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Ecuaciones quimicas.calculos
- 1. ECUACIONES QUÍMICAS. CÁLCULOS. Problemas Baborin. 1. Hallarla cantidad de pirolusita de un 72,6 % de MnO2, necesaria para obtener por reacción con un exceso de ácido clorhídrico concentrado 25 g de cloro. 𝑴𝒏𝑶𝟐 + 𝟒 𝑯+ + 𝟐 𝒆− → 𝑴𝒏+𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝟐 𝑪𝒍−𝟏 → 𝑪𝒍𝟐 + 𝟐 𝒆− Sumando e igualando la forma molecular: 𝑴𝒏𝑶𝟐 + 𝟒 𝑯𝑪𝒍 → 𝟐 𝑴𝒏𝑪𝒍𝟐 + 𝑪𝒍𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝟐𝟓 𝒈 𝑪𝒍𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍𝟐 𝟕𝟏 𝒈 𝑪𝒍𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒏𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍𝟐 ∗ 𝟖𝟔,𝟗𝟒 𝒈 𝑴𝒏𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒏𝑶𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒑𝒊𝒓𝒐𝒍𝒖𝒔𝒊𝒕𝒂 𝟕𝟐,𝟔 𝒈 𝑴𝒏𝑶𝟐 =42,2 g pirolusita 2. Por acción del bromo sobre el hidróxido de potasio en caliente se forman bromuro y bromato de potasio. Calcular el volumen de bromo que se necesita para preparar 50 g de bromato de potasio, KBrO3. La densidad del bromo es 3,19 g/cm3 . 𝟐 𝒆− + 𝑩𝒓𝟐 → 𝟐 𝑩𝒓−𝟏 𝟏𝟐 𝑶𝑯− + 𝑩𝒓𝟐 → 𝟐 𝑩𝒓𝑶𝟑 − + 𝟔𝑯𝟐𝑶 Igualamos electrones (10) y sumamos: 𝟔 𝑩𝒓𝟐 + 𝟏𝟐 𝑶𝑯− → 𝟐 𝑩𝒓𝑶𝟑 − + 𝟔𝑯𝟐𝑶 + 𝟏𝟎 𝑩𝒓−𝟏 En forma molecular: 𝟔 𝑩𝒓𝟐 + 𝟏𝟐 𝑲𝑶𝑯 → 𝟐 𝑲𝑩𝒓𝑶𝟑 + 𝟔𝑯𝟐𝑶 + 𝟏𝟎 𝑲𝑩𝒓 𝟓𝟎 𝒈 𝑲𝑩𝒓𝑶𝟑 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑩𝒓𝑶𝟑 𝟏𝟔𝟕,𝟎𝟏𝟔 𝒈 𝑲𝑩𝒓𝑶𝟑 ∗ 𝟔 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒓𝟐 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑩𝒓𝑶𝟑 ∗ 𝟏𝟓𝟗,𝟖𝟑𝟐 𝒈 𝑩𝒓𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒓𝟐 ∗ 𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝟑,𝟏𝟗 𝒈 𝑩𝒓𝟐 = 𝟒𝟓 𝒄𝒎𝟑 3. Calcular en qué proporciones hay que mezclar arena, carbonato de sodio anhidro y carbonato de calcio, supuestos productos puros, para preparar un vidrio de fórmula 6 SiO2.Na2O. CaO. 𝟔 𝑺𝒊𝑶𝟐 + 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 + 𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑 → 𝟔 𝑺𝒊𝑶𝟐.𝑵𝒂𝟐𝑶.𝑪𝒂𝑶 + 𝟐 𝑪𝑶𝟐 𝟔∗𝟔𝟎,𝟎𝟗 𝒈 𝒂𝒓𝒆𝒏𝒂 𝟓𝟔𝟔,𝟔𝟔𝟐 𝒈 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍𝒆𝒔 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟑,𝟔𝟑 % 𝒂𝒓𝒆𝒏𝒂 𝟏𝟎𝟓,𝟗𝟗𝟐 𝒈𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 𝟓𝟔𝟔,𝟔𝟔𝟐 𝒈 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍𝒆𝒔 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟖,𝟕𝟏 % 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 𝟏𝟎𝟎,𝟎𝟗 𝒈𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑 𝟓𝟔𝟔,𝟔𝟔𝟐 𝒈 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍𝒆𝒔 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟕,𝟔𝟕 % 𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑 4. Para la obtención del fósforo se trata en el horno eléctrico una mezcla de fosfato de calcio, sílice y carbón. Si el rendimiento del proceso en cuanto al fósforo obtenido es del 87 %, calcular las cantidades de fosfato de calcio del 95,6 % en Ca3(PO4)2, de sílice del 97,4 % enSiO2 y de carbón del 96,1 % en C que se necesitan para obtener una tonelada de fósforo. El carbono se oxida a monóxido de carbono. 𝟐𝟎 𝒆− + 𝟑𝟎 𝑯+ + 𝟒 𝑷𝑶𝟒 −𝟑 + 𝑺𝒊𝑶𝟐 → 𝑷𝟒 + 𝑺𝒊𝑶𝟑 −𝟐 + 𝟏𝟓 𝑯𝟐𝑶 𝑪 + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑪𝑶 + 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝒆− Igualamos electrones y sumamos: 𝟏𝟎 𝑯+ + 𝟒 𝑷𝑶𝟒 −𝟑 + 𝑺𝒊𝑶𝟐 + 𝟏𝟎 𝑪 → 𝑷𝟒 + 𝑺𝒊𝑶𝟑 −𝟐 + 𝟓 𝑯𝟐𝑶 + 𝟏𝟎 𝑪𝑶 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒌𝒈 𝑷𝟒 ∗ 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝟏 𝒌𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝟒 𝟏𝟐𝟑,𝟗 𝒈 𝑷𝟒 = 𝟖𝟎𝟕𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑷𝟒
- 2. 𝟖𝟎𝟕𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑷𝟒 ∗ 𝟏𝟎𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝟒 𝟖𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝟒 = 𝟗𝟐𝟕𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝟒 deberíamos obtener para un rendimiento del 100 %. 𝟗𝟐𝟕𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝟒 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝒂𝟑(𝑷𝑶𝟒)𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝟒 ∗ 𝟑𝟏𝟔,𝟗𝟐𝟓 𝒈𝑪𝒂𝟑(𝑷𝑶𝟒)𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂𝟑(𝑷𝑶𝟒)𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒇𝒐𝒔𝒇𝒂𝒕𝒐 𝟗𝟓,𝟔 𝒈 𝑪𝒂𝟑(𝑷𝑶𝟒)𝟐 ∗ 𝟏 𝒌𝒈 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 = 𝟔𝟏𝟓𝟏 𝒌𝒈 𝒇𝒐𝒔𝒇𝒂𝒕𝒐 𝟗𝟐𝟕𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝟒 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑺𝒊𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝟒 ∗ 𝟔𝟎.𝟎𝟗 𝒈𝑺𝒊𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝒊𝑶𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒔𝒊𝒍𝒊𝒄𝒆 𝟗𝟕,𝟒 𝒈 𝑺𝒊𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒌𝒈 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 = 𝟓𝟕𝟐 𝒌𝒈 𝒌𝒈 𝒔𝒊𝒍𝒊𝒄𝒆 𝟗𝟐𝟕𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝟒 ∗ 𝟏𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑪 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝟒 ∗ 𝟏𝟐 𝒈 𝑪 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪 ∗ 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒄𝒂𝒓𝒃ó𝒏 𝟗𝟔,𝟏 𝒈 𝑪 ∗ 𝟏 𝒌𝒈 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 = 𝟏𝟏𝟓𝟖 𝒌𝒈 𝒄𝒂𝒓𝒃ó𝒏 5. Calcular las cantidades de cobre y de ácido sulfúrico concentrado del 97 % enH2SO4, necesarias para obtener en su acción mutua 1 kg de sulfato de cobre hidratado, CuSO4.5 H20. 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒.𝟓 𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖 𝟐𝟒𝟗,𝟔𝟎𝟔 𝒈 ∗ 𝟔𝟑,𝟓𝟒 𝒈 𝑪𝒖 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖 = 𝟐𝟓𝟒,𝟔 𝒈 𝑪𝒖 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒.𝟓 𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 𝟐𝟒𝟗,𝟔𝟎𝟔 𝒈 ∗ 𝟗𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 ∗ 𝟏𝟎𝟎 𝒈 á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝟗𝟕 𝒈𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 = 𝟒𝟎𝟒,𝟖 𝒈 á𝒄𝒊𝒅𝒐 6. Se calientan 10 g de azufre en exceso de ácido sulfúrico concentrado. El gas obtenido se hace reaccionar con sosa cáustica para formar sulfito de sodio. Calcular la cantidad de Na2SO3 que se obtiene. 𝟐 𝑯𝟐𝑶 + 𝑺 → 𝑺𝑶𝟐 + 𝟒 𝑯+ + 𝟒 𝒆− 𝟒 𝑯+ + 𝑺𝑶𝟒 −𝟐 + 𝟐 𝒆− → 𝑺𝑶𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 Igualamos electrones y sumamos: 𝟐 𝑯𝟐𝑶 + 𝑺 + 𝟒 𝑯+ + 𝟐 𝑺𝑶𝟒 −𝟐 → 𝟑 𝑺𝑶𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝟏𝟎 𝒈 𝑺 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺 𝟑𝟐, 𝟎𝟔𝟔 𝒈 𝒅𝒆 𝑺 ∗ 𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑺𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟐 𝟏𝟐𝟔, 𝟎𝟒𝟖 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟑 = 𝟏𝟏𝟕, 𝟗 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟑 7. Por neutralización con cal el ácido acético se transforma en acetato cálcico que por calcinación da lugar a carbonato cálcico y acetona, 𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑶 − 𝑪𝑯𝟑. Si el rendimiento en estos dos pasos es del 93 %, calcular la cantidad de acetona que podrá obtenerse a partir de 250 kg de ácido acético del 97,2 % de pureza. 2 CH3COOH + Ca(OH)2 ---> Ca(CH3COO)2 + 2 H2O Ca(CH3COO)2 ---> CaCO3+ 𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑶 − 𝑪𝑯𝟑 𝟐𝟓𝟎 𝟎𝟎𝟎 𝒈 á𝒄𝒊𝒅𝒐 ∗ 𝟗𝟕,𝟐 𝒈 𝑪𝑯𝟑−𝑪𝑶𝑶𝑯 𝟏𝟎𝟎 𝒈 á𝒄𝒊𝒅𝒐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒄é𝒕𝒊𝒄𝒐 𝟔𝟎,𝟎𝟐 𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒄𝒆𝒕𝒐𝒏𝒂 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒄é𝒕𝒊𝒄𝒐 ∗ 𝟓𝟖,𝟎𝟑 𝒈 𝒂𝒄𝒆𝒕𝒐𝒏𝒂 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒄𝒆𝒕𝒐𝒏𝒂 ∗ 𝟗𝟑 𝒈 𝒂𝒄𝒆𝒕𝒐𝒏𝒂 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐𝒔 = 𝟏𝟎𝟗𝟐𝟒𝟗 𝒌𝒈 𝒂𝒄𝒆𝒕𝒐𝒏𝒂 8. Hallar la cantidad de dicromato de potasio, K2Cr2O7, que se necesita para oxidar en presencia de ácido sulfúrico 50 g de alcohol etílico CH3-CH2OH, a acetaldehído CH3CHO. 𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯 → 𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑯𝑶 + 𝟐 𝒆− + 𝟐 𝑯+ 𝟔 𝒆− + 𝟏𝟒 𝑯+ + 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 → 𝟐 𝑪𝒓+𝟑 + 𝟕 𝑯𝟐𝑶 Igualamos electrones y sumamos: 𝟑 𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯 + 𝟖 𝑯+ + 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 → 𝟑 𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑯𝑶 + 𝟐 𝑪𝒓+𝟑 + 𝟕 𝑯𝟐𝑶 𝟓𝟎 𝒈 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍 𝟒𝟔,𝟎𝟐 𝒈 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒊𝒄𝒓𝒐𝒎𝒂𝒕𝒐 𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍 ∗ 𝟐𝟗𝟒,𝟐𝟐 𝒈 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 = 𝟏𝟎𝟔, 𝟔 𝒈 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕
- 3. 9. Por oxidación de 100 kg de tolueno, 𝑪𝟔𝑯𝟓𝑪𝑯𝟑, se han obtenido 124,1 kg de ácido benzoico, 𝑪𝟔𝑯𝟓𝑪𝑪𝑶𝑶𝑯. Calcular el rendimiento de este proceso. 𝟏𝟎𝟎 𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝒕𝒐𝒍𝒖𝒆𝒏𝒐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒕𝒐𝒍𝒖𝒆𝒏𝒐 𝟗𝟐,𝟎𝟕 𝒈 𝒕𝒐𝒍𝒖𝒆𝒏𝒐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝒃𝒆𝒏𝒛𝒐𝒊𝒄𝒐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒕𝒐𝒖𝒆𝒏𝒐 ∗ 𝟏𝟐𝟐,𝟎𝟕 𝒈 á𝒄.𝒃𝒆𝒏𝒛𝒐𝒊𝒄𝒐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝒃𝒆𝒏𝒛𝒐𝒊𝒄𝒐 = 𝟏𝟑𝟐 𝟓𝟖𝟒 𝒈 á𝒄.𝒃𝒆𝒏𝒛𝒐𝒊𝒄𝒐 𝑹𝒅𝒕 = 𝟏𝟐𝟒 𝟏𝟎𝟎 𝟏𝟑𝟐 𝟓𝟖𝟒 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟗𝟑,𝟔 % 10. En el análisis de una muestra de giobertita se pesan 2,8160 gramos de mineral, que se disuelven en ácido clorhídrico diluido; el líquido se lleva a un volumen de 250 cm3 . Se toma 50 cm3 de este líquido, se añade amoniaco en exceso y se precipita con fosfato de sodio. El precipitado obtenido se filtra, lava, seca y calcina en cuyo proceso el fosfato de magnesio formado se transforma en pirofosfato. Se obtienen 0,622 g de Mg2P2O7. Calcular el contenido en magnesio de aquel mineral y su riqueza en carbonato de magnesio, MgCO3. 𝟎,𝟔𝟐𝟐 𝒈 𝑴𝒈𝑷𝟐𝑶𝟕 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈𝟐𝑷𝟐𝑶𝟕 𝟐𝟐𝟐,𝟓𝟗 𝒈 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈𝟐𝑷𝟐𝑶𝟕 = 𝟎,𝟎𝟎𝟓𝟓𝟖𝟗 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈 Teniendo en cuanta que hemos usado 50 de 250 : 0,005589 *5=0,027945 moles Mg 𝟎,𝟎𝟐𝟕𝟗𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈 ∗ 𝟐𝟒,𝟑𝟐 𝒈 𝑴𝒈 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈 = 𝟎,𝟔𝟕𝟗𝟔𝟐𝟐𝟒 𝒈 𝑴𝒈 %𝑴𝒈 = 𝟎,𝟔𝟕𝟗𝟔𝟐𝟐𝟒𝟗 𝒈 𝑴𝒈 𝟐,𝟖𝟏𝟔𝟎 𝒈 𝒎𝒊𝒏𝒆𝒓𝒂𝒍 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟒, 𝟏𝟑 𝟎,𝟎𝟐𝟕𝟗𝟒𝟓 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝑴𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈 ∗ 𝟖𝟒,𝟑𝟑 𝒈 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 = 𝟐,𝟑𝟓𝟕 𝒈 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 % 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 = 𝟐,𝟑𝟓𝟕 𝒈 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 𝟐,𝟖𝟏𝟔𝟎 𝒈 𝒎𝒊𝒏𝒆𝒓𝒂𝒍 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟖𝟑,𝟔𝟗 11. En el análisis de una mezcla salina se encuentra que en un g de la misma hay 0,2014 g de ion Br-1 , 0,529 g de ion NO3 -1 , 0,171 g de ion Ca+2 y el resto 0,0986 g, de ion K+ . Calcular la composición de aquella mezcla. 𝟎,𝟐𝟎𝟏𝟒 𝒈 𝑩𝒓−𝟏 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒓 𝟕𝟗,𝟗𝟏𝟔 𝒈 𝑩𝒓 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟐𝟓𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑩𝒓 𝟎,𝟓𝟐𝟗 𝒈 𝑵𝑶𝟑 − ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑶𝟑 − 𝟔𝟐,𝟎𝟎𝟖 𝒈 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟖𝟓𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑵𝑶𝟑 − 𝟎,𝟏𝟕𝟏 𝒈 𝑪𝒂 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂 𝟒𝟎,𝟎𝟖 𝒈 𝑪𝒂 = 𝟎,𝟎𝟎𝟒𝟐𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒂+𝟐 𝟎,𝟎𝟗𝟖𝟔 𝒈 𝑲+ ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲 𝟑𝟗,𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝑲 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟐𝟓𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑲+ Por tanto, tenemos KBr y Ca(NO3)2. 𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟓𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑲𝑩𝒓 ∗ (𝟕𝟗,𝟗𝟏𝟗+𝟑𝟗,𝟏)𝒈 𝑲𝑩𝒓 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑩𝒓 = 𝟎, 𝟑𝟎𝟎 𝑲𝑩𝒓 % KBr= 𝟎,𝟑 𝟏 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟎 𝟎,𝟎𝟎𝟒𝟐𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒂(𝑵𝑶𝟑)𝟐 ∗ 𝟏𝟔𝟒,𝟎𝟗𝟔 𝒈 𝑪𝒂(𝑵𝑶𝟑)𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂(𝑵𝑶𝟑)𝟐 = 𝟎, 𝟕𝟎𝟎 𝒈 𝑪𝒂(𝑵𝑶𝟑)𝟐 %𝑪𝒂(𝑵𝑶𝟑)𝟐 = 𝟎,𝟕𝟎𝟎 𝟏 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟕𝟎 12. Una disolución ácida contiene, además del ion H+ , los iones K+ , Cl-1 y SO4 -2 . En la determinación de la acidez, 50 cm3 de disolución se neutralizan con 0,2 g de sosa cáustica. El ion K+ se precipita en condiciones adecuadas como cloroplatinato de potasio, K2Cl6Pt; a partir de 10 cm3 de disolución se obtienen 0,730 g de , K2Cl6Pt. En la precipitación del ion Cl-1 , de 25 cm3 de disolución se obtienen 0,717 g AgCl y al
- 4. precipitar el ion SO4 -2 como sulfato de bario se forman 1,167 g de BaSO4 a partir de 50 cm3 de disolución. Calcular la composición de la disolución, y cuál ha podido se la forma de prepararse. 𝟎,𝟐 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝟒𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯+ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟓𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯+ 𝟎,𝟎𝟎𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯+ 𝟓𝟎 𝒄𝒎𝟑𝒅𝒊𝒔𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯+ /𝒄𝒎𝟑 ; 0,1 moles 𝑯+ /𝑳 𝟎,𝟕𝟑𝟎 𝒈 𝑲𝟐𝑪𝒍𝟔𝑷𝒕 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝟐𝑪𝒍𝟔𝑷𝒕 𝟒𝟖𝟔,𝟐𝟗 𝒈 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑲 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝟐𝑪𝒍𝟔𝑷𝒕 = 𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑲+ 𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑲+ 𝟏𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟎𝟎𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑲+ /𝒄𝒎𝟑 ; 0,3 moles 𝑲+ /𝑳 𝟎,𝟕𝟏𝟕 𝒈 𝑨𝒈𝑪𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍 𝟏𝟒𝟑,𝟑𝟖 𝒈 𝑨𝒈𝑪𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍−𝟏 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟓𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍−𝟏 𝟎,𝟎𝟎𝟓𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍−𝟏 𝟐𝟓 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍−𝟏 /𝒄𝒎𝟑 ; 0,2 moles 𝑪𝒍−𝟏 /𝑳 𝟏,𝟏𝟔𝟕 𝒈 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 𝟐𝟑𝟑,𝟒𝟐𝟔 𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟒 −𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟓𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺𝑶𝟒 −𝟐 𝟎,𝟎𝟎𝟓𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺𝑶𝟒 −𝟐 𝟓𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺𝑶𝟒 −𝟐 /𝒄𝒎𝟑 ; 0,1 moles 𝑺𝑶𝟒 −𝟐 /𝑳. Por tanto, la disolución posiblemente sea 0,1 M de HCl, 0,1 M de K2SO4 y 0,1 M de KCl. 13. 0,756 g de una mezcla de cloruro de sodio y de bromuro de sodio, dan lugar por precipitación con nitrato de plata, a 1,617 g de una mezcla de cloruro de plata y de bromuro de plata. Hallar la composición de la mezcla. X g e NaCl e y g de NaBr. 𝒙 + 𝒚 = 𝟎, 𝟕𝟓𝟔 𝒙 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍 𝟓𝟖,𝟒𝟒𝟖 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍 ∗ 𝟏𝟒𝟑,𝟑𝟑𝟕 𝒈 𝑨𝒈𝑪𝒍 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍 = 𝟐,𝟒𝟓𝟐 𝒙 𝒈 𝑨𝒈𝑪𝒍 𝒚 𝒈 𝑵𝒂𝑩𝒓 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑩𝒓 𝟏𝟎𝟐,𝟗𝟎𝟕 𝒈 𝑵𝒂𝑩𝒓 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑩𝒓 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑩𝒓 ∗ 𝟏𝟖𝟕,𝟕𝟗𝟔 𝒈 𝑨𝒈𝑩𝒓 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑩𝒓 = 𝟏,𝟖𝟐𝟓 𝒈 𝑨𝒈𝑩𝒓 𝟐,𝟒𝟓𝟐 𝒙 + 𝟏,𝟖𝟐𝟓 𝒚 = 𝟏,𝟔𝟏𝟕 Resolvemos el sistema de dos ecuaciones y dos incógnitas: 𝒙 = 𝒚 = 𝟎, 𝟑𝟕𝟖 %NaCl=50 % %NaBr=50 % 14. 0,852 g de una aleación de aluminio y cobre se disuelven en ácido nítrico, el líquido se evapora a sequedad y la mezcla de nitratos se calcina. Se obtienen 1,566 g de una mezcla de óxidos de aluminio (Al2O3) y de cobre (CuO). En un segundo ensayo, a partir también de 0,852 de aleación, se obtiene 1,567 g de la mezcla de óxidos. Calcular de ambas determinaciones la composición de aquella aleación. 𝒙 𝒈 Al e y g de Cu. 𝒙 + 𝒚 = 𝟎, 𝟖𝟓𝟐 𝒙 𝒈 𝑨𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍 𝟐𝟔,𝟗𝟖 𝒈 𝑨𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒍 ∗ 𝟏𝟎𝟐,𝟗𝟔 𝒈 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑 = 𝟏, 𝟖𝟗𝟎 𝒈 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑 𝒚 𝒈 𝑪𝒖 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖 𝟔𝟑,𝟓𝟒 𝒈 𝑪𝒖 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝑶 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖 ∗ 𝟕𝟗,𝟓𝟒 𝒈 𝑪𝒖𝒐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝑶 = 𝟏,𝟐𝟓𝟐 𝒈 𝑪𝒖𝑶 𝟏,𝟖𝟗𝟎 𝒙 + 𝟏,𝟐𝟓𝟐 𝒚 = 𝟏,𝟓𝟔𝟔 Resolvemos el sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas: 𝒙 = 𝟎, 𝟕𝟖𝟑 𝒈 𝑨𝒍 ; 𝒚 = 𝟎, 𝟎𝟔𝟗 %𝑨𝒍 = 𝟎,𝟕𝟖𝟑 𝟎,𝟖𝟓𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟗𝟏,𝟗𝟎 ;% 𝑪𝒖 = 𝟎,𝟎𝟔𝟗 𝟎,𝟖𝟓𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟖, 𝟏𝟎
- 5. Repetimos para los otros resultados: 𝒙 + 𝒚 = 𝟎, 𝟖𝟓𝟐 𝟏,𝟖𝟗𝟎 𝒙 + 𝟏,𝟐𝟓𝟐 𝒚 = 𝟏,𝟓𝟔𝟕 𝒙 = 𝟎, 𝟕𝟖𝟒 𝒈 𝑨𝒍 ; 𝒚 = 𝟎, 𝟎𝟔𝟖 %𝑨𝒍 = 𝟎,𝟕𝟖𝟒 𝟎,𝟖𝟓𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟗𝟐,𝟎𝟐 ;% 𝑪𝒖 = 𝟎,𝟎𝟔𝟖 𝟎,𝟖𝟓𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟕, 𝟗𝟖 15. Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que se desprende al calentar 100 g de nitrato de potasio, el cual se reduce a nitrito de potasio. 𝑲𝑵𝑶𝟑 → 𝑲𝑵𝑶𝟐 + 𝟏 𝟐 𝑶𝟐 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝑲𝑵𝑶𝟑 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑵𝑶𝟑 𝟏𝟎𝟏,𝟏𝟎𝟖 𝒈 𝑲𝑵𝑶𝟑 ∗ 𝟎,𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑵𝑶𝟑 ∗ 𝟐𝟐,𝟒 𝑳 𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 = 𝟏𝟏,𝟎𝟖 𝑳 16. Hallar el volumen de hidrógeno medido sobre agua a 25º C y 750 mm, que se desprende al calentar 1,520 g de silicio con disolución de sosa cáustica. La presión de vapor del agua a 25º C es de 23,8 mm. 𝑺𝒊 + 𝟒 𝑵𝒂𝑶𝑯 → 𝑵𝒂𝟒𝑺𝒊𝑶𝟒 + 𝟐 𝑯𝟐 𝟏,𝟓𝟐𝟎 𝒈 𝑺𝒊 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝒊 𝟐𝟖,𝟎𝟗 𝒈 𝑺𝒊 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝒊 = 𝟎, 𝟏𝟎𝟖𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 𝑽 = 𝒏∗𝑹∗𝑻 𝑷 = 𝟎,𝟏𝟎𝟖𝟐∗𝟎,𝟎𝟖𝟐∗𝟐𝟗𝟖,𝟏𝟓 (𝟕𝟓𝟎−𝟐𝟑,𝟖)/𝟕𝟔𝟎 = 𝟐, 𝟕𝟕 𝑳 17. Calcular la cantidad de una muestra de globertita, cuya riqueza en MgCO3 es del 93,8 %, que se necesita para obtener 5 litros de dióxido de carbono medidos a 12º C y 743 mm por su reacción con un exceso de ácido clorhídrico. Todo el carbono del mineral pasa a dióxido de carbono, no nos hace falta escribir la reacción química. 𝒏 = 𝑷∗𝑽 𝑹∗𝑻 = ( 𝟕𝟒𝟑 𝟕𝟔𝟎 )∗𝟓 𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓+𝟏𝟐) = 𝟎, 𝟐𝟎𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝑶𝟐 𝟎, 𝟐𝟎𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶𝟐 ∗ 𝟖𝟒,𝟑𝟑 𝒈 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒈𝒍𝒐𝒃𝒆𝒓𝒕𝒊𝒕𝒂 𝟗𝟑,𝟖 𝒈 𝑴𝒈𝑪𝑶𝟑 = 𝟏𝟖, 𝟖𝟎 𝒈 𝒈𝒍𝒐𝒃𝒆𝒓𝒕𝒊𝒕𝒂 18. Calcular el volumen de nitrógeno medido a 16ºC y 752 mm que se obtiene al calentar 12 g de nitrito de amonio. 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟐 → 𝑵𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝟏𝟐 𝒈 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟐 𝟔𝟒,𝟎𝟏𝟔 𝒈 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟐 = 𝟎,𝟏𝟖𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝟐 𝑽 = 𝒏∗𝑹∗𝑻 𝑷 = 𝟎,𝟏𝟖𝟕𝟐∗𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓+𝟏𝟔) 𝟕𝟓𝟐/𝟕𝟔𝟎 = 𝟒, 𝟒𝟖𝟔 𝑳 19. Se quiere obtener óxido nítrico, NO, por acción del sulfato de hierro (II) y el nitrato de potasio en exceso de ácido sulfúrico concentrado. Hallar la cantidad de sulfato de hierro (II) amónico hidratado (sal de Mohr), FeSO4.(NH4)2SO4.6 H20 y de nitrato de potasio que se necesitan para preparar 2 litros de óxido nítrico a 20º C y 736 mm. 𝑭𝒆+𝟐 → 𝑭𝒆+𝟑 + 𝒆− 𝟒 𝑯+ + 𝑵𝑶𝟑 − + 𝟑 𝒆− → 𝑵𝑶 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 Igualando electrones y sumando: 𝟑 𝑭𝒆+𝟐 + 𝟒 𝑯+ + 𝑵𝑶𝟑 − → 𝟑 𝑭𝒆+𝟑 + 𝑵𝑶 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝒏 = 𝑷∗𝑽 𝑹∗𝑻 = ( 𝟕𝟑𝟔 𝟕𝟔𝟎 )∗𝟐 𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓+𝟐𝟎) = 𝟎,𝟎𝟖𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝑶
- 6. 𝟎, 𝟎𝟖𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝑶 ∗ 𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆𝑺𝑶𝟒 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑶 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝑴𝒐𝒉𝒓 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆𝑺𝑶𝟒 ∗ 𝟑𝟗𝟏,𝟗𝟗𝟖 𝒈 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒔𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝑴𝒐𝒉𝒓 = 𝟗𝟒, 𝟕𝟓 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝑴𝒐𝒉𝒓 𝟎, 𝟎𝟖𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑵𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑶 ∗ 𝟏𝟎𝟏,𝟏𝟎𝟖 𝒈 𝑲𝑵𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑵𝑶𝟑 = 𝟖, 𝟏𝟓 𝒈 𝑲𝑵𝑶𝟑 20. Calcular la pureza de una muestra de carburo de calcio sabiendo que la tratar 2,056 g de carburo con agua se obtienen 656 cm3 de acetileno medidos sobre agua a 22ºC y 748 mm. La presión de vapor del agua a 22ºC es de 19,8 mm. 𝑪𝒂𝑪𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 → 𝑪𝟐𝑯𝟐 + 𝑪𝒂(𝑶𝑯)𝟐 No es necesario escribir la ecuación para hacer la resolución, todo el carbono del carburo pasa a acetileno (1 mol de carburo produce 1 mol de acetileno). 𝒏 = 𝑷∗𝑽 𝑹∗𝑻 = ( 𝟕𝟒𝟖−𝟏𝟗,𝟖 𝟕𝟔𝟎 )∗𝟎,𝟔𝟓𝟔 𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓+𝟐𝟐) =0,0260 moles 𝟎,𝟎𝟐𝟔𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝟐𝑯𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂𝑪𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝟐𝑯𝟐 ∗ 𝟔𝟒,𝟏 𝒈 𝑪𝒂𝑪𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂𝑪𝟐 = 𝟏, 𝟔𝟕 𝒈 𝑪𝒂𝑪𝟐 % 𝒑𝒖𝒓𝒆𝒛𝒂 = 𝟏,𝟔𝟕 𝟐,𝟎𝟓𝟔 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟖𝟏,𝟏 21. Al hacer pasar 100 litros de aire a 20º C y 740 mm a través de una disolución de hidróxido de bario se precipitan 0,296 g de carbonato de bario, BaCO3. Calcular el tanto por ciento en volumen de dióxido de carbono en el aire. No sería necesario escribir la ecuación de la reacción dado que un mol de dióxido de carbono formará un mol de carbonato de bario. 𝑪𝑶𝟐 + 𝑩𝒂(𝑶𝑯)𝟐 → 𝑩𝒂𝑪𝑶𝟑 + 𝑯𝟐𝑶 𝟎,𝟐𝟗𝟔 𝒈 𝑩𝒂𝑪𝑶𝟑 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑪𝑶𝟑 𝟏𝟗𝟕,𝟑𝟕 𝒈 𝑩𝒂𝑪𝑶𝟑 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑪𝑶𝟑 = 𝟎.𝟎𝟎𝟏𝟓𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝑶𝟐 𝑽 = 𝒏∗𝑹∗𝑻 𝑷 = 𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟓𝟎∗𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓+𝟐𝟎) 𝟕𝟒𝟎/𝟕𝟔𝟎 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟕𝟎 𝑳 𝑪𝑶𝟐 % 𝑪𝑶𝟐 = 𝟎,𝟎𝟑𝟕 𝟏𝟎𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟎,𝟎𝟑𝟕 22. En dos ensayos se atacan 1,000 g de aleación de aluminio y cinc con ácido clorhídrico diluido. El hidrógeno desprendido, medido en las condiciones normales, ocupa un volumen de 1,025 litros y 1,026 litros. Calcular de estos dos ensayos la composición de la aleación. 𝑨𝒍 + 𝟑 𝑯𝑪𝒍 → 𝑨𝒍𝑪𝒍𝟑 + 𝟑 𝟐 𝑯𝟐 𝒁𝒏 + 𝟐 𝑯𝑪𝒍 → 𝒁𝒏𝑪𝒍𝟐 + 𝑯𝟐 𝒙 = 𝒈 𝑨𝒍 ;𝒚 = 𝒈 𝒁𝑿𝒏 𝒙 + 𝒚 = 𝟏 𝒙 𝒈 𝑨𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍 𝟐𝟔,𝟗𝟖 𝒈 𝑨𝒍 ∗ 𝟏,𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍 ∗ 𝟐𝟐,𝟒 𝑳 𝑯𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐 = 𝟏.𝟐𝟒𝟓 𝒙 𝑳 𝑯𝟐 𝒚 𝒈 𝒁𝒏 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒁𝒏 𝟔𝟓,𝟑𝟖 𝒈 𝒁𝒏 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒁𝒏 ∗ 𝟐𝟐,𝟒 𝑳 𝑯𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐 = 𝟎, 𝟑𝟒𝟐𝟔𝒚 𝑳 𝑯𝟐 𝟏.𝟐𝟒𝟓 𝒙 + 𝟎,𝟑𝟒𝟐𝟔𝒚 = 𝟏,𝟎𝟐𝟓 Resolvemos el sistema: 𝒙 = 𝟎, 𝟕𝟓𝟔𝟐 ;𝐲 = 𝟎,𝟐𝟒𝟑𝟖 ; % Al=75,62 ; % Zn=24,38 . En el segundo caso las ecuaciones son: 𝒙 + 𝒚 = 𝟏 𝟏.𝟐𝟒𝟓 𝒙 + 𝟎,𝟑𝟒𝟐𝟔𝒚 = 𝟏,𝟎𝟐𝟔 Resultado: 𝒙 = 𝟎, 𝟕𝟓𝟕𝟑 ;𝒚 = 𝟎, 𝟐𝟒𝟐𝟕 ; %Al=75,73 ; % Zn=24,27
- 7. 23. Se mezclan 2 g de oxígeno con 2 litros de hidrógeno medidos a 18ºC y 768 mm. Se hace estallar la mezcla y el gas que resulta se mide sobre agua a 29ºC y 744 mm. Calcular el volumen y el peso de este gas. La presión de vapor del agua a 29ºC es de 30,0 mm. 𝟐 𝑯𝟐 + 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝟐 𝒈 𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 𝟑𝟐 𝒈 𝑶𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟔𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶𝟐 𝒏 = 𝑷∗𝑽 𝑹∗𝑻 = ( 𝟕𝟔𝟖 𝟕𝟔𝟎 )∗𝟐 𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓+𝟏𝟖) = 𝟎. 𝟎𝟖𝟒𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 El reactivo limitante es el hidrógeno, sobra oxígeno. 𝟎.𝟎𝟖𝟒𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 = 𝟎,𝟎𝟒𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶𝟐 Sobrarán: 𝟎,𝟎𝟔𝟐𝟓 − 𝟎,𝟎𝟒𝟐𝟑 = 𝟎.𝟎𝟐𝟎𝟐 moles 𝑶𝟐 𝟎.𝟎𝟐𝟎𝟐 moles 𝑶𝟐 ∗ 𝟑𝟐 𝒈 𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍𝑶𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟔𝟒𝟔 𝒈 𝑶𝟐 𝑽 = 𝒏∗𝑹∗𝑻 𝑷 = 𝟎,𝟎𝟐𝟎𝟐∗𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓+𝟐𝟗) (𝟕𝟒𝟒−𝟑𝟎)/𝟕𝟔𝟎 = 𝟎, 𝟓𝟑𝟑 𝑳 𝑶𝟐 24. Se hace estallar un cierto volumen de una mezcla de hidrógeno y oxígeno. El gas residual, que es oxígeno, al volver a las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa una cuarta parte del volumen primitivo. Calcular la composición de aquella mezcla. Suponemos un volumen de 1 L . 𝒙 𝑳 𝒐𝒙𝒊𝒈𝒆𝒏𝒐 ;𝒚 𝑳 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐. 𝒙 + 𝒚 = 𝟏 𝒚 𝑳 𝑯𝟐 ∗ 𝟏 𝑳 𝑶𝟐 𝟐 𝑳 𝑯𝟐 = 𝒚 𝟐 𝑳 𝑶𝟐𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏𝒂𝒏; sobrarán (𝒙 − 𝒚/𝟐) L 𝑶𝟐 𝒙 − 𝒚 𝟐 = 𝟏/𝟒 Resolvemos el sistema: 𝒙 = 𝟎, 𝟓 ;𝒚 = 𝟎,𝟓 ; % 𝑯𝟐 = 𝟓𝟎 ;% 𝑶𝟐 = 𝟓𝟎 25. Se hace estallar una mezcla de 16 cm3 de un hidrocarburo gaseoso y 84 cm3 de oxígeno. Después de la combustión queda un residuo gaseoso de 60 cm3 que al tratarlo con potasa cáustica se reduce a 12 cm3 , que son de oxígeno. Calcular la fórmula del hidrocarburo. 𝑪𝒙𝑯𝒚 + 𝒛 𝑶𝟐 → 𝒙 𝑪𝑶𝟐 + 𝒚 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝟐 ∗ 𝒛 = 𝟐𝒙 + 𝒚 𝟐 ; 𝒛 = 𝒙 + 𝒚/𝟒 Del residuo de 12 cm3 de oxigeno final: (𝟖𝟒 − 𝟏𝟐)𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 ∗ 𝒙 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 (𝒙+ 𝒚 𝟒 )𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 = (𝟔𝟎 − 𝟏𝟐)𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 De la cantidad de hidrocarburo gastada y la cantidad de dióxido de carbono absorbida: 𝟏𝟔 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝒙𝑯𝒚 ∗ 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝟏 𝒄𝒎𝟑𝑪𝒙𝑯𝒚 = (𝟔𝟎 − 𝟏𝟐)𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 Por tanto, tenemos: 𝟏𝟔𝒙 = 𝟒𝟖 ;𝒙 = 𝟑 De la primera, usando x=3: 𝟕𝟐 ∗ 𝟑 𝟑+ 𝒚 𝟒 = 𝟒𝟖 ;𝟏, 𝟓 ∗ 𝟑 = 𝟑 + 𝒚/𝟒 𝒚 = 𝟔
- 8. Fórmula C3H6. 26. Calcular la composición de una mezcla de hidrógeno y aire, de manera que al combinarse todo el oxígeno con parte del hidrógeno quede una mezcla de hidrógeno y nitrógeno en la relación estequiométrica para la formación del amoníaco. 𝟐 𝑯𝟐 + 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝑵𝟐 + 𝟑 𝑯𝟐 → 𝟐 𝑵𝑯𝟑 Tenemos en 1 cm3 de mezcla x cm3 de aire e y cm3 de hidrogeno. 𝒙 + 𝒚 = 𝟏 De la cantidad de aire tenemos: 𝟎,𝟕𝟗 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝒅𝒆 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐 𝒚 𝟎,𝟐𝟏 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝒅𝒆 𝒐𝒙í𝒈𝒆𝒏𝒐. Como todo el oxígeno reacciona, gastamos una cantidad de hidrógeno de: (𝟎,𝟐𝟏 𝒙)𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑯𝟐 𝟏 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 = (𝟎, 𝟒𝟐 𝒙) 𝒄𝒎𝟑 𝑯𝟐 El hidrógeno que sobra será: (𝒚 − 𝟎,𝟒𝟐 𝒙)𝒄𝒎𝟑 𝑯𝟐 Por la condición de relación estequiométrica: 𝒚−𝟎,𝟒𝟐 𝒙 𝟎,𝟕𝟗 𝒙 = 𝟑 El sistema es: 𝒙 + 𝒚 = 𝟏 𝒙 − 𝟐,𝟕𝟗 𝒚 = 𝟎 𝒙 = 𝟎, 𝟕𝟑𝟔 ;𝒚 = 𝟎,𝟐𝟔𝟒 Por tanto: % 𝒂𝒊𝒓𝒆 = 𝟕𝟑,𝟔 ;% 𝑯𝒊𝒅𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐 = 𝟐𝟔,𝟒 27. Al arder amoníaco se forma agua y queda en libertad nitrógeno. Calcular la composición de la mezcla que resulta al quemar 64 cm3 de amoníaco con 56 cm3 de oxígeno. 𝟒 𝑵𝑯𝟑 + 𝟑 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑵𝟐 + 𝟔 𝑯𝟐𝑶 Buscamos el reactivo limitante: 𝟔𝟒 𝒄𝒎𝟑 𝑵𝑯𝟑 ∗ 𝟑 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 𝟒 𝒄𝒎𝟑𝑵𝑯𝟑 = 𝟒𝟖 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 Por tanto, el reactivo limitante es el amoníaco, sobrará oxígeno: 𝑶𝒙í𝒈𝒆𝒏𝒐 𝒔𝒐𝒃𝒓𝒂𝒏𝒕𝒆:𝟓𝟔 − 𝟒𝟖 = 𝟖 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝑵𝒊𝒕𝒓ó𝒈𝒆𝒏𝒐 𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂𝒅𝒐: 𝟔𝟒 𝒄𝒎𝟑 𝑵𝑯𝟑 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑵𝟐 𝟒 𝒄𝒎𝟑𝑵𝑯𝟑 = 𝟑𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑵𝟐 El agua, al ser líquida no la tenemos en cuenta en la mezcla de gases. % 𝑵𝟐 = 𝟑𝟐 𝟑𝟐+𝟖 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟖𝟎 ;% 𝑶𝟐 = 𝟖 𝟑𝟐+𝟖 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟎 28. Hallar la composición de la mezcla de vapor de gasolina y aire que debe formarse en el carburador de un motor de explosión para la combustión completa de aquel en dióxido de carbono y vapor de agua. Suponer que la gasolina está formada exclusivamente por octano, C8H18. 𝟐 𝑪𝟖𝑯𝟏𝟖 + 𝟐𝟓 𝑶𝟐 → 𝟏𝟔 𝑪𝑶𝟐 + 𝟏𝟖 𝑯𝟐𝑶 Suponemos 1 cm3 de mezcla. 𝒄𝒎𝟑 𝒂𝒊𝒓𝒆 = 𝒙 ; 𝒄𝒎𝟑 𝒐𝒄𝒕𝒂𝒏𝒐 = 𝒚 𝒙 + 𝒚 = 𝟏
- 9. 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝒂𝒊𝒓𝒆 ∗ 𝟎,𝟐𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝒂𝒊𝒓𝒆 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝟖𝑯𝟏𝟖 𝟐𝟓 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 = 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝟖𝑯𝟏𝟖 Por tanto: 𝟎,𝟎𝟏𝟔𝟖 𝒙 = 𝒚 De las dos ecuaciones obtenemos la composición: 𝒙 + 𝒚 = 𝟏 𝟎,𝟎𝟐𝟕𝒙 − 𝒚 = 𝟎 𝒙 = 𝟗𝟖,𝟑𝟓 ;𝒚 = 𝟏,𝟔𝟓 % 𝑪𝟖𝑯𝟏𝟖 = 𝟏, 𝟔𝟓 ;% 𝒂𝒊𝒓𝒆 = 𝟗𝟖,𝟑𝟓 29. A 100 cm3 de una mezcla gaseosa de hidrógeno y amoníaco se añaden 100 cm3 de oxígeno. Se hace reaccionar la mezcla y al volver a las condiciones primitivas queda un residuo de 70 cm3 de una mezcla de nitrógeno y oxígeno. Hallar la composición de aquella mezcla de hidrógeno y amoníaco. 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑯𝟐;𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑵𝑯𝟑 𝒙 + 𝒚 = 𝟏𝟎𝟎 En la reacción sobra oxígeno, reacciona todo el hidrógeno. 𝟒 𝑵𝑯𝟑 + 𝟑 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑵𝟐 + 𝟔 𝑯𝟐𝑶 𝟐 𝑯𝟐 + 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑯𝟐 ∗ 𝟏 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑯𝟐 = 𝒙 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏𝒂𝒏 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑵𝑯𝟑 ∗ 𝟑 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 𝟒 𝒄𝒎𝟑𝑵𝑯𝟑 = 𝟑 𝟒 ∗ 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏𝒂𝒏 Oxígeno sobrante: 𝟏𝟎𝟎 − 𝒙 𝟐 − 𝟑 𝟒 𝒚 Consideramos ahora el nitrógeno formado: 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑵𝑯𝟑 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑵𝟐 𝟒 𝒄𝒎𝟑𝑵𝑯𝟑 = 𝟏 𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑵𝟐 Para los 70 cm3 finales tenemos: (𝟏𝟎𝟎 − 𝒙 𝟐 − 𝟑 𝟒 𝒚) + 𝟏 𝟐 𝒚 = 𝟕𝟎 De las dos ecuaciones: 𝒙 + 𝒚 = 𝟏𝟎𝟎 𝟏𝟎𝟎 − 𝒙 𝟐 − 𝟑 𝟒 𝒚 + 𝟏 𝟐 𝒚 = 𝟕𝟎 𝒙 + 𝒚 = 𝟏𝟎𝟎 𝟐𝒙 − 𝒚 = 𝟏𝟐𝟎 Obtenemos x e y : 𝒙 = 𝟐𝟎 ;𝒚 = 𝟖𝟎 %𝑯𝟐 = 𝟐𝟎 ;%𝑵𝑯𝟑 = 𝟖𝟎 30. A un cierto volumen de una mezcla de monóxido de carbono y acetileno se añaden 100 cm3 de oxígeno. Se hace arder la mezcla y al volver a las mismas condiciones de presión y temperatura queda un volumen de 105 cm3 , que después de pasar a través de una disolución de potasa cáustica se reduce a 35 cm3. Hallar el volumen de mezcla que fue analizado y la composición de la misma. 𝟐 𝑪𝑶 + 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑪𝑶𝟐 𝟐 𝑪𝟐𝑯𝟐 + 𝟓 𝑶𝟐 → 𝟒 𝑪𝑶𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶
- 10. En la muestra final tenemos oxígeno y dióxido de carbono, en concreto 70 cm3 de dióxido de carbono (absorbidos por la sosa) y 35 cm3 de oxígeno restantes. Oxígeno que reacciona: 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 ∗ 𝟏 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑪𝑶 = 𝒙 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝟐𝑯𝟐 ∗ 𝟓 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑪𝟐𝑯𝟐 = 𝟓 𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 Oxígeno que sobra: 𝟏𝟎𝟎 − 𝒙 𝟐 − 𝟓 𝟐𝒚 = 𝟑𝟓 Buscamos el dióxido de carbono formado: 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑪𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑪𝑶 = 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝟐𝑯𝟐 ∗ 𝟒 𝒄𝒎𝟑𝑪𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑪𝟐𝑯𝟐 = 𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝒙 + 𝟐𝒚 = 𝟕𝟎 De las dos ecuaciones: 𝒙 + 𝟐𝒚 = 𝟕𝟎 𝒙 + 𝟓𝒚 = 𝟏𝟑𝟎 Obtenemos x e y: 𝒙 = 𝟑𝟎 ;𝒚 = 𝟐𝟎 Volumen total analizado 50 cm3 . Composición de la mezcla: % 𝑪𝑶 = 𝟑𝟎 𝟑𝟎+𝟐𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟎 %𝑪𝟐𝑯𝟐 = 𝟐𝟎 𝟑𝟎+𝟐𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟎 31. A 100 cm3 de una mezcla gaseosa de sulfuro de carbono y monóxido de carbono se agregan 155 cm3 de oxígeno. Después de hacer estallar la mezcla queda un volumen de 200 cm3 .Calcular la composición de la mezcla primitiva y la mezcla resultante. Sobrará oxígeno y se formará dióxido de carbono y dióxido de azufre. 𝑪𝑺𝟐 + 𝟑 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑺𝑶𝟐 + 𝑪𝑶𝟐 𝟐 𝑪𝑶 + 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑪𝑶𝟐 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑺𝟐 ;𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 𝒙 + 𝒚 = 𝟏𝟎𝟎 El oxígeno que reacciona será: 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑺𝟐 ∗ 𝟑 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑺𝟐 = 𝟑 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 ∗ 𝟏 𝒄𝒎𝟑𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 = 𝒚 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 Oxígeno que sobrará: 𝟏𝟓𝟓 − 𝟑𝒙 − 𝒚/𝟐 Dióxido de azufre que se forma: 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑺𝟐 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑺𝑶𝟐 𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑺𝟐 = 𝟐 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑺𝑶𝟐 Dióxido de carbono que se forma: 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑺𝟐 ∗ 𝟏 𝒄𝒎𝟑𝑪𝑶𝟐 𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑺𝟐 = 𝒙 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑𝑪𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 = 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 Para la mezcla final: 𝟐𝟎𝟎 = (𝟏𝟓𝟓 − 𝟑𝒙 − 𝒚 𝟐 ) + 𝟐𝒙 + 𝒙 + 𝒚
- 11. Tenemos las ecuaciones: 𝒙 + 𝒚 = 𝟏𝟎𝟎 45=0,5 y Por tanto: 𝒚 = 𝟗𝟎 ;𝒙 = 𝟏𝟎 Composición inicial: % 𝑪𝑺𝟐 = 𝟏𝟎 ;%𝑪𝑶 = 𝟗𝟎 Para la mezcla final tenemos: 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 = 𝟏𝟓𝟓 − 𝟑 ∗ 𝟏𝟎 − 𝟗𝟎 𝟐 = 𝟖𝟎 𝒄𝒎𝟑 𝑺𝑶𝟐 = 𝟐 ∗ 𝟏𝟎 = 𝟐𝟎 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 = 𝟏𝟎 + 𝟗𝟎 = 𝟏𝟎𝟎 %𝑶𝟐 = 𝟖𝟎 𝟐𝟎𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟎 %𝑺𝑶𝟐 = 𝟐𝟎 𝟐𝟎𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟎 %𝑪𝑶𝟐 = 𝟏𝟎𝟎 𝟐𝟎𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟓𝟎 32. 50 cm3 de una mezcla de hidrógeno, monóxido de carbono y metano se hacen estallar después de agregar 58 cm3 de oxígeno. Después de la combustión quedan 50 cm3 de una mezcla cuyo 70 % es dióxido de carbono y el 30 % oxígeno. Hallar la composición de aquella mezcla. 𝒙 𝒄𝒎 𝟑 𝑯𝟐 ;𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶;𝒛 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑯𝟒 𝒙 + 𝒚 + 𝒛 = 𝟓𝟎 𝟐 𝑯𝟐 + 𝑶𝟐 → 𝟐𝑯𝟐 𝑶 𝟐 𝑪𝑶 + 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑪𝑶𝟐 𝑪𝑯𝟒 + 𝟐 𝑶𝟐 → 𝑪𝑶𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 Oxigeno gastado en la reacción: 𝒙 𝒄𝒎 𝟑 𝑯𝟐 ∗ 𝟏 𝒄𝒎 𝟑𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎 𝟑 𝑯𝟐 = 𝒙 𝟐 𝒄𝒎 𝟑 𝑶𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 ∗ 𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 = 𝒚 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝒛 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑯𝟒 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝟏 𝒄𝒎𝟑𝑪𝑯𝟒 = 𝟐 𝒛 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 Por tanto: 𝟓𝟖 = 𝒙 𝟐 + 𝒚 𝟐 + 𝟐𝒛 + 𝟎, 𝟑 ∗ 𝟓𝟎 Buscamos el dióxido de carbono formado: 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 ∗ 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶 = 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝒛 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑯𝟒 ∗ 𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝟏 𝒄𝒎𝟑𝑪𝑯𝟒 = 𝒛 𝒄𝒎𝟑 𝑪𝑶𝟐 Por tanto, la tercera ecuación es: 𝒚 + 𝒛 = 𝟓𝟎 ∗ 𝟎,𝟕 El sistema de ecuaciones a resolver: 𝒙 + 𝒚 + 𝒛 = 𝟓𝟎 𝒙 + 𝒚 + 𝟒𝒛 = 𝟏𝟎𝟏 𝒚 + 𝒛 = 𝟑𝟓 Obtenemos: 𝒙 = 𝟏𝟓 ;𝒚 = 𝟏𝟖 ; 𝒛 = 𝟏𝟕 % 𝑯𝟐 = 𝟏𝟓 𝟏𝟓+𝟏𝟖+𝟏𝟕 = 𝟑𝟎 %𝑪𝑶 = 𝟏𝟖 𝟏𝟓+𝟏𝟖+𝟏𝟕 = 𝟑𝟔
- 12. %𝑪𝑯𝟒 = 𝟏𝟕 𝟏𝟓+𝟏𝟖+𝟏𝟕 = 𝟑𝟒 33. Se hace estallar 200 cm3 de una mezcla gaseosa formada por vapor de éter(C4H10O), hidrógeno y oxígeno. Después de la combustión queda un volumen de 95 cm3 , el cual se reduce a 15 cm3 después de tratarlo con potasa cáustica. Calcular la composición de la mezcla primitiva. 𝒙 𝒄𝒎 𝟑 𝑪𝟒𝑯 𝟏𝟎 𝑶;𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑯𝟐;𝒛 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝒙 + 𝒚 + 𝒛 = 𝟐𝟎𝟎 𝟐 𝑪𝟒𝑯 𝟏𝟎 𝑶 + 𝟏𝟑 𝑶𝟐 → 𝟖 𝑪𝑶𝟐 + 𝟏𝟎 𝑯𝟐𝑶 𝟐 𝑯𝟐 + 𝑶𝟐 → 𝟐𝑯𝟐 𝑶 Oxigeno que reacciona: 𝒙 𝒄𝒎 𝟑 𝑪𝟒𝑯 𝟏𝟎 𝑶 ∗ 𝟏𝟑 𝒄𝒎 𝟑𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎 𝟑 𝑪𝟒𝑯 𝟏𝟎𝑶 = 𝟏𝟑 𝟐 𝒙 𝒄𝒎 𝟑 𝑶𝟐 𝒚 𝒄𝒎𝟑 𝑯𝟐 ∗ 𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑯𝟐 = 𝒚 𝟐 𝒄𝒎𝟑 𝑶𝟐 Por tanto, para el oxígeno tenemos 15 cm3 sobrantes, la ecuación es: 𝒛 = 𝟏𝟓 + 𝟏𝟑 𝟐 𝒙 + 𝒚/𝟐 Para el dióxido de carbono tenemos 80 cm3 finales (95-15). El formado por otra parte será: 𝒙 𝒄𝒎 𝟑 𝑪𝟒𝑯 𝟏𝟎 𝑶 ∗ 𝟖 𝒄𝒎 𝟑𝑪𝑶𝟐 𝟐 𝒄𝒎 𝟑 𝑪𝟒𝑯 𝟏𝟎𝑶 = 𝟒 𝒙 𝒄𝒎 𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝟖𝟎 = 𝟒𝒙 El sistema a resolver queda: 𝒙 + 𝒚 + 𝒛 = 𝟐𝟎𝟎 𝟏𝟑𝒙 + 𝒚 − 𝟐𝒛 = −𝟏𝟓 𝟖𝟎 = 𝟒𝒙 Resolviendo: 𝒙 = 𝟐𝟎 ;𝒚 = 𝟐𝟖,𝟑 ;𝒛 = 𝟏𝟓𝟏,𝟕 %𝑪𝟒𝑯 𝟏𝟎 𝑶 = 𝟐𝟎 𝟐𝟎+𝟐𝟖,𝟑+𝟏𝟓𝟏,𝟕 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟎 %𝑯𝟐 = 𝟏𝟎𝟓,𝟕 𝟐𝟎+𝟐𝟖,𝟑+𝟏𝟓𝟏,𝟕 *100=14,2 %𝑶𝟐 = 𝟏𝟓𝟏,𝟕 𝟐𝟎+𝟐𝟖,𝟑+𝟏𝟓𝟏,𝟕 = 𝟕𝟓,𝟗