 8 atm y 20ºC, ¿Qué volumen de cada uno puede
obtenerse a partir de 1,5 Kg de cloruro de sodio del 90% de riqueza?
C) Si se recogieran ambos gases en un recipiente de 15 litros a 25ºC, ¿Cuales serían la presión parcial de
cada gas en ese recipiente y cual sería la presión total?
RESOLUCIÓN
a) La reacción, ajustada ya, es: 2.NaCl (aq) + 2.H 2 O electrolisis > 2.NaOH + H 2 (g) + Cl 2 (g)
b) La cantidad de cloruro de sodio puro es el 90% de 1500 g: 1350 g de cloruro de sodio puro.
Las relaciones estequiométricas en la reacción son:

2.NaCl (aq) + 2.H 2 O electrolisis > 2.NaOH + H 2 (g) + Cl 2 (g)
2 moles =
2.58,45 = 116,9 g
2 moles =
2.18 = 36 g
2 moles =
2.40 = 80 g
1 mol =
2 g
1 mol =
70,90 g
1350 g X moles Y moles
donde vemos que el nº de moles de Cloro y de Hidrógeno (X e Y) son iguales :
las cuales se recogen a 8X = Y =
1.1350
116,9
= 11,55 moles de H y de Cl se obtienen2 2
atm y 20ºC, por lo que ocuparán: P.V = n.R.T ==> 8.V = 11,55.0,082.293 ; V = 34,69 litros de H 2 y de Cl 2
c) Si se recogen conjuntamente en un recipiente de 15 l a 25ºC, la presión parcial de cada uno será
P.V = n.R.T ==> P PARCIAL..15 = 11,55 . 0,082 . 298 ; P PARCIAL = 18,82 atm para el H 2 y para el Cl 2
La Presión total será la suma de las presiones parciales de ambos:
P TOTAL = P H 2 + P Cl 2 = 18,82 + 18,82 = 37,64 atm
C-09
Una gasolina de 100 octanos contiene 1, 00 mL de tetraetil -plomo Pb(C2 H5 ) 4 por litro. Sabiendo que la
densidad relativa de éste antidetonante vale 1, 66 g/mL, que se le obtiene por reacción entre el cloruro de
etilo (C2H5Cl) y una aleación sodio-plomo (PbNa 4 )¿Cuantos gramos de cloruro de etilo se necesitarán para
obtener suficiente tetraetil~plomo para un litro de gasolina?
RESOLUCIÓN
Si se necesita 1 ml de tetraetilplomo para cada litro de gasolina, y si su densidad es 1,66 g/ml, los gramos que son
necesarios son: g = 1 ml . 1,66 g/ml = 1,66 g de tetraetilplomo.
La reacción de obtención del tetraetilplomo es:
4 C 2 H 5 Cl + PbNa 4 —> Pb(C 2 H 5 ) 4 + 4 NaCl
Cantidades estequiométricas 4 moles = 4.64,45 g 1 mol = 323,19 g
Cantidades reaccionantes x 1,66 g
donde X = (1,66 . 4 . 64,45 ) / 323,19 = 1,324 g de cloruro de etilo se necesitan
C-10
Una muestra de una aleación de aluminio y cobre (II), de un gramo de peso, fue disuelta en un ácido; la
disolución resultante fue saturada de ácido sulfhídrico, posteriormente filtrada y el precipitado negro de
sulfuro de cobre una vez seco pesó 95,5 mg. ¿Cual será el tanto por ciento de cobre en esa aleación?
RESOLUCIÓN
La cantidad de cobre existente en la muestra inicial se mantiene a través de todos los procesos, por lo que es la
misma que existirá en el precipitado seco de sulfuro de cobre que obtenemos al final del análisis.
Esta cantidad se deduce del hecho que en cada mol de sulfuro de cobre(II) (CuS) (95,54 g que es su masa
molecular) hay 1 átomo-gramo de cobre (63,54). Así:

y esos mismos 0,0635 g de cobre serán losg de Cu en el CuS = 0,0955.
63,54
95,54
= 0,0635 g de Cu
existentes en 1 gramo de la muestra inicial de esa aleación, por lo que el porcentaje de cobre en la aleación objeto
de análisis será:
y por tanto: % de Al = 100 - 6,35 = 93, 65% de Al% de Cu =
0,0635
1,0000
.100 = 6,35% de Cu
C-11
La hidrazina líquida (N 2 H 2 ) se obtiene a escala industrial haciendo reaccionar amoniaco con cloro y
solución de hidróxido sódico. Teniendo en cuenta que como productos de reacción se obtienen también
cloruro sódico y agua. Se pide:
a) Escribir la reacción ajustada. b) Si se hacen burbujear 200 g de NH 3 gas y 175 g de Cl 2 en una solución
que contiene exceso de hidróxido de sodio y se obtiene hidrazina con un rendimiento del 90%. ¿Qué
cantidad en gramos de hidrazina se recuperará?
RESOLUCIÓN
a) La reacción, ajustada, que tiene lugar es:
2 NH 3 + 2 Cl 2 + 4 NaOH ----> N 2 H 2 + 4 NaCl + 4 H 2 O
Puede hacerse por el método de los coeficientes, planteando una ecuación para cada elemento, igualando el
número de átomos del mismo en los reactivos y productos. Para ello suponemos unos coeficientes para cada
sustancia y con ellos planteamos las correspondientes ecuaciones::
a NH 3 + b Cl 2 + c NaOH ----> d N 2 H 2 + e NaCl + f H 2 O
N: a = 2.d
H: 3.a + c = 2.d + 2.f
Cl: 2.b = e
Na: c = e
O: c = f
Suponemos, por ejemplo: b = 1, con lo que
al sustituir nos quedará:
2.1 = e e = 2 y así
c = e = 2 c = 2
c = f = 2 f = 2
a = 2.d
3.a+2=2d+2.2 => 3.a=2.d + 2
al resolver este sistema:
3.a = a + 2; 2.a = 2 ; a = 1 y así
1=2d ; d= 1/2
pero como todos los coeficientes deben ser números enteros, al obtener para d un valor fraccionario,
multiplicamos todos los coeficientes por 2, con lo que nos quedarán:
a = 2 ; b = 2 ; c = 4 ; d = 1 ; e = 4 ; f = 4, valores que colocaríamos en la reacción original.
B) Si se introducen 200 g de NH 3 y 175 g de Cl 2 , tenemos que comprobar, según la estequiometría de la reacción
si éstas son las cantidades estequiométricas o si tenemos exceso de alguno de los dos. Así:
2 NH 3 + 2 Cl 2 + 4 NaOH --> N 2 H 2 + 4 NaCl + 4 H 2 O
estequiom 2 mol = 34 g 2 mol=142 g 4 mol=160 g 1 mol=30 g 4 mol=234 g 4 mol=72 g
este caso 200? 175 X
Con estas cantidades, y teniendo en cuenta las que reaccionan, según la estequiometría podemos ver que
sobrará amoniaco, por lo que vamos a determinar qué cantidad del mismo se necesitará para reaccionar con los
175 g de Cloro, y que, obviamente, debe ser menor de los 200 g de que disponemos:
g de NH =
34.175
142
= 41,90 g de NH que reaccionan3 3
Por tanto, el reactivo limitante es el Cloro, y es el que vamos a utilizar para los cálculos estequiométricos.

La cantidad de Hidrazina se determina a partir de la estequiometría de la reacción:
pero esta es la cantidad que se obtendría si el rendimiento del proceso fuerax =
175.30
142
= 36,97 g de N H2 2
del 100%, pero dado que se nos indica que el rendimiento del proceso es solamente del 90%, en la realidad
obtendríamos el 90% de esa cantidad, es decir:
g de N H realmente obtenidos = 36,97.
90
100
= 33,27 gramos2 2
C-12
Se tiene una muestra de 200 g de calcita que contiene un 80% de carbonato cálcico puro y se trata con
ácido sulfúrico, produciéndose en la reacción correspondiente sulfato cálcico, dióxido de carbono y agua.
Se pide calcular: a) el volumen -en litros- de un ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad 1,836 g/mL que
es necesario para que reaccione todo el carbonato cálcico presente en esa muestra de mineral. b) los
gramos de sulfato cálcico producidos en esa reacción. e) los litros de dióxido de carbono que se forman,
medidos a 30ºC y 720 mm de mercurio de presión. Datos: Masas atómicas: S=32; C=12; 0=16; Ca=40.
RESOLUCIÓN
Si tenemos 200 g de calcita con un 80% de carbonato de calcio, la cantidad e este reactivo puro que
tendremos para reaccionar es: 200.
80
100
=160 g de CaCO3
De acuerdo con la reacción estequiométrica tenemos que:
CaCO 3 + H 2 SO 4 ---> CaSO 4 + CO 2 + H 2 O
Cantidades estequiométricas 1 mol=100 g 1 mol=98 g 1 mol=136 g 1 mol=44 g 1 mol=18 g
Cantidades reaccionantes 160 g X Y Z V
Y a partir de estas relaciones podemos deducir todas las cantidades de las diferentes sustancias, reactivos o
productos, que intervienen en la reacción.
A) Cantidad de ácido sulfúrico:
y con esta cantidad y las características de la disoluciónX =
160.98
100
=156,8 g de H SO puro2 4
que nos dan: 98% y d= 1,836 g/ml, deducimos el volumen de esa disolución:
SOLUTO DISOLVENTE DISOLUCIÓN
MASA 156,8 3,2 160 Gramos
VOLUMEN 87,14 mL
Si la disolución es del 98% y se tienen 156,8 g de ác. Sulfúrico puro:
158,6.
100
98
=160 g de disolucion
Y dado que la densidad de la misma es 1,836 g/ml, nos quedará:
es decir, se necesitan 0,087 litrosd=
masa
volumen
; 1,836 =
160
V
; V =
160
1,836
= 87,14 mL
B) Gramos de sulfato de calcio obtenidos: los deducimos también a partir de las relaciones estequiométricas
anteriores:

Y =
160.136
100
= 217,6 g de CaSO obtenidos4
C) Cantidad de dióxido de carbono obtenida la cual obtenemos de la misma manera
y dado que nos piden el volumen que ocupan en unasZ =
1 mol.160
100
=1,6 moles de CO obtenidos2
determinadas condiciones, lo calculamos mediante la ecuación general de los gases:
P.V = n.R.T ==>
720
760
.V =1,6.0,082.303 ;
V =
1,6.0,082.303.760
720
= 41,96 Litros de CO2
C-13
Se quieren preparar 0,50 moles de un compuesto Z puro mediante la siguiente secuencia de reacciones
X ----> 2Y
3Y ----> 2Z
Se espera un rendimiento del 70% en la primera etapa y del 65% en la segunda. Purificando el compuesto Z
por recristalización en agua caliente, se estima que se pierde un 20% de este compuesto. ¿Con cuántos
moles de X debemos comenzar?
RESOLUCIÓN
Vamos a analizar las sucesivas etapas en orden inverso:
Si hemos de obtener 0,50 moles y en la purificación se pierde un 20% del compuesto, la cantidad obtenida
es el 80% de la sustancia Z impura, por lo que la cantidad de ésta debería ser:
y de ahí: X = = 0,625 moles de Z IMPURO
100 moles de ZIMPURO --------- 80 moles de ZPURO
X --------- 0,50
0 50100
80
, .
que es la cantidad de Z que se obtiene en el segundo proceso.
Teniendo en cuenta ahora la estequiometría de éste, vamos a determinar la cantidad de Y que será
necesaria para obtener esas 0,625 moles de Z, suponiendo un rendimiento del 100%:
De donde: Y = = 0,937 g de Y que serían necesarios si el
3 moles de Y -------- 2 moles de Z
Y -------- 0,625
0 6253
2
, .
rendimiento fuera del 100%, pero como solamente es del 65%, y teniendo en cuenta que hemos de obtener los
0,625 g de Z, resultará que hemos de utilizar un exceso de la sustancia Y (un 35% de exceso), para compensar
ese bajo rendimiento, y así:
y así: Y = = 1,442 moles de Y
100 moles de Y iniciales --------- 65 moles de Y reaccionan
Y ----------- 0,937
0 937100
65
, .
Teniendo en cuenta ahora la estequiometría de este primer proceso, vamos a determinar la cantidad de X
que será necesaria para obtener esas 1,442 moles de Y, suponiendo un rendimiento del 100%:
De donde: Y = = 0,721 g de X que serían necesarios si el
1 mol de X -------- 2 moles de Y
Y -------- 1,442
1442
2
,

rendimiento fuera del 100%, pero como solamente es del 70%, y teniendo en cuenta que hemos de obtener los
1,442 g de Y, resultará que hemos de utilizar un exceso de la sustancia X (un 30% de exceso), para compensar
ese bajo rendimiento, y así:
y así: Y = = 1,030 moles de X
100 moles de X iniciales --------- 70 moles de Y reaccionan
Y ----------- 0,721
0 721100
70
, .
Es decir, se necesita partir de 1,030 moles de la sustancia X
para obtener 0,50 moles de Z puro
C-14
La gasolina es una mezcla de hidrocarburos entre los que se encuentra el octano. A) Escriba la ecuación
ajustada para la combustión del octano; B) Calcule el volumen de O 2 a 50ºC y 750 mm Hg necesario
para quemar 1,00 g de octano. C) Sabiendo que el porcentaje molar de Oxígeno en el aire es igual a 21,
calcule el volumen de aire, medido en C.N., necesario para quemar 100 ml de octano, cuya densidad es
0,730 g/ml. (Considérese que el aire se comporta como un gas ideal)
RESOLUCIÓN
C 8 H 18 + 25/2 .O 2 —> 8 CO 2 + 9 H 2 O
Según la estequiometría de la reacción, para quemar completamente 1 mol de octano (Peso molecular = 114) se
necesitan 12,5 moles de Oxígeno.
Nº moles de octano = = 8,77.10 - 3
moles de octano, por lo que el número de moles de oxígeno que se
1
114
necesitan es: Nº moles O 2 = 12,5 . 8.77.10 - 3
= 0,11 moles de oxígeno que se necesitan
El volumen que ocupan esas 0,11 moles de oxígeno lo calculamos por medio de la ecuación general de los gases
ideales, y es: ; V = 2,95 litros de O 2
750
760
0110 082 323. , . , .V =
c) La cantidad de octano que tenemos en esos 100 ml la calculamos utilizando la definición de densidad:
==> ; m = 73 g de octano = = 0,64 moles de octano los cuales, de acuerdo con lad
m
V
= 0 730
100
, =
m 73
114
estequiometría de su reacción de combustión, necesitarán: 12,5 . 0,64 = 8 moles de O 2
Si el aire tiene un 21% en moles, de oxígeno el número de moles de aire (*) necesario es:
“Moles” de aire necesarias = = 38,12 moles de aire que se necesitan8
100
21
.
Si calculamos su volumen en condiciones normales (1 mol de cualquier gas en CN ocupa 22,4 l) tenemos
Volumen de aire = 38,12 . 22,4 = 853,8 litros de aire que se necesitan
(*) En el caso del aire, que es una mezcla y no un compuesto, no podemos hablar de moles en el sentido estricto
del concepto, sino que en este caso y dado que nos indican que se comporta como un gas ideal, al utilizar
el concepto de mol para esta mezcla, nos estamos refiriendo a un mol medio, como si se tratara de un
único compuesto gaseoso
C-15
Calcinamos 25,50 g de cloruro amónico a la temperatura de 400,0ºC y 700,0 mm de Hg de presión,
condiciones en las que el cloruro amónico cristalizado se disocia totalmente en cloruro de hidrógeno y
amoniaco gaseosos. Calcular la cantidad que se forma de cada producto, el volumen que ocuparán los

gases y las presiones parciales de cada gas al final de la reacción. (DATOS: Tómense los siguientes
valores para las masas atómicas: CI = 35,5; N = 14,0; H = 1,01)
RESOLUCIÓN
El nº de moles de cloruro de amonio que tenemos es: = 0,477 moles de NH 4 Cln =
g
Pm
=
25,50
53,5
De acuerdo con la estequiometría de la reacción de descomposición de esta sal:
NH 4 Cl <===> H Cl + NH 3 en la que podemos ver que por cada mol de NH 4 Cl que se
descompone se forma 1 mol de H Cl y un mol de NH 3 .
Por tanto, de cada uno de los reactivos se formarán:
H Cl = 0,477 moles = 0,477.36,5 = 17,41g se forman de H Cl
NH 3 = 0,477 moles = 0,477.17 = 8,109 g se forman de NH 3
Para determinar el volumen que ocuparán los gases hemos de tener en cuenta las condiciones de presión
y temperatura a las que se encuentran: 400,0 ºC y 700,0 mm Hg y el número total de moles de gas:
Nº total de moles de gas = 0,477 + 0,477 = 0,954 moles totales. A los cuales le aplicamos la ecuación
general de los gases ideales:
P.V = n.R.T ==> V = 57,16 litros
700
760
.V = 0,954.0,082.673;
Para determinar la presión parcial d cada gas, aplicamos la Ley de Dalton de las presiones parciales,
teniendo en cuanta que las fracciones molares de ambos gases son iguales: y así:X
0,477
0,954
0,50= =
PH Cl = 350 mm HgP = X .P = 0,5.700;HCl HCl TOTAL
PNH3 = 350 mm HgP = X .P = 0,5.700;NH NH TOTAL3 3
C-16
El primer paso en la preparación del ácido nítrico es la producción de óxido nítrico a partir del amoniaco y
oxígeno, según la reacción: 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) ))))< 4 NO (g) + 6 H 2 O (g) . Supuesto que 3,00 litros de
amoniaco a 802ºC y 1,30 atm reaccionan completamente con oxígeno, A) ¿Cuantos litros de vapor de agua
medidos a 125ºC y 1,00 atm se forman? B) ¿Cuantos litros de aire, medido en C.N. se necesitarán si el aire
tiene un 80% en volumen de Nitrógeno y un 20% de Oxígeno?
RESOLUCIÓN
Para poder realizar los cálculos estequiométricos en la reacción dada, vamos a calcular la cantidad de
amoniaco que va a reaccionar, en moles y gramos, aplicando la ecuación general de los gases ideales, que es:
, de dondeP.V = n.R.T 1,30.3,00 = n.0,082.1075⇒
n = 0,044 moles de amoniaco = 0,752 g de amoniaco
con lo que la estequiometría de la reacción dada es:
4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) ))))< 4 NO (g) + 6 H 2 O (g)
4 moles = 4.17 = 68 g 5 mol = 5.32 = 160 g 4 mol = 4.30 = 120 g 6 mol = 6.18 = 108 g
0,044 moles = 0,752 g X moles Y moles
puesto que nos piden datos sobre volumenes, vamos a calcular el número de moles de agua y oxígeno que
intervienen, para, posteriormente con la ecuación general de los gases calcular los correspondientes volúmenes:

H 2 O: los cuales, a 125ºC (a esta temperatura el agua se encuentraY =
0,044.6
4
= 0,066 moles de H O2
en estado de vapor) y 1,00 atm ocuparán un volumen de: ;1.V = 0,066.0,082.398
V = 2,15 litros de vapor de agua que se obtienen
Para calcular la cantidad de aire, vamos a determinar el oxígeno que se necesita para la reacción, que es:
los cuales, en C.N. ocuparán:Y =
0,044.5
4
= 0,055 moles de O2
1.V =0,055.0,082.273; V = 1,23 litros de O 2 en C.N.
Dado que el aire tiene un 20% de oxígeno, la cantidad de aire necesaria es:
; V AIRE = 6,15 Litros de aire se necesitanV =
1,23.100
20AIRE
C-17
Se mezclan 2 litros de acetileno y 9 de oxígeno que están en iguales condiciones. Después de la
combustión completa del acetileno, se vuelve a las condiciones iniciales de los gases, quedando el agua
en estado gaseoso. Conocidas las masas atómicas de: H=1, C=12 y 0=16,
Calcule: a) El volumen final de la mezcla; b) La composición de esa mezcla gaseosa expresándola como %
en volumen y en peso.
RESOLUCIÓN
De acuerdo con la hipótesis de Avogadro, las relaciones entre moles de diferentes gases son las mismas
que sus relaciones en volumen, siempre que se encuentren en las mismas condiciones de P y T, lo cual se cumple
en este caso.
La reacción es:
2 C 2 H 2 + 5 O 2 —> 4 CO 2 + 2 H 2 O
Cantidad inicial 2 litros 9 litros ----
Cantidades finales ---- 9 - 5 = 4 litros 4 litros 2 litros
Del análisis de la estequiometría de la reacción deducimos que cada 2 litros de C 2 H 2 reaccionarán con 5
litros de O 2 para dar 4 litros de CO 2 y 2 litros de H 2 O, por lo que en este caso, se terminará el C 2 H 2 , se gastarán
5 litros de O 2 (nos quedarán de éste 9 - 5 = 4 litros) y se formarán 4 litros de CO 2 y 2 litros de H 2 O.
Por tanto, el volumen final de la mezcla será: VTOTAL FINAL = 4 + 4 + 2 = 10 litros
La composición de la mezcla, expresada como % en volumen, será:
% O 2 = .100 = 40% de O 2 en volumen
4
10
% CO 2 = .100 = 40% de CO 2 en volumen
4
10
% H 2O = .100 = 20% de H 2 O en volumen
2
10
Para determinar su composición en peso, vamos a calcular la masa de todos los gases en CN (por
ejemplo), y así:
4 l de O 2 : 1.4 = .0,082.273; g = 5,72 g de O 2
g
32

4 l de CO 2 : 1.4 = .0,082.273; g = 7,86 g de CO 2
g
44
2 l de H 2 O: 1.2 = .0,082.273; g = 1,61 g de H 2 O
g
18
lo cual hace una masa total de 15,19 g si la mezcla estuviera en C.N.
( Si lo hubieramos calculado en cualquiera otras condiciones, P y T, la masa de O 2 sería g =
gramos; para el CO 2 sería la y para el agua: , lo cual nos dará un
4.32.P
0,082.T
1561.
P
T
= 2146,3
P.
T
439,02
P.
T
total de 4146,32
P.
T
% de O 2 : .100 => 37,66% de O 2 Con los otros datos es: .100 = 37,65%
5,72
15,19
1561.
P
T
4146,32.
P
T
% de CO 2 : .100 => 51,74% de CO 2 Con los otros datos es: .100 = 51,76%
7,86
15,19
2146,3.
P
T
4146,32.
P
T
% de H 2 O: .100 => 10,60% de H 2O Con los otros datos es: .100 = 10,59%
1,61
15,19
439,02.
P
T
4146,32.
P
T
C-18
Se tiene una corriente de gas formada por una mezcla de metano y propano. Para conocer su
composición se queman 0,364 g de dicha mezcla con exceso de oxígeno y se obtienen 1,09 g de dióxido de
carbono y 0,606 g de agua. Determine la composición de la mezcla
RESOLUCIÓN
Suponemos que la mezcla está formada por “x” gramos de CH 4 e “y” gramos de C 3 H 8 .
Teniendo en cuenta la Ley de conservación de la masa, la suma de ambas cantidades es igual la cantidad
total de la muestra inicial. Por otra parte, dado que al quemarse originan CO 2 y H 2 O, también se han de
conservar las cantidades totales de Carbono e Hidrógeno, por lo que la cantidad total de carbono existente entre
los dos hidrocarburos tiene que ser la misma que se encuentra después en el CO 2 , y análogamente, la cantidad
total de hidrógeno existente entre ambos hidrocarburos es la que se encuentra después formando parte del agua.
De estas tres ecuaciones: el balance total de metano y propano, el balance del C y el del H tenemos suficiente con
dos de ellas.
No obstante, vamos a calcular las cantidades de C e H que hay al principio y al final.
Cantidades iniciales:
METANO: De su fórmula CH 4 deducimos que por cada 16 g (peso molecular) hay 12 g de C y 4 g de H, y así,
dado que disponemos de “x” gramos de METANO: g. de C = ; g. de H =x.
12
16
x.
4
16
PROPANO: De su fórmula C 3 H 8 deducimos que por cada 44 g (peso molecular) hay 36 g de C y 8 g de H, y

así, dado que disponemos de “y” gramos de PROPANO: g. de C = ; g. de H =x.
12
16
y.
8
44
Cantidades finales:
CO 2 La cantidad de C que obtenemos al final la deducimos teniendo en cuenta que se obtienen 1,09 g de CO 2 y
que, teniendo en cuenta la fórmula, en cada 44 g de CO 2 (peso molecular) hay 12 g de C, y así:
g de C en el CO 2 = = 0,297 g de C1,09.
12
44
H 2 O La cantidad de H que obtenemos al final la deducimos teniendo en cuenta que se obtienen 0,606 g de H 2O
y que, teniendo en cuenta la fórmula, en cada 18 g de H 2 O (peso molecular) hay 2 g de H, y así:
g de H en el H 2 O = = 0,0673 g de H0,606.
2
18
Con todo ello el sistema de ecuaciones a resolver con las cantidades totales y la de Carbono, son:
0,091.y = 0,032
x y 0,364
12
16
.x
36
44
y 0,297
x y 0,364
528.x 576y 209,088
x y 0,364
x 1,091y 0,396
+ =
+ =
⎫
⎬
⎪
⎭⎪
+ =
+ =
⎫
⎬
⎭
+ =
+ =
⎫
⎬
⎭
y = 0,352 g de propano en la muestra inicial
x = 0,364 - 0,352 = 0,012 g de metano en la muestra inicial
% de propano = = 96,70%
0,352
0,352 0,012
.100
+
% de metano = = 3,30%
0,012
0,352 0,012
.100
+
C-19
Al quemar 60 cm 3
de una mezcla de metano y etano, medidos a 0ºC y 1 atm de presión, con cantidad
suficiente de oxígeno, se producen 80 cm 3
de dióxido de carbono, medidos en las citadas condiciones, y
agua. A) ¿Cual es la composición porcentual de la mezcla, expresada en volumen?
B) Cantidad de oxígeno, expresada en moles, necesaria para la combustión total de la mezcla.
RESOLUCIÓN
Suponemos que la mezcla está formada por “x” gramos de CH 4 e “y” gramos de C 2 H 6 .
Teniendo en cuenta la Ley de conservación de la masa, la suma de ambas cantidades es igual la cantidad
total de la muestra inicial. Por otra parte, dado que al quemarse originan CO 2 y H 2 O, también se han de
conservar las cantidades totales de Carbono e Hidrógeno, por lo que la cantidad total de carbono existente entre
los dos hidrocarburos tiene que ser la misma que se encuentra después en el CO 2 ,
Cantidades iniciales: El numero total inicial de moles que tenemos lo obtenemos a partir de la ecuación general
de los gases ideales: P.V = n . R . T ; 1 . 0,060 = n TOTAL . 0,082 . 273 ;
n TOTAL = 2,68.10 - 3
moles totales iniciales
por lo que la primera de las ecuaciones nos queda: x + y = 2,68.10 - 3
La cantidad de CO 2 final obtenida, la deducimos también con la ecuación general de los gases ideales:
: P.V = n . R . T ; 1 . 0,080 = n CO2 . 0,082 . 273 ;
n CO2 = 3,57.10 - 3
moles totales de CO 2 que se obtienen
A partir de las respectivas reacciones de combustión ajustadas, deducimos las cantidades de CO 2
procedentes de la combustión de ambos hidrocarburos, que son:

CH 4 + 2. O 2 —> CO 2 + 2 H 2 O es decir, que por cada mol de metano que se quema, se necesitan
2 moles de O 2 y se obtiene 1 mol de CO 2 , por lo que partiendo
de las “x” moles que teníamos de metano obtendremos “x”
moles de CO 2 y se necesitan 2.x moles de Oxígeno
C 2 H 6 + 7/2 O 2 —> 2.CO 2 + 3 H 2 O es decir, que por cada mol de etano que se quema, se necesitan
7/2 mol de O 2 y se obtienen 2 moles de CO 2 , por lo que
partiendo de las “y” moles que teníamos de etano obtendremos
“2.y” moles de CO 2 y se necesitarán 7/2.y moles de Oxígeno
Y la suma de ambas cantidades ha de ser la cantidad de CO 2 final obtenida: x + 2.y = 3,57.10 - 3
Y se resuelve el sistema de ecuaciones obtenido:
Restando la primera a la segunda:
x y
x y
+ =
+ =
⎫
⎬
⎭
−
−
2 6810
2 35710
3
3
, .
, .
y = 0,89.10 - 3
moles iniciales de C 2 H 6 y desde aquí:
x = 2,68.10 - 3
- 0,89.10 - 3
; x = 1,79.10 - 3
moles iniciales de CH 4
La composición porcentual en volumene es la misma que la composición porcentual en moles, como
consecuencia de la hipótesis de Avogadro (Volumenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de
presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas). Así:
METANO: % = = 66,8% de METANO hay en la mezcla inicial
17910
2 6810
100
3
3
, .
, .
.
−
−
ETANO: % = = 33,2% de ETANO hay en la mezcla inicial
0 8910
2 6810
100
3
3
, .
, .
.
−
−
La cantidad total de oxígeno que se necesita para la combustión total de la mezcla la obtenemos también
de las correspondientes reacciones de combustión:
Nº moles de O 2 necesarias = 2.x + 7/2 y = 2.1,79.10 - 3
+ 7/2 . 0,89.10 - 3
=
6,69.10 - 3
moles de O 2 se necesitan
C-20
Para determinar la riqueza de una partida de zinc se tomaron 50,0 g de una muestra homogénea y se
trataron con ácido clorhídrico del 37 % en peso y densidad 1,18 g/mL, consumiéndose 126 mL de ácido. La
reacción de zinc con ácido clorhídrico produce cloruro de zinc e hidrógeno (H2). Calcúle:
a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico.
B) El porcentaje de zinc en la muestra.
RESOLUCIÓN
a) Para determinar la Molaridad del ácido clorhídrico, vamos a partir de 1 litro de disolución
Soluto (H Cl) Disolvente (agua) Disolución A partir de la densidad calculamos
la masa: m = V.d = 1000.1,18 =
m = 1180 g de disolución y el 37%
son de soluto = 0,37.1180=436,6 g
Masa (g) 436,6 g + 743,4 = 1180 g
Volumen (mL) 1 L= 1000 mL
La Molaridad viene dada por: M = = ; M = 11,98 Molar
g
Pm L
SOLUTO
SOLUTO DISOLUCION.
436 6
36 451
,
, .
b) Para calcular el porcentaje de zinc en la muestra vamos a calcular la cantidad de Zinc puro que había en
ella y que es el que reacciona con los 126 mL de la disolución de H Cl.

La reacción que tiene lugar es: Zn + 2 H Cl —> ZnCl 2 + H 2 . Teniendo en cuenta la
estequiometría de esta reacción y sabiendo que se emplean 126 mL de la disolución de H Cl, hemos de
calcular previamente la cantidad de H Cl que hay en esta cantidad, para lo cual si utilizamos los datos que
nos ofrecen ( d = 1,18 g/mL y 37%), tenemos: 1,18 = ; g = 148,68 g de disolución, la cual contiene
g
126
un 37% de soluto: g de H Cl = 0,37 . 148,68 = 55,02 g de H Cl reaccionan.
Estos cálculos los podemos realizar también partiendo de la Molaridad que hemos determinado en el
apartado anterior, utilizando la expresión de la Molaridad de una disolución para los 126 mL:
11,98 = ; g H Cl = 11,98 . 36,45 . 0,126 = 55,02 g de H Cl reaccionan y este dato lo
gSOLUTO
36 450126, . ,
llevamos a la estequiometría de la reacción:
Zn + 2 H Cl —> ZnCl 2 + H 2
1 mol = 65,37 g 2 moles = 2.36,45 g 1 mol = 136,27 g 1 mol = 2 g
X 55,02
Donde X = = 49,34 g de Zinc había en los 50 g de la muestra analizada.
65 3755 02
2 36 45
, . ,
. ,
El porcentaje de Zinc será, por tanto: % Zn = = 98,68 % de Zinc
49 34
50 0
100
,
,
.
C-21
Una mezcla de propano y butano de 100 cm 3
se quema en presencia de suficiente cantidad de oxígeno,
obteniéndose 380 cm 3
de dióxido de carbono. Calcule:
a) El tanto por ciento en volumen de propano y butano en la mezcla inicial.
b) El volumen de oxígeno necesario para efectuar la combustión.
Nota: Considere que todos los gases están medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
RESOLUCIÓN
Suponemos que la mezcla está formada por “x” moles de propano (C 3 H 8 ) e “y” moles de butano (C 4 H 10) .
Teniendo en cuenta la Ley de conservación de la masa, la cantidad total de carbono existente entre los
dos hidrocarburos tiene que ser la misma que se encuentra después en el CO 2 .
Dado que nos dicen que los gases están medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura,
vamos a suponer que se encuentran a una presión = P y una temperatura = T
Cantidades iniciales: El numero total inicial de moles que tenemos lo obtenemos a partir de la ecuación general
de los gases ideales: P.V = n . R . T ; P . 0,100 = n TOTAL . R.T ;
n TOTAL = moles totales iniciales0,100.
P
R.T
por lo que la primera de las ecuaciones nos queda: x + y =0,100.
P
R.T
El número de moles de CO 2 finales obtenidas, la deducimos también con la ecuación general de los gases
ideales, a la Presión = P y temperatura = T :
: P.V = n . R . T ; P . 0,380 = n CO2 . R.T ;
n CO2 = moles totales de CO 2 que se obtienen0,380.
P
R.T

A partir de las respectivas reacciones de combustión ajustadas, deducimos las cantidades de CO 2
procedentes de la combustión de ambos hidrocarburos, que son:
C 3 H 8 + 5. O 2 —> 3.CO 2 + 4 H 2 O es decir, que por cada mol de propano que se quema, se necesitan
5 moles de O 2 y se obtienen 3 moles de CO 2 , por lo que
partiendo de las “x” moles que teníamos de propano obtendremos
“3.x” moles de CO 2 y se necesitan 5.x moles de Oxígeno
C 4 H 10 + 13/2 O 2 —> 4.CO 2 + 5 H 2 O es decir, que por cada mol de butano que se quema, se necesitan
13/2 mol de O 2 y se obtienen 4 moles de CO 2 , por lo que
partiendo de las “y” moles que teníamos de butano obtendremos
“4.y” moles de CO 2 y se necesitarán 13/2.y moles de Oxígeno
Y la suma de ambas cantidades ha de ser la cantidad de CO 2 final obtenida: 3.x + 4.y = 0,380.
P
R.T
Y se resuelve el sistema de ecuaciones obtenido:
Despejando x en la primera y sustituyendo en la segunda: ==>
x y
P
R T
x y
P
R T
+ =
+ =
⎫
⎬
⎪
⎭
⎪
0 100
3 4 0 380
, .
.
. . , .
.
x
P
R T
y= −0 100, .
.
==> ==>3 0100 4 0 380. , .
.
. , .
.
P
R T
y y
P
R T
−
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟ + = 0 300 3 4 0 380, .
.
. , .
.
P
R T
y y
P
R T
− + =
==> moles de butanoy
P
R T
P
R T
= −0 380 0 300, .
.
, .
.
y 0,080.
P
R.T
=
Y de ahí: ; moles de propanox
P
R T
P
R T
= −0 100 0 080, .
.
, .
.
x 0,020.
P
R.T
=
Para calcular la composición porcentual en volumen, determinamos el volumen que ocupan esas cantidades de
butano y propano a una presión = P y una temperatura = T, por medio de la ecuación general de los gases, así:
PROPANO: P.V = 0,020. .R.T ==> V = 0,020 L. de propano; %= = 20% de propano
P
R.T
0 020
0100
100
,
,
.
BUTANO: P.V = 0,080. .R.T ==> V = 0,080 L. de propano; %= = 80% de butano
P
R.T
0 080
0100
100
,
,
.
Las cantidades de Oxígeno que se necesitan son 5.x moles para quemar el propano y: moles para
13
2
.y
quemar el butano. La cantidad total será la suma de estas dos cantidades:
Nº moles de O 2 = 5.x + = 5.0,020. + = moles de O 2 , las cuales
13
2
.y
P
R.T
13
2
.0,080.
P
R.T
0,620.
P
R.T
ocupan un volumen a una presión = P y una temperatura = T, calculado por medio de la ecuación general de los
gases: P.V = 0,620. .R.T ; V = 0,620 litros de oxígeno
P
R.T
Podíamos simplificar los cálculos si tenemos en cuenta la hipótesis de Avogadro: (“Volumenes iguales de gases
diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas”) las
proporciones en volumen y en moles son las mismas, por lo que podíamos haber simplificado los cálculos
partiendo de X litros de propano e Y litros de butano, con lo que x + y = 0,100, y para el CO 2 : 3.x + 4.y =
0,380, resolviendo el sistema, obtendríamos unos volumenes iniciales de
0,020 litros de propano (20%) y 0,080 litros de butano (80%)
mientras que la cantidad de oxígeno necesaria sería: 5.x + 13/2.y = 5.0,020 + 13/2.0,080 = 0,620 L de O 2

C-22
a) Calcule los moles de cloruro de sodio y de ácido sulfúrico que hay en 500 g de cloruro de sodio del 71 %
de riqueza y en 100 mL de ácido sulfúrico del 98 % de riqueza y densidad 1,83 g/ml.
b) ¿Qué cantidad de cloruro de hidrógeno, dado en gramos, podemos obtener si se hacen reaccionar, en
caliente, los compuestos antes mencionados y en las cantidades indicadas?
DATOS: Pesos atómicos: Cl = 35,45 ; H = 1,00 ; Na = 23,00 ; O = 16,00 ; S = 32,06
RESOLUCIÓN
a) Para calcular el nº de moles de cada uno, previamente hemos de determinar los respectivos pesos moleculares,
que son: NaCl = 23,00 + 35,45 = 58,45
H 2 SO 4 = 2.1,00 + 32,06 + 4.16,00 = 98,06
g de NaCl = 500. = 355 g de NaCl puro ; Nº moles = = 6,07 moles de NaCl
71
100
gramos
Pm
=
355
58 45,
La masa de los 100 mL de H 2 SO 4 es: m = V.d = 100.1,83 = 183 g totales, de los cuales el 98% es ácido sulfúrico
puro: 183. = 179,34 g de H 2 SO 4 puro; Nº moles = = 1,83 moles de H 2 SO 4
98
100
gramos
Pm
=
179 34
98 06
,
,
La reacción que tiene lugar entre ambos compuestos es:
2.NaCl + H 2 SO 4 —> Na 2 SO 4 + 2.HCl
en la cual vemos que para cada mol de ácido sulfúrico se necesitan 2 moles de cloruro de sodio. Dado que
tenemos 1,83 moles de ácido sulfúrico, necesitaremos 2.1,83 = 3,66 moles de cloruro de sodio, y tenemos 6,07.
Por tanto el reactivo limitante será el ácido sulfúrico ya que es el reactivo que se consume completamente.
También podemos ver en la reacción dada que por cada molde H 2 SO 4 que reacciona se forman 2 moles
de HCl, por lo que en este caso se formarán = 2.1,83 = 3,66 moles de HCl
Y si el peso molecular del HCl es = 1,00 + 35,45 = 36,45, tendremos que
gramos de HCl formados: = 3,66 . 36,45 = 133,41 g de HCl se formarán

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