1 Estequiometría Problemaspropuestos Parte 1 PDF

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Lección 5. Estequiometría Lección 5. ESTEQUIOMETRÍA Ley de conservación de la masa. La ecuación química. Cálculos estequiométricos.

Problemas resueltos

1. El cobre reacciona con el bromo formando dibromuro de cobre. Si reaccionan 2,130 g de cobre con 10,300 g de bromo, calcular: a) ¿qué peso de producto se obtiene?; b) En caso de haber algún reactivo en exceso, ¿qué cantidad del mismo quedará? Resp. a) 7,5 g de CuBr2; b) 4,94 g de Br2 La estequiometría de la reacción es 1:1→1. Por tanto, la reacción se lleva a cabo mol a mol para producir un mol de producto.

Cu + Br2 → CuBr2 2,130 g 10,300g

Debemos por tanto, calcular primero los moles de los reactivos presentes, para determinar cuántos moles se pueden formar Cálculo de los moles de reactivos:

Moles

g PM

Cobre 2,13  0,0335 63,5

Bromo 10,3  0,0644 80  2

a) De acuerdo con los moles de reactivos, se podrán formar 0,0335 moles de producto. Podemos calcular así los gramos de bromuro de cobre (II) que se forman, conociendo el número de moles y su peso molecular: Peso (CuBr2) = Moles  Peso Molecular = 0,0335  223,5 = 7,5 g de CuBr2 PM = (63,5)+(802) = 223,5 uma b) Efectivamente, el reactivo bromo está en exceso en la reacción, ya que reacciona 1:1 con el cobre, pero tenemos más moles de bromo que de cobre. Se consumirán tantos moles de bromo como moles de cobre haya, y el resto, será reactivo que sobra. Por tanto: Moles de bromo que reaccionan = moles de cobre que hay en la reacción  0,0335 moles Moles de bromo que quedan sin reaccionar  0,0644 – 0,0335 = 0,0309 moles de Br2 Peso (Br2 en exceso) = Moles  Peso Molecular = 0,0309  160 = 4,94 g de Br2 en exceso PM = (802) = 160 uma

2. Calcular el volumen de cloruro de hidrógeno de densidad 1,10 g/ml y una riqueza del 32% en peso, necesario para disolver 50 g de piedra caliza que tiene una riqueza del 80% de trioxocarbonato (IV) de calcio, suponiendo que las impurezas que contienen la caliza no reaccionan con dicho ácido. Resp. 82,95 ml

Lección 5. Estequiometría La reacción transcurre con una estequiometría de 1:2. Es decir, por cada mol de CaCO3 serán necesarios 2 moles de HCl. Lo primero que debemos conocer es el número de moles de trioxocarbonato (IV) de calcio que hay en la muestra, para después calcular cuánto HCl es necesario. Para ello, conocemos el Peso Molecular de la sal, y necesitamos conocer los gramos reales de carbonato cálcico que hay en la muestra, ya que de los 50 gramos de piedra caliza, sólo el 80% es carbonato cálcico, que es la sal que nos interesa. CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O 50 g 1,1g/ml 80% 32%

Gramos reales de CaCO3 = g ( piedra )  Riqueza  50 

Moles de CaCO3 =

80  40g CaCO3 100

g 40 40   0,4moles CaCO3  PM 40  12  (16  3) 100

Ahora conocemos que hay 0,4 moles de CaCO3 que reaccionarán con HCl. Como reaccionan 1:2, necesitaremos el doble de moles de HCl que los moles de CaCO3 que existen en la muestra. Por tanto, necesitaremos 0,8 moles de HCl. Ahora debemos calcular cuanto volumen de HCl debemos tomar, de forma que en ese volumen haya 0,8 moles de HCl. Para ello, contamos con dos datos: la riqueza y la densidad de ese ácido clorhídrico. La densidad viene expresada en unidades de peso/volumen. Con ello, podemos relacionar los gramos de HCl con el volumen de la disolución. Pero necesitamos conocer el peso de HCl necesario, que lo podemos calcular a partir de los moles necesarios, pero teniendo en cuenta la riqueza del HCl (es decir, de cada 100 gramos de disolución que cojamos, sólo hay 32 gramos de HCl reales). Gramos de HCl reales = moles  Peso Molecular = 0,8  (35,5 + 1) = 29,2 g HCl reales Gramos de disolución = gramos reales  Riqueza = 29,2 

Volumen de HCl comercial =

100 = 91,25 gramos de HCl comercial 32

91,25g Peso   82,95 ml Densidad 1,1g / ml

3. Una mezcla de monóxido de calcio y trioxocarbonato (IV) de calcio, que pesa 1,25 g, se calienta a temperatura suficientemente elevada para que todo el CaCO3 se descomponga en CaO y CO2. En este proceso se desprenden 0,15 litros de CO2 medido a 25oC y 720 mm Hg. Determinar la composición de la mezcla inicial expresada en porcentaje en peso?. Resp. 53,6% CaO y 46,4% CaCO3 CaO + CaCO3 → CaO + CO2 1,25 g 0,15 l

De acuerdo con la estequiometría de la reacción, 1 mol de CaCO3 produce 1 mol de CO2.

Por tanto, conociendo los moles de CO2 producidos, podemos conocer los moles de CaCO3 que hay en la muestra original. Los moles de CO2 los podemos determinar mediante la ecuación de los gases ideales (PV=nRT), ya que conocemos todos los datos, excepto el número de moles.

Lección 5. Estequiometría 720  0,15 P V 760 Moles de CO2: PV=nRT  n  0,0058 mol  R T 0,082  25  273

Moles de CaCO3 = Moles de CO2 = 0,0058 mol Peso de CaCO3 = Moles  Peso Molecular = 0,0058  (40 + 12 + 16x3) = 0,58 g

% en la muestra original

gramos  100 gramos muestra

% CaCO3 0,58  100  46,4% 1,25

% CaO (1,25  0,58)  100  53,6 1,25

Así, la muestra original está compuesta por un 46,4% de CaCO3 y un 53,6% de CaO...