ESTEQUIOMETRÍA EJERCICIOS RESUELTOS PDF
☛ Concepto de mol: número de Avogadro
☛ Peso fórmula
☛ Tipos de fórmulas
☛ Ley de la conservación de la materia
☛ Cálculos estequiométricos en reacciones químicas
☛ Uso de relaciones de moles, moles/masa
☛ Conversión de gramos a moles y moles a gramos
☛ Volumen molar a Condiciones Normales
☛ Cálculos basados en reactivo limitante
☛ Rendimiento de una reacción: pureza de reaccionantes, rendimiento teórico
PROBLEMA 1 :
Respecto a la estequiometría , indique la secuencia correcta después de determinar si la proposición es verdadera (V) o falsa (F):
I) La estequiometría de una reacción se refiere a las relaciones molares representadas por la ecuación de esa reacción .
II) La estequiometría es la parte de la química que se encarga del estudio de la composición de las sustancias, y las relaciones cuantitativas entre las sustancias cuando sufren cambios químicos.
III) Una reacción química puede evidenciarse por formación de un precipitado sólido ; por la liberación de un gas , por cambio de color o por absorción o desprendimiento de calor
A) FVV
B) VFV
C) FFF
D) VVV
E) VVF
RESOLUCIÓN :
I) VERDADERO
Esta rama de la química relaciona las moles , masas , volúmenes , etc. De las sustancias en las reacciones químicas.
II) VERDADERO
Estudia la composición y las relaciones cuantitativas para las sustancias que participan en las reacciones químicas.
☛ Ley de conservación de masas.
☛ Ley de proporciones definidas.
☛ Ley de volúmenes de combinación , etc.
III) VERDADERO
Evidencias de una reacción química:
☛ Cambios térmicos.
☛ Liberación de gases.
☛ Precipitados.
☛ Cambios en color , olor y sabor.
Rpta. : "D"
PREGUNTA 2 :
Una reacción química que presentan los alcanos es la combustión. Si 100g de propano (C3H8) se combustiona de forma completa, ¿cuántos moles de CO2(g) se formarán?
(masa atómica: C=12)
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
A) 6,81 mol
B) 7,7 mol
C) 16,3 mol
D) 2,73 mol
E) 12,5 mol
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "A"
PROBLEMA 3 :
Respecto a la estequiometría , indique la secuencia correcta después de determinar si la proposición es verdadera (V) o falsa (F):
I) La ley de Lavoisier plantea que las mol-g de reactantes y productos son iguales .
II) El reactivo limitante al consumirse totalmente, limita la cantidad máxima de producto que se obtiene.
III) Las proporciones definidas cambian en una reacción según las condiciones de presión y temperatura.
IV) El reactivo en exceso sobra luego de concluir la reacción.
A) FVVV
B) VFVV
C) FVFV
D) VVVV
E) VVFV
RESOLUCIÓN :
I) FALSO
La ley de Lavoisier plantea que las masas totales de reactantes y productos son iguales.
II) VERDADERO
El reactivo límite determina la cantidad máxima de producto formado.
III) FALSO
Las proporciones de combinación no dependen de la presión y temperatura.
IV) VERDADERO
El reactivo en exceso , es aquel que parte de él, queda sin reaccionar.
Rpta. : "C"
PROBLEMA 4 :
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "C"
PROBLEMA 5 :
Al calentar 817g de una sal hidratada CaSO4·XH2O se obtienen 171g de vapor de agua. El valor de X es:
P.A. (Ca=40; S=32; O=16)
A) 2
B) 3
C) 4
D) 5
E) 6
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "A"
PROBLEMA 6 :
El rendimiento de una reacción química es una relación matemática entre la masa real, obtenida en las condiciones en que se lleva a cabo la reacción, y la masa teórica que se obtendría según la ecuación balanceada. Determine la masa real, en kilogramos (kg) de CaO, que se obtendría al descomponer térmicamente 100 kg de CaCO3 si el rendimiento de la reacción es 75% y la reacción puede ser representada por la siguiente ecuación estequiométrica:
CaCO3(s) → CO2(g) +CaO(s)
Datos:
masas atómicas (g/at-g):
Ca=40, C=12, O=16
A) 37
B) 84
C) 21
D) 63
E) 42
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "E"
PREGUNTA 7 :
Un mineral que contiene óxido de aluminio, pesa 40g. El óxido reacciona con el ácido clorhídrico produciéndose 10,8 g de agua. Calcule el porcentaje de óxido de aluminio en el mineral. (Peso molecular: Aℓ=27; O=16; H=1)
Aℓ2O3+6HCl → 2AℓCℓ3+3H2O
A) 51%
B) 49%
C) 62%
D) 35%
E) 40%
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "A"
PROBLEMA 8 :
Una de las etapas de conversión de amoníaco a ácido nítrico consiste en la conversión de NH3 a NO
4NH3(g) +5O2(g) → 4NO(g) +6H2O(g)
Se hace reaccionar 1,8 mol de NH3 con 2,0 mol de O2.
Calcule la masa, en gramos, del agua que se forma.
Masas molares (g/mol): H=1; N=14; O=16
A) 18,0
B) 24,2
C) 36,8
D) 43,2
E) 48,6
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "D"
PROBLEMA 9 :
El fósforo blanco (P4) es obtenido de acuerdo con las siguientes reacciones:
A) 1,1
B) 2,2
C) 2,6
D) 3,1
E) 3,3
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "B"
PROBLEMA 10 :
El acetileno es un gas inodoro e incoloro usado para trabajos en soldadura. Determine la cantidad máxima de acetileno, en gramos, que se podrá obtener si se mezcla 50g de carburo de calcio (CaC2) con agua. Asuma un rendimiento del 100%.
La ecuación química es:
A) 20,3
B) 20,8
C) 21,3
D) 21,8
E) 21,9
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "A"
PROBLEMA 11 :
En el siguiente experimento, se inicia con cantidades tales de las sustancias, que los brazos de la balanza quedan igualados. Luego, los tubos de ensayo que están dentro se dejan caer para que se mezclen las sustancias.
Al respecto, de las proposiciones en las alternativas, indique la respuesta correcta.
A) Finalmente, la balanza no se mueve, así ocurran las reacciones.
B) Al final, la balanza se inclina abajo a la derecha ya que en el brazo izquierdo no ocurre reacción, pero sí en el derecho.
C) Al final, la balanza se inclina hacia abajo a la izquierda porque en el brazo derecho se forma un gas.
D) Al final, la balanza se inclina hacia abajo a la izquierda, porque en el brazo izquierdo se forma un precipitado.
E) Al final, la balanza no se mueve porque no hay ningún tipo de reacción.
RESOLUCIÓN :
En el matraz A, ocurre la siguiente reacción:
Na2SO4+Ba(NO3)2→2NaNO3+BaSO4
Según la ley de conservación de masa, la masa de reactantes es igual a la masa de los productos. En el matraz B, ocurre la siguiente reacción:
H2SO4+ Zn→ZnSO4+H2
Según la ley de conservación de masa, la masa de reactantes es igual a la masa de los productos. Como conclusión, la balanza no se mueve, debido a la conservación de masa en ambos recipientes.
Rpta. : "B"
PROBLEMA 12 :
De una muestra de Na2CO3 impura, se pesan exactamente 5g de reactivo. Si se la hace reaccionar con una solución acuosa de cloruro de calcio y, luego de filtrarla y secar el precipitado, se obtiene 4,25g de CaCO3 puro, determine el porcentaje de pureza de la muestra de Na2CO3 si la reacción que ocurre es
A) 94,3
B) 85,0
C) 80,0
D) 90,1
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "D"
PROBLEMA 13 :
10 moles de A2, reaccionan con 10 moles de B2:
A2 + B2 → A2B
¿Cuántos moles del reactivo en exceso sobran en la reacción ?
A) 2
B) 4
C) 6
D) 5
E) 1
RESOLUCIÓN :
Rpta. : "D"
PRIMERA PRACTICA
PREGUNTA 1 :
De acuerdo a la reacción:
P2O5 + H2O → H3PO4
¿Cuántas moles de H2O reaccionan con 6 moles de P2O5?
a) 6 mol
b) 3 mol
c) 2 mol
d) 18 mol
e) 12 mol
PREGUNTA 2 :
Para formar óxido de calcio se requiere de 40 g de calcio y 16 g de oxígeno.
¿Cuál es la masa del óxido?
A) 50
B) 52
C) 54
D) 56
E) 58
PREGUNTA 3 :
¿Cuántos gramos de CO2 se forman de la combustión de 26 g de C2H2?
a) 44 g
b) 132 g
c) 176 g
d) 88 g
e) 22 g
PREGUNTA 4 :
¿Qué masa de agua se requiere para que reacciones con 4,6g de sodio según:
Na + H2O → NaOH + H2
Masa atómica Na=23 , H=1 , O=16
a) 5,4 g
b) 3,6 g
c) 2,7 g
d) 1,8 g
e) 1,5 g
PREGUNTA 5 :
¿Cuántas moles de KCℓO3 se deben descomponer para obtener 1,2 moles de O2 en:
KCℓO3 → KCℓ + O2
A) 1,0
B) 1,2
C) 0,8
D) 0,75
E) 2,4
PREGUNTA 6 :
¿Cuántas moles de NH3 se forman a partir de 5 mol de N2 en:
N2 + H2 → NH3
A) 10
B) 12
C) 15
D)20
E) 25
PREGUNTA 7 :
¿Qué volúmenes de CO2 a condiciones normales se obtiene de la descomposición térmica de 50 g de CaCO3?
Masa atómica: Ca =40 , C=12 , O= 16
CaCO3 → CaO + CO2
A) 11,2L
B) 22,4L
C) 33,6L
D) 44,8L
E) 56,0L
PREGUNTA 8 :
Se coloca en un reactor 150 g de CaCO3 con 135 g de HCℓ.
CaCO3 + HCℓ → CaCℓ2 + CO2 + H2O
¿Quién es el reactivo en exceso?
Masa atómica: Ca=40 , C=12 , O=16 , Cℓ=35,5 H= 1
a) CaCO3
b) HCℓ
c) CO2
d) H2O
e) No hay
PREGUNTA 9 :
De acuerdo a la reacción:
CO + O2 → CO2
¿Cuántos litros de O2 a condiciones normales se requiere para que reaccione con 2,5 litros de CO?
A) 5,0
B) 2,50
C) 1,25
D) 0,75
E) 0,25
PREGUNTA 10 :
De acuerdo a:
NH3 → N2+ H2
¿Cuántos moles de NH3 se deben descomponer para obtener 1,2 moles de N2?
A) 0,6
B) 0,9
C) 1,2
D) 1,8
E) 2,4
PREGUNTA 11 :
¿Qué volúmen de CO2 a 1,64 atm y 127°C se forma de la combustión de 0,4 mol de gas acetileno: C2H2?
A) 10L
B) 12L
C) 14L
D) 16L
E) 20L
PREGUNTA 12 :
Se trata hidróxido de Sodio: Na OH con suficiente ácido clorhídrico: HCℓ para formar 11,70 g de cloruro de Sodio NaCℓ.
¿Qué cantidad de hidróxido se usó?
Masas atómicas: Na=23 , O=16 , Cℓ=35,5 , H=1
A) 2
B) 4
C) 6
D) 8
E) 10
PREGUNTA 13 :
Según:
H2 + O2 → H2O
¿Cuántas moles de H2 reaccionan con 6 moles de O2?
A) 3
B) 6
C) 12
D) 14
E) 18
PREGUNTA 14 :
Al calentar 245 g de clorato de potasio se pierde 96 g de gas oxígeno. ¿Qué masa queda?
a) 256 g
b) 331 g
c) 341 g
d) 149 g
e) 506 g
PREGUNTA 15 :
¿Cuántos gramos de CO2 se forman de la combustión de 8,8 g de gas propano: C3H8?
A) 20,4
B) 17,6
C) 26,4
D) 17,9
E) 26,7
PREGUNTA 16 :
¿Cuántos gramos de carburo de Calcio CaC2 se debe agregar a 360 g de H2O para formar gas acetileno:
CaC2 + H2O → C2H2 + Ca(OH)2
Masa atómica: (Ca=40 , C=12 , O=16 , H=1)
A) 320
B) 480
C) 640
D) 128
E) 360
PREGUNTA 17 :
En: C3H8 + O2 → CO2 + H2O.
Si se forman 1,6 moles de H2O.
¿Cuántas moles de CO2 se formaron?
A) 1,2
B) 1,8
C) 2,4
D) 3,6
E) 4,8
PREGUNTA 18 :
De acuerdo a la reacción:
NH3 + O2 → NO + H2O
¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso O2 reacciona con 6,8 g de NH3?
A) 0,4
B) 0,5
C) 0,6
D) 0,7
E) 0,8
PREGUNTA 19 :
¿Cuántos gramos de ácido nítrico HNO3 reacciona con 6,4 mol-g de cobre según:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O.
Masa atómica: (Cu=63,5; N=14; O=16; H=1)
A) 1075,2
B) 2063,2
C) 3075,5
D) 4000
E) 4008
PREGUNTA 20 :
De acuerdo a la reacción:
Aℓ+ HCℓ → AℓCℓ3 + H2
¿Cuántos moles de Hidrógeno gaseoso: H2 se forman con 5,4 g de Aluminio: AI?
Masa atómica: AI = 27
A) 1,5
B) 1,2
C) 3,0
D) 3,6
E) 0,3
PREGUNTA 21 :
En la reacción:
Na + H2O → Na(OH) + H2
Si se forman 8 gramos de NaOH.
¿Cuántos gramos de has H2 se liberó?
A) 0,1
B) 0,2
C) 0,5
D) 0,8
E) 1,0
PREGUNTA 22 :
De acuerdo a:
Fe2O3 + HCℓ3 → FeCℓ3 +H2O
¿Cuántos gramos de óxido férrico se deben tratar para formar 1,35 moles de H2O en un proceso cuya eficiencia es 60%?
A) 100
B) 110
C) 120
D) 150
E) 180
PREGUNTA 23 :
¿Qué volumen de O2 a 1,64 atm y 127°C se obtiene por descomposición de 0,4 moles de
KCℓO3?
KCℓO3 → KCℓ + O2
A) 10L
B) 11L
C) 12L
D) 15L
E) 20L
PREGUNTA 24 :
¿Qué volumen de CO2 a condiciones normales se obtiene por descomposición térmica de 10g CaCO3:
CaCC3 → CaO + CO2
Masa atómica: Ca=40 ;C=12;O=16
A) 1,12L
B) 2,24L
C) 3,36L
D) 5,4L
E) 5,6L
PREGUNTA 25 :
¿Cuántos litros de NH3 se forman de la síntesis de 8L de N2 con suficiente cantidad de H2?
A) 8
B) 16
C) 20
D) 24
E) 30
PREGUNTA 26 :
¿Cuántos litros de O2 reaccionan con 6L de H2 a las mismas condiciones, para formar H2O?
A) 12
B) 10
C) 4
D) 3
E) 2
PREGUNTA 27 :
¿Cuántas moles de HCℓ reacciona con 6,5 gramos de Zinc?
Masa atómica : Zn = 65 , H=1 , Cℓ= 35,5.
Zn + HCℓ → ZnCℓ2 + H2
A) 2,0
B) 1,8
C) 1,2
D) 0,4
E) 0,2
PREGUNTA 28 :
Según la reacción:
NH3 + O2 → NO + H2O
¿Cuántos gramos de NO se forman 3,5 mol de O2?
a) 84 g
b) 75 g
c) 60 g
d) 52 g
e) 42 g
PREGUNTA 29 :
De acuerdo a la reacción:
Fe2O3 + HCℓ → FeCℓ3 + H2O.
¿Cuántos gramos de Fe2O3 deben reaccionar para formar 7,2 g de H2O?.
Masa atómica: Fe=56 ,O=16 ,Cℓ=35,5
A) 20,3
B) 21,3
C) 22,7
D) 23,7
E) 22,3
PREGUNTA 30 :
Según:
C6H12O6 CO2 + C2H5OH
¿Cuántos gramos de CO2 se forman de la fermentación de 9g de C6H12O6 en un proceso cuya eficiencia es 75%?
A) 4,4
B) 3,3
C) 2,2
D) 1,1
E) 0,8
CLAVES – RESPUESTAS :
1)D 2)D 3)D 4)B 5)C 6)A 7)A 8)B 9)C 10)E 11)D 12)D 13)C 14)D 15)C 16)C 17)A 18)B 19)A 20)E 21)B 22)C 23)C 24)B 25)B 26)D 27)E 28)A 29)B 30)B
¿QUÉ ES LA ESTEQUIOMETRÍA?
Es la parte de la química que estudia los cálculos que se pueden desarrollar a partir de las relaciones que se pueden establecer a partir de la información que nos proporciona una reacción química balanceada o la fórmula de un compuesto.
Estas relaciones pueden ser :
• Relaciones de mol a mol
• Relaciones de masa a masa
• Relaciones de volumen a volumen
• Relaciones de masa a volumen
LEYES GRAVIMÉTRICAS O PONDERALES
Sólo relacionan las masas de las sustancias reactantes y/o producidas
LEY DE CONSERVACIÓN DE MASAS
Fue dada por A. Lavoisier (1789) y establece: “Cuando se interpreta molarmente una reacción química balanceada, la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos”.
LEY DE PROPORCIONES CONSTANTES
Fue dada por J. Proust (1799) y establece:
“En una reacción química los reactantes se consumen en una proporción constante y definida de masa, cualquier exceso a dicha proporción dejará de consumirse”.
REACTIVO LIMITANTE
Es aquella sustancia reactante cuya masa o volumen reacciona completamente y al consumirse limita o pone fin a la reacción.
• Es la sustancia que se encuentra en la proporción estequiométrica.
• Determina la cantidad del otro reactante, que se debe usar.
REACTIVO EN EXCESO
Es aquel reactante cuya masa o volumen no se consume completamente o queda como sobrante después de consumirse el reactivo limitante.
• Es el que se encuentra fuera de la proporción estequiométrica.
• Se consume parcialmente.
LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES
Fue dada por J. Dalton (1808) y establece: “Cuando dos o más elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento, en los diferentes compuestos guardan una relación de números o enteros pequeños.
LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS
En una ecuación química el número de equivalentes de todos los componentes son iguales
LEYES VOLUMÉTRICAS
Fueron dadas por G. Lussac (1808) y establece: “Cuando los gases se combinan a las mismas condiciones de presión y temperatura, entonces los volúmenes que se consumen y los que se producen son proporcionales a sus coeficientes estequiométricos”.
PUREZA DE REACTIVOS
Para las reacciones químicas, en muchos casos se utilizan sustancias que contienen cierto grado de impurezas (expresadas en porcentajes). Se debe tomar en cuenta que las impurezas no participan en la reacción ni aparecen tampoco en la estequiometría del proceso, por ello se debe determinar siempre la cantidad de sustancia pura con la que participa cada reactante o se genera cada producto.
EFICIENCIA O RENDIMIENTO
Se debe tener en cuenta que un proceso químico en la naturaleza o artificial nunca es al 100% eficiente. Las cantidades que se obtiene son siempre menores que las previstas teóricamente y la eficiencia nos indica el porcentaje de la cantidad teórica que se obtiene o se utiliza en el proceso.