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• SofíaAcosta

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Escuela de Educación Agraria Nº 2 PROFESOR: ACOSTA, Fabián ALUMNO:__________________________________________

Concentraciones y Soluciones. Pureza, reactivo limitante y rendimiento de la reacción

Modo de expresar las concentraciones Ya que las propiedades físicas y químicas de una solución dependen en gran medida de las cantidades relativas de los componentes, vamos a establecer a continuación las principales unidades de concentración:

En una solución (Sl) llamamos solvente (Sv) al componente que se encuentra en mayor cantidad y soluto (St) al componente en menor cantidad. Las unidades de uso más común son: a) % p/p: porcentaje peso en peso (también llamada % m/m, masa en masa), es la masa en gramos de soluto que están disueltos en 100 g de solución. b) % p/V (% m/V): porcentaje peso en volumen. Indica cuántos gramos de soluto hay disuelto en 100 ml de solución. c) % V/V: porcentaje volumen en volumen. Indica el volumen de soluto que hay disuelto en 100 ml de solución. Esta es la forma de concentración que se usa cuando soluto y solvente son líquidos. d) M: molaridad. Es el número de moles de soluto que hay en un litro de solución. e) X : fracción molar. La fracción de un componente se define como la relación entre el número de

moles de dicho componente y el número total de moles presentes en la solución. Esta expresión de concentración es muy útil para soluciones que tienen muchos componentes, y se utiliza habitualmente para soluciones gaseosas. Si la mezcla tiene dos componentes A y B, siendo n A y nB el número de moles de A y B respectivamente, la expresión de las fracciones molares de cada uno de los componentes resulta:

XA 

n

XB 

A

n n A

B

n

B

n n A

B

Es de notar que la suma de todas las fracciones molares de los componentes de la solución es igual a 1: n

X i 1

i

1

Para la solución de dos componentes: XA + X B = 1

n

n n n n n n n n A

A

+

B

n

B

A

=

B

A

B

A

B

=1

1

¡Escuchame piscuí! Las concentraciones están expresadas en 100 ml o g de Solución. En esta guía no vamos a utilizar las concentraciones en solvente (Sv).

Ejercitación: Se prepara una solución disolviendo 5 g de NaCl en 25 g de agua, resultando la δ = 1,12 g/ml. Exprese su concentración empleando las unidades explicadas previamente. Solución: a) % p/psl La solución es binaria, por lo tanto: masa de la solución = masa de NaCl + masa de agua = 5 g + 25 g = 30 g 30 g de solución -------- 5 g de NaCl 100 g de solución -------- x = 16,7 g de NaCl ∴ 16,7 % p/p b) % p/Vsl Para poder determinar el volumen de la solución teniendo como dato la masa de la misma, necesitamos la densidad de la solución, que relaciona ambas cosas: Si δ= 1,12 g/ml = masa de solución / volumen de solución V = 30 g / 1,12 g/ml = 26,79 ml 26,79 ml de solución -------- 5 g de NaCl 100 ml de solución -------- x = 18,67 g de NaCl ∴ 18,66 % p/V c) % V/Vsl Esta unidad de concentración no es útil en este caso ya que el NaCl es sólido a temperatura ambiente. e) M Moles NaCl / 1000 ml solución [ moles / litro] De la parte b) sabemos que el volumen de la solución V = 26,79 ml 26,79 ml -------- 0,09 moles de NaCl 1000 ml -------- x = 3,36 moles de NaCl Por lo tanto la solución es 3,36 M

d) X Los moles de cada componente los obtenemos a partir de la MM, que relaciona masa con moles. nNaCl = masa NaCl / MM NaCl = 5 g / 58,5 g/mol = 0,09 moles nH2O = masa de H2O / MM H2O = 25 g / 18 g/mol = 1,39 moles XNaCl = 0.09 /(0,09 + 1.39) = 0.06 Por lo tanto XH O = 1 - 0,06 = 0,94 2

Ejercitación: Se prepara una solución mezclando 15 ml de metanol (CH 4O, δ = 0,79 g/ml) con 100 ml de acetona (C3H6O, δ = 0,79 g/ml), resultando la δ = 0,79 g/ml. Exprese su concentración empleando las unidades explicadas previamente. Solución: a) % p/p La solución es binaria, por lo tanto: masa de la solución = masa de metanol + masa de acetona Para poder determinar la masa del soluto y el solvente teniendo como datos los volúmenes de los mismos, necesitamos la densidad del metanol y la acetona, que relaciona ambas cosas: si δ = 0,79 g/ml en ambos casos, entonces mmetanol = 0,79 g/ml . 15 ml = 11,85 g macetona = 0,79 g/ml . 100 ml = 79 g msolución = 11,85 g + 79 g = 90,85 g 90,85 g de solución -------- 15 g de metanol 100 g de solución -------- x = 16,5 g de metanol ∴ 16,5 % p/p

2

b) % p/V volumen de la solución = volumen de metanol + volumen de acetona = 15 ml + 100 ml = 115 ml. de la parte a) sabemos que msoluto = 11,85 g 115 ml de solución -------- 11,85 g de metanol 100 ml de solución -------- x = 11,85 g de metanol ∴10,3 % p/V c) % V/V 115 ml de solución -------- 15 ml de metanol 100 ml de solución -------- x = 10,04 ml de metanol ∴10,04 % p/V e) M Moles metanol / 1000 ml solución [moles / litro] De la parte b) sabemos que el volumen de la solución V = 115 ml 115 ml solución -------- 0,37 moles de metanol 1000 ml solución -------- x = 3,22 moles de metanol Por lo tanto la solución es 3,22 M Otro ejemplo: El ácido nítrico concentrado tiene una riqueza del 69 % p/p y δ = 1,49 g/ml. Indicar su molaridad. Solución: Como deseamos obtener la molaridad de la solución necesitamos conocer el número de moles de soluto que hay en un litro de solución. De acuerdo al porcentaje p/p, sabemos que hay 69 g de soluto cada 100 g de solución. De esta manera podemos calcular directamente el número de moles de soluto presentes en 100 g de solución. Calculamos primero la masa molar del ácido nítrico, que es 63 g/mol. Entonces, en 100 g de solución hay: 63 g HNO3 ----- 1 mol HNO3 69 g HNO3 ----- x = 1,1 moles de HNO3 A continuación calculamos a cuántos ml de solución equivalen 100 g de solución. Para ello empleamos la densidad de la solución: 1,49 g sc. ----- 1 ml de sc. 100 g sc. ----- x = 67,1 ml de sc. Concluimos entonces que en 67,1 ml de solución hay 1,1 moles de HNO 3. Finalmente, debemos averiguar la cantidad de moles que hay en un litro de solución. 67,1 ml sc ----- 1,1 moles HNO3 1000 ml sc ----- x = 16,4 moles/litro sc Por lo tanto la solución es 16,4 M

¡Animate y respondé esto! Tenés dos semanas, si se te complica….

….¡PREGUNTÁ!

Resolver:

1.- El volumen de una solución preparada a partir de 15 g de soluto y 80 g de agua es 90 ml. Calcular su concentración en : a) % m/v b) % m/m. 2.- Una solución acuosa contiene 15 g de azúcar (C 12 H22O11) en 120 ml de solución. La densidad de la solución es 1,047 g/ml. Calcular: a) molaridad b) % m/m c) fracción molar. 3

3.- Dos recipientes iguales, A y B contienen soluciones acuosas de ácido sulfúrico. El rótulo de A dice: ácido sulfúrico 20% m/m, densidad 1,30 g/ml. El rótulo B ácido sulfúrico 4 M. Indique en qué recipiente está la solución más concentrada. 4.- 120 ml de una solución contienen 4,32 g de glucosa (C 6H12O6), siendo la densidad 1,05 g/ml. Calcular: a) Molaridad b) % p/v c) % p/p 5.- Se necesita preparar una solución acuosa al 15 % p/p y sólo se dispone de 45 g de sólido. ¿Qué cantidad (en gramos) de solución podrá prepararse y cuánta masa de agua deberá emplearse? 6.- ¿Cuál de las siguientes soluciones es más concentrada?: a) 0,0004 moles de sacarosa (C12 H22O11) en 0,05 moles de agua. b) 1 g de sacarosa en 1000 g de agua. 7.- ¿Cuántos cm3 de etanol deben agregarse a 200 cm3 de metanol para obtener 10 % v/v?. 8.- Se tiene una mezcla gaseosa de 2 g de nitrógeno, 0,5 moles de oxígeno y 0,8 g de helio. Calcular la fracción molar de cada componente. 9.- ¿A qué volumen se deben diluir 925 ml de ácido sulfúrico 0,1032 M para preparar una solución que sea exactamente 0,1 M? 10.- Se requieren 400 ml de una solución 10 % m/m de ácido clorhídrico cuya densidad es 1,02 g/cm3. a) ¿Cuál es la masa de soluto y solvente necesaria? b) ¿Cuál es la concentración en %m/V? c) ¿Cuál es la M? 11.- ¿Cuántos ml de solución de ácido nítrico 69 % p/p (densidad 1,409 g/ cm 3) se necesitan para preparar 10 l de solución 0,5 M? 12.- Una solución de ácido sulfúrico contiene 12 g de soluto en 100 g de solución y su densidad es 1,06 g/ml. Calcular: a) La concentración expresada en g de soluto por 100 ml de solución. b) La molaridad de la solución. c) Las fracciones molares. 13.- Un estudiante preparó una solución de hidróxido de sodio colocando 1,577 g de este sólido en un matraz aforado de 250 ml añadiendo agua hasta la marca. a) ¿Cuál es la M? b) ¿En qué volumen de esa solución se encuentran las siguientes cantidades de soluto? i. 1 x 10-3 moles de soluto ii. 0,532 g de soluto 14.- Se usa una pipeta para medir 50 ml de ácido clorhídrico 0,1027 M en un matraz aforado de 250 ml. Se añade cuidadosamente agua destilada al matraz hasta la marca. ¿Cuál es la concentración de la solución diluída? 15.- Un químico que estudiaba la propiedad de la emulsión fotográfica decidió preparar una solución 0,1 M de nitrato de plata en agua colocando la sal en un matraz de 50 ml. ¿Cuántos gramos pesó? 16.- a) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico se necesitarán para preparar 1,5 l de solución 0,60 M? 4

b) ¿Qué volumen de ácido nítrico concentrado comercial (solución acuosa) debe usar, si éste tiene una  = 1,41 g/ml y 70 % p/p? 17.- La  de una solución acuosa 1,17 M de sulfato de cinc es 1,81 g/ml a 15 °C. a) ¿Cuál es el porcentaje en peso de dicha sal en la solución? b) ¿Cuál es la fracción molar del sulfato de cinc? 18.- Ordenar las siguientes soluciones de cloruro de potasio en orden creciente de concentración: a) 0,746 % p/v b) 7,46 mg/ml c) 0,1 M 19.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico al 40 % p/p y  = 1,2 g/ml se necesitan para preparar: a) 0,1 l de solución 5 M b) 0,1 Kg de solución 1,25 % p/p? 20.- Se preparó un litro de solución de cloruro de sodio 2x10 -2 M. Si se evaporan 200ml de agua, conteste: a) ¿La solución resultará más diluída o más concentrada? b) ¿Cuál es la nueva concentración? 21.- ¿Hasta qué volumen se deben diluir 100 cm 3 de solución de KCl 1,00 M para obtener una solución 0,500 M? 22.- Se disuelven 8,5 g de ácido clorhídrico en 100 g de agua, resultando una solución con una densidad de 1,2 g/ml. Calcular: a) % p/p b) % p/v c) M d) Fracciones molares. 23.- Se tienen dos litros de solución concentrada de ácido nítrico que contienen 36 moles de soluto. ¿Cuántos ml de solución concentrada se necesitarán para preparar medio litro de solución 0,1 M y qué volumen de agua se deberá agregar? 24.- Calcular el volumen y la concentración de la solución resultante de mezclar 25 ml de una solución 0,2 M con 35 ml de una solución 0,3 M del mismo compuesto. 25.- ¿Qué cantidad de solución de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/ml y 98 % de pureza debe diluirse con agua para obtener 100 ml de solución 20 % p/p y densidad 1,14 g/ml?

Respuestas a los ejercicios: 1.-

a) 16,67 %. b)15,78 %

2.-

a) 0,37 M. b) 11,94 %. c) Xazúcar = 7.07 x 10-3

3.-

B (A = 2,65M)

4.-

a) 0,2 M. b) 3,6 % p/v. c) 3,42 % p/p

5.-

300 g solución, 255 g agua

6.-

a) Xsacarosa = 7.9 x 10-3. b) Xsacarosa = 0.05 x 10-3

7.-

22.22 ml 5

8.-

XN2 = 0,09, XO2 = 0,65, XHe = 0,26

9.-

954,6 ml

10.-

a) 40,8 g de soluto, 367,2 g de solvente. b) 10,2 %. c) 2,8 M

11.-

324 ml

12.-

a) 12,73 % p/v, b) 1,3 M., c) Xsoluto = 0,024, Xsolvente = 0,976.

13.-

a) 0,158 M. b) i. 6,34 ml, ii. 84,34 ml

14.-

0,0205 M

15.-

0,85 g

16.-

a) 56,7 g, b) 57,5 ml

17.-

a) 10,4 % p/p, b) Xsoluto = 0,0128

18.-

Todas son 0,1 M

19.-

a) 38 ml, b) 2,6 ml

20.-

a) Más concentrada, b) 0,025 M

21.-

200 ml

22.-

a) 7,83 % p/p, b) 9,4 % p/v, c) 2,57 M, d) Xsoluto = 0,0398

23.-

2,78 ml de solución concentrada. 497,22 ml de agua

24.-

60 ml, 0,26 M

25.-

12,64 ml

Cálculo del reactivo limitante Si al llevar a cabo una reacción química se seleccionan cantidades arbitrarias de reactivos, es muy probable que uno de ellos se consuma completamente antes de que los otros terminen. Por ejemplo, si se mezclan 4 moles de H2 y 1 mol de O2 y se les permite reaccionar mediante la siguiente reacción: 2 H2 + O2 → 2 H2O Sólo reaccionarán 2 moles de H2, consumiendo completamente el mol de O2, la reacción no puede continuar y ya no puede formarse más producto.

Importante: La cantidad de producto está limitada por el reactivo que desaparece totalmente en primer término, y éste se denomina REACTIVO LIMITANTE Notar que : El reactivo en menor cantidad molar no siempre es el reactivo limitante. Ejemplo: En el siguiente caso de combustión del etileno: C2H4 + 3 O2  2 CO2 + 2 H2O ¿Cuántos gramos de CO2 se formarán al encender una mezcla que contiene 1,93 g de etileno y 5,92 g de oxígeno? Solución:

6

Primero: convertimos las cantidades a moles: 1 mol de C2H4 1,93 g C2H4 x ---------------------- = 0,0689 moles C2H4 disponibles. 26 g de C2H4 1 mol de O2 5,92 g O2 x ------------------ = 0,185 moles de O2 disponible 32 g de O2 Segundo: buscamos el reactivo limitante: Se verá si hay suficiente O2 para reaccionar con todo el C2H4 (una alternativa es ver si hay suficiente C2H4 para reaccionar con todo el O2). Según lo especifica la ecuación química: 1 mol C2H4  3 moles de O2 3 moles de O2 0,0689 moles C2H4 x ---------------------- = 0,207 moles O2 necesarios para 1 mol C2H4 consumir todo el C2H4 Pero sólo se dispone de 0,185 moles de O2, por lo tanto el O2 es el reactivo limitante. Tercero: calculemos la cantidad de producto formado: Ahora se utiliza el reactivo limitante para calcular la cantidad de producto formado. 2 moles de CO2 44 g de CO2 0,185 moles O2 x ---------------------- x --------------------- = 5,43 g CO 2 3 moles deO2 1 mol de CO2 Ejercitación: Supóngase que se utilizan 2 moles de H 2O y 5 moles de NO2 en la reacción que sirve para producir ácido nítrico a partir del dióxido de nitrógeno: 3 NO2 (g) + H2O(I)  2 HNO3 (I) + NO (g) ¿Cuál es el reactivo limitante? Estrategia: se calculan los moles de HNO3 que pueden obtenerse por reacción completa de cada uno de los reactivos. EI reactivo limitante es el que produce menos HNO3. Solución: De la ecuación química se deduce:

3 moles NO2 = 2 moles HNO3 y

1 mol H2O = 2 moles HNO3

Los 2 moles de agua pueden producir: Moles de HNO3:

1 mol H2O

-------- 2 moles HNO3

2 moles H2O -------- x = 4 moles HNO3 Los 5 moles de NO2 pueden producir: Moles de HNO3:

3 moles NO2 -------- 2 moles HNO3 5 moles NO2 -------- x = 3,5 moles HNO3

El NO2 disponible produce una cantidad más pequeña de HNO3, por lo que es el reactivo limitante.

7

Cálculos de pureza

Muchas veces los reactivos con los cuales se trabaja no son puros, para realizar los cálculos estequiométricos se debe trabajar con los gramos de sustancia pura. Ejemplo: Se tratan 500 g de una muestra de CaCO 3 de 85 % de pureza. ¿Cuántos gramos de CaO y CO 2 se obtendrán? CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) Solución: Debemos averiguar cuántos g de CaCO 3 puro tengo en los 500 g de muestra (impuros) de CaCO 3. Al decir que la muestra es de 85% de pureza, se puede establecer la siguiente relación : (hay) 100 g muestra 

85 g puros CaCO3

85 g puros 500 g muestra x -------------------------- = 425 g CaCO 3 puro 100 g de muestra

Según la reacción : 1 mol CaCO3 puro = 100 g CaCO3  1 mol CaO = 56 g CaO 1 mol CaCO3 puro = 100 g CaCO3  1 mol CO2 = 44 g CO2

56 g CaO 425 g CaCO x ------------------- = 238 g CaO 100 g CaCO3 44 g CO2 425 g CaCO x ------------------- = 187 g CO2 100 g CaCO3 Cálculos de rendimiento

Una reacción química puede llevarse a cabo con rendimientos menores al 100 %. Ejemplo : Se tratan 200 g de una muestra de Zn de 90 % de pureza con un exceso de solución de H 2SO4. Como producto de la reacción se forman ZnSO 4 y H2, este último en estado gaseoso. ¿Cuántos litros de H 2 en CNPT se obtendrán si el rendimiento del proceso es del 85 %? Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2 (g)

Solución:

90 g Zn 200 g de muestra x --------------------- = 180 g de Zn puro 100 g muestra 1 mol Zn = 65 g Zn  1 mol H2 (CNPT) = 22,4 l H2 22,4 l H2

8

180 g Zn x ----------------- = 62,03 l H2 en CNPT 65 g Zn Pero el rendimiento es del 85 %; esto significa que por cada 100 litros de H 2 que deberían obtenerse teóricamente, en la práctica sólo se obtienen 85 l. O sea que lo que en realidad se obtiene es el 85 % de 62,03 l. 85 l 62,03 l x -------- = 52,72 l con el rendimiento del 85 % 100 l

Como verás, todos los ejercicios vienen con respuesta. Esto es así por que lo que tratamos de hacer es no equivocar el camino para llegar a la resolución. Si el problema no te dá… ¡Te equivocaste! Empezá de nuevo y siempre Ejercitación: haceme el favor te 1.- Calcular las masaspreguntá….,y de ácido clorhídrico y denohidróxido de sodio que se hagás el vivo y entregá la guía con todo necesitan para obtener 292 g de cloruro de sodio. el problema 2.- Calcule los moles de agua que reaccionarán con 5hecho, moles¿tá declarito óxido de aluminio y los gramos de simpaticón? Las respuestas te las dí yo. hidróxido que se formarán. 3.- Calcule los gramos de agua que reaccionarán con 66,2 l de anhídrido sulfúrico, medidos en CNTP, y los gramos de ácido obtenidos en la reacción. 4.- Calcule los moles de hidróxido férrico que reaccionarán con 5 moles de ácido sulfuroso, los moles de agua y los gramos de sal que se forman en la reacción. 5.- El NH3 reacciona con el O2 para producir NO y H2O de acuerdo con la siguiente reacción balanceada: 4 NH3 + 5 O2 4 NO+ 6 H2O a) ¿Cuántos g de H2O se producen cuando reaccionan 85,15 g de NH 3? b) ¿Cuántos moles de O2 se consumen? c) ¿Cuántas moléculas se producen de NO? d) Nombre los compuestos que intervienen en la reacción. 6.- Considere la reacción entre níquel metálico y ácido sulfúrico para dar sulfato de níquel e hidrógeno. a) Escriba la reacción correspondiente b) Calcule cantidad necesaria de ácido sulfúrico para que reaccione totalmente con 58 g de níquel. c) ¿Cuál es la masa de hidrógeno producida? d) ¿Qué volumen ocupará esa masa de hidrógeno si se la mide en CNPT? e) Calcule la masa de la sal formada. 7.- Calcular el número de moles de dióxido de carbono producidos cuando se quema 1 mol de octano (C8H18). 8.- Cuando se calienta el nitrato de amonio, sólido cristalino y blanco da lugar al óxido de dinitrógeno, gas incoloro y agua. ¿Cuántos moles de N 2O se producen al descomponerse 0.1 mol de NH4NO3? 9.- ¿Qué masa de carbono se necesita para producir 100 Kg de hierro a partir de óxido de hierro(III) en una reacción que de lugar a: a) monóxido de carbono? b) dióxido de carbono? 10.- ¿Cuál es la masa máxima de metano (CH 4) que puede quemarse si sólo se dispone de 1g de oxígeno? 11.- Se mezcló una solución que contenía 5 g de nitrato de plata con 50 ml de una solución de cloruro de potasio al 10% (p/v). ¿Cuál fue el reactivo limitante de la precipitación del cloruro de plata? 12.- Se hacen reaccionar 30 g de sulfato de sodio con 30 g de cloruro de bario para dar sulfato de bario y cloruro de sodio. 9

a) Escriba la reacción correspondiente. b) ¿Cuál es la cantidad de sulfato de bario formada? c) ¿Qué masa del reactivo en exceso queda sin reaccionar? 13.- El tricloruro de fósforo reacciona con el agua para formar ácido fosforoso (H 3PO3) y cloruro de hidrógeno. ¿Cuál es el reactivo limitante cuando se mezclan 25 g de tricloruro de fósforo con 10 g de agua ? ¿Qué mása de ácido fosforoso puede obtenerse? 14.- Un químico forense analizó una muestra de plástico hallada en el escenario de un crimen y observó que su composición porcentual másica era: 86 % de C y 14 % de H. ¿Cuál es la fórmula empírica del plástico? 15.- Según la reacción: Ca + HCl  CaCl2 + H2 se obtuvieron 11,1 g de CaCl 2, sobrando 15 g de HCl. ¿Cuáles eran las masas iniciales? Nombre los compuestos que intervienen en la reacción. 16.- a) Escriba la reacción de neutralización entre el ácido nitroso y el hidróxido férrico. b) Si se hacen reaccionar 30 ml del ácido de concentración 2 M, ¿cuántos moles de hidróxido se necesitan? c) Calcule el número de moléculas de sal que se obtienen. 17.- 126 l de oxígeno medidos en CNPT se produjeron por descomposición térmica de nitrato de potasio, según: nitrato de potasio  nitrito de potasio + oxígeno Calcule: a) ¿Cuántos g del reactivo se han usado? b) ¿Qué masa y qué cantidad de nitrito de potasio (moles) se han producido? 18.- El mercurio reacciona con el bromo para producir bromuro mercúrico de acuerdo a la siguiente reacción: mercurio + bromo  bromuro mercúrico Cuando 250 g de bromo reaccionan con 250 g de mercurio: a) ¿Cuál de las sustancias está en exceso? b) ¿Cuántos g de bromuro mercúrico se producen? c) ¿Qué masa de la sustancia en exceso quedó sin reaccionar? d) ¿Cómo respondería a la pregunta a) si en lugar de hacer reaccionar masas iguales de los reactivos, se hacen reaccionar un numero idéntico de moles de cada uno? 19.- ¿Cuál será la pureza de una muestra de sulfuro de potasio si con 2,4 g del mismo se pueden obtener 0,06 l de ácido sulfhídrico en CNPT? sulfuro de potasio + ácido clorhídrico  cloruro de potasio + ácido sulfhídrico (g) 20.- Al calentarse 300 g de NH4Cl a una cierta temperatura se produjo en un 70 % la descomposición térmica del mismo: NH4Cl  HCl + NH3 a) Nombre los compuestos que intervienen en la reacción b) Calcule la composición final del sistema expresado en g y moles. 21.- ¿Qué masa de cloruro de plata se obtiene, qué reactivo queda en exceso y en qué cantidad, cuando se hacen reaccionar 5 g de nitrato de plata al 80 % de pureza con 20 ml de una solución de cloruro de bario 0,3 M? nitrato de plata + cloruro de bario cloruro de plata + nitrato de bario 22.- Se mezclan 100 ml de una solución 1,5 M de ácido sulfúrico y 100 ml de hidróxido de bario 2 M. a) ¿Cuál fue el reactivo limitante de la precipitación del sulfato de bario?. b) Calcular la masa, los moles y las moléculas que se obtienen del sólido. 23.- Cuando se calientan carbonatos se forma dióxido de carbono. Este proceso se utiliza industrialmente para obtener cal viva (CaO) a partir de caliza (CaCO 3). Calcular la masa de dióxido de carbono producida al descomponerse 12 g de carbonato de calcio 90% de pureza. Además calcular los litros en CNPT del gas producido. RESPUESTAS: 10

1.-

200 g de NaOH, 182,2 g de HCl,

2.-

15 moles H2O, 780 g de Al(OH)3

3.-

53,2 g de agua, 289 g de ácido sulfúrico

4.-

3,33 moles de hidróxido férrico, 10 moles de agua, 586,7 g de sal

5.-

a) 135,23 g de H2O, b) 6,25 moles de O2, c) 3,02.1024 moléculas de NO

6.-

a) Ni + H2SO4  NiSO4 + H2, b) 96,85 g de ácido sulfúrico, c) 1,97 g de H 2, d) 22,13 litros, e) 152,87 g de sal

7.-

8 moles de CO2

8.-

0,1 moles de N2O

9.-

a) 32,14 kg de C, b) 14,07 kg de C

10.-

0,25 g de CH4

11.-

Nitrato de plata

12.-

a) Na2SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2 NaCl, b) 33,55 g de BaSO4, c) 9,37 g de Na2SO4

13.-

El rvo. limitante es el PCl3. Se forman 14,9 g de ácido fosforoso.

14.-

CH2

15.-

22,3 g de HCl, 4 g de Ca

16.-

a) 3 HNO2 + Fe(OH)3  Fe(NO2)3 + 3 H2O, b) 0,02 moles de hidróxido férrico, c) 1,2.10 22 moléculas de Fe(NO2)3.

17.-

a) 1137,4 g, b) 957,4 g y 11,25 moles.

18.-

a) Bromo, b) 449,15 g, c) 50,85 g

19.-

12,5 % de pureza.

20.-

b) 90 g de cloruro de amonio, 143,21 g de ácido clorhídrico y 66,79 g de amoníaco.

21.-

Reactivo en exceso: Nitrato de plata. Quedan sin reaccionar 2,04 g de AgNO 3. Se obtienen 1,72 g de cloruro de plata.

22.-

a) ácido sulfúrico, b) 0,15 moles, 34,95 g y 9,03.10 22 moléculas.

23.-

4,75 g de CO2, 2,42 litros de CO2

Bibliografía: QUÍMICA. Chang, Raimond. 6ª Edición. Mc Graw Hill 2001 México Módulo de Ingreso Área: Química Universidad Nacional de Mar del Plata. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales. Departamento de Química 2004

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