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• Jose Marlove Gonzalez Hernandez

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Química

Taller Estequiometría 1. Para la producción comercial de HNO3, se hace pasar ácido clorhídrico, sobre nitrato de sodio. Si se dispone de 250 gramos de nitrato de sodio, que contienen el 93% en peso de nitrato de sodio, y 245 ml de ácido clorhídrico, que tiene densidad 1,2 g/ml; con el 36% en peso de HCl. HCl + NaNO3  HNO3 + NaCl a. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico con un 70% en peso de HNO3 se puede obtener? b. ¿Cuántas moles del reactivo en exceso se consumieron? 2. Para la producción comercial de una sal, se hace pasar ácido clorhídrico, sobre hidróxido de calcio. Si se dispone de 180 gramos de hidróxido de calcio y 300 ml de ácido clorhídrico concentrado, densidad 1.19 g/ml y porcentaje en peso del 38%. 2HCl + Ca (OH)2  CaCl2 + 2H2O a. ¿Cuántos gramos de cloruro de calcio, que contiene un 80% de pureza se puede obtener? b. ¿Cuántas moles del reactivo en exceso quedaron sin reaccionar?. 3. ¿Cuántos gramos de fosfato de calcio que contiene el 80% de pureza se puede obtener por la reacción de 135 gramos de carbonato de calcio que contiene el 95% en peso y se hace reaccionar con 60.0 mL de ácido fosfórico, de densidad 1,68 g/mL. Los productos de reacción son fosfato de calcio, dióxido de carbono y agua. 4. ¿Cuántos gramos de fosfato de calcio que contiene el 65% de pureza se pueden obtener por la reacción de 45 gramos de hidróxido de calcio que contiene el 90% en peso de hidróxido de calcio que se hace reaccionar 20.0 mL de ácido fosfórico de densidad 1,68 g/ml, que tiene un porcentaje en peso del 70% de ácido fosfórico. ¿Cuánto en gramos de fosfato de calcio puro se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 50%? 3Ca (OH)2 + 2H3PO4  Ca3 (PO4)2 + 6H2O 5. El azufre se puede obtener por reacción entre el ácido nítrico y el ácido sulfhídrico, según la ecuación presentada. Si se tienen 30 ml de ácido nítrico de densidad 1,2 g/ml y con un porcentaje en peso del 68% y 18 gramos de ácido sulfhídrico que contienen el 79% en peso de ácido sulfhídrico. 2HNO3 + 3H2S  2NO + 4 H2O+ 3S a. Calcular la masa de azufre obtenido, con el 80% de pureza, en esta reacción. b. Calcular la cantidad de reactivo en exceso. 6. La reacción entre el cloruro de calcio y nitrato de plata, produce: cloruro de plata y nitrato de calcio, según la ecuación: a. Escriba la ecuación química de la reacción e indique que tipo de reacción es. b. Cuántos gramos de cloruro de plata con 74% de pureza se pueden obtener por la reacción de: 120 gramos de cloruro de calcio, con 220 gramos de nitrato de plata que contiene el 65% en peso de nitrato de plata. c. Si la eficiencia de la reacción es del 93% ¿cuántos gramos de nitrato de calcio se obtienen? d. ¿Cuántos gramos de cloruro de plata del 80% de pureza se obtienen con la eficiencia del 93%?.

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7. El HCl se puede obtener por la reacción de H2SO4 sobre cloruro de sodio, según la ecuación: 2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl a. Qué volumen de HCl de densidad 1.2 g/ml y con el 35% de pureza, se puede obtener por la reacción de 200 gramos de NaCl del 87% de pureza, cuando reaccionan con 100 ml de solución de ácido sulfúrico que tiene una densidad de 1,8 g/ml y con un porcentaje en peso de H2SO4 del 78%. b. ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se obtienen si la eficiencia de la reacción es del 60%?. 8. Para la producción comercial de carbonato de amonio (NH4)2CO3, se hace pasar ácido carbónico, sobre hidróxido de amonio (NH4OH). Si se dispone de 200 ml de hidróxido de amonio 0,5 M y 2,5 g de ácido carbónico. ¿Qué cantidad de carbonato de amonio con el 80% en peso de carbonato de amonio, se puede obtener? H2CO3 + NH4OH  (NH4)2CO3 + H2O 9. De un frasco de reactivos que contiene HCl etiquetado HCl concentrado, densidad 1,26 g/ml y con un porcentaje en peso de 36%; para preparar una solución diluida, se midieron 25 ml de esta solución concentrada y se llevaron con agua hasta un volumen de 250 ml en un matraz aforado. Calcular la concentración molar y normal de la solución preparada. 10. Qué volumen de solución de HNO3 concentrado que contiene el 60% en peso de ácido nítrico, y con una densidad de 1,2 g/ml se debe utilizar para preparar 250 ml de solución 0,25 N. 11. Calcule el volumen aproximado de agua que debe adicionarse a 120 ml de solución de H3PO4 2.5 N, para hacerla 1.5 N. Exprese la concentración de la solución anterior (1.5 N), en M, ppm y %p/v. ¿Cuántos gramos de KOH, serán necesarios para neutralizar 50 ml de la solución anterior? 12. Para la siguiente reacción, hallar agente oxidante, agente reductor, y sus respectivos pesos equivalentes. K2Cr2O7 + FeSO4 + H2 SO4  Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 +K2SO4 + H2O a. Calcular ¿cuántos gramos de sulfato ferroso, se necesitan para reducir completamente 50 gramos de dicromato de potasio. b. Cuantos gramos de sulfato férrico se deben obtener cuando reaccionan los 50 gramos del oxidante 13. Dada la reacción: a. b. c.

Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O Calcular los equivalentes de cobre necesarios, para que reaccionen 13 mL de HNO3 0,11 N. Calcule los gramos de cobre empleados en esta reacción. Calcule los gramos de HNO3 empleados en esta reacción.

14. ¿Cuántos gramos de yodo se obtienen por la reacción de 25 gramos de cloruro férrico que contiene el 67% en peso de cloruro férrico, cuando se hace reaccionar con 45 gramos de yoduro de potasio que contiene el 58% en peso de yoduro de potasio. Calcule los equivalentes de la sustancia oxidada en esta reacción FeCl3 +

KI 

FeCl2 + I2 +

KCl

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15. Para la siguiente reacción: K2Cr2O7 + H 2SO4 + H2O2  K 2SO4 + Cr2 (SO4)3 + O2 + H2O a. Hallar pesos equivalentes de agente oxidante y agente reductor. b. Se dispone de 25 ml de dicromato de potasio 0,3 N, ¿cuántos gramos de peróxido de hidrógeno se debe adicionar son necesarios, para que reaccione todo el dicromato? c. Si la densidad del peróxido empleado es 1,05 g/ml, que volumen del mismo se debió adicionar para reducir todo el dicromato? d. ¿Cuántos gramos de sulfato crómico se obtienen en esta reacción. 16. El permanganato de potasio, reacciona en medio ácido con el cloruro ferroso, según la ecuación: KMnO4 + HCl + FeCl2  FeCl3 + MnCl2 + KCl + H2O a. Qué volumen de KMnO4 0,2 M debe reaccionar con 2 gramos de cloruro ferroso. b. Cuántos gramos de cloruro manganoso se obtienen? 17. Dada la siguiente reacción: a. b.

K2Cr2O7 + H2O2 + HCl  CrCl3 + KCl + O2 + H2O ¿Qué volumen de O2 (gaseoso) se obtiene a 560 mm de Hg y temperatura de 20°C; cuando 10 gramos de K2Cr2O7, del 75% de pureza se hacen reaccionar con 60 ml de H2O2 0,3 M. Si el O2 obtenido se mezcla con 1,0 gramo de N2. Calcule la Presión parcial del nitrógeno en la mezcla, teniendo en cuenta que la presión es de 560 mmHg.

18. ¿Qué volumen de Cl2 se obtiene a 560 mm de Hg y temperatura de 18°C; cuando 50 gramos de KMnO4, oxidan completamente todo el ácido clorhídrico disponible, hasta Cl2 gaseoso? HCl + KMnO4  MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O 19. Para la producción de 250 ml de gas hidrógeno, se consumieron 0,52 gramos de cinc metálico, con adición de HCl concentrado. El gas obtenido (H2) se recogió sobre agua. Se trabajó a una presión de 630 mm de Hg y a una temperatura de 25°C. Zn + HCl  ZnCl2 + H2. a. Calcule el volumen molar de Hidrógeno producido en condiciones normales. b. Calcule el peso equivalente-gramo del Zn para esta reacción. 20. Qué volumen de Cl2 a condiciones normales, se obtiene por la reacción de 1,2 gramos de KMnO4 con 85.0 ml de HCl 0.5 M. Según la ecuación: HCl + KMnO4  MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O 21. Dada la siguiente reacción: a. b.

H2S + O2 (g) + H2O  SO2 (g) + H2O Que volumen de O2 a condiciones normales se debe utilizar para oxidar completamente 80.0 gramos de H2S hasta SO2. Halle las moles y el volumen de SO2 producido.

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22. El clorato de potasio (KClO3), se descompone en KCl y O2, de acuerdo a la siguiente reacción: KClO3(S)  KCl(S) + O2 (g) Calcule el volumen de oxigeno producido a 20°C y 0.8 atmósferas de presión, cuando se calientan 200 gramos de clorato de potasio del 80% de pureza. 23. De acuerdo a la siguiente reacción: a. b. c.

CS2 (l) + 3O2 (g)  CO2 (g) + 2SO2 (g) Calcule el volumen de oxigeno a C.N. que debe hacerse reaccionar con 50 mililitros de CS2, que presenta una densidad de 1.2 g/ml. ¿Cuántos gramos de CO2 se deben obtener? Halle el volumen de SO2 producido a condiciones normales.

24. Hallar el volumen de CO2 producido y la cantidad de agua en gramos, a una presión de 580 mmHg, cuando se hacen reaccionar 8.30 litros de gas propano con 200.0 gramos de oxigeno, a 27°C. C3H8 (g) + 5O2 (g)  3CO2 (g) + 4H2O (g) 25. El paso final en la manufactura del metal platino (para el uso en convertidores catalíticos y otros productos) está dado por la reacción: Hexacloroplatinato (IV) de amonio → Platino + Cloruro de amonio + Nitrógeno (N2) + Ácido clorhídrico a. b. c. d.

¿Cuánto hexacloroplatinato (VI) de amonio se requiere para la producción de 2,500 kg de platino si la reacción que tiene un rendimiento del 94.0% (masa en g)? ¿Cuántas moles de nitrógeno se producen? ¿Cuántos átomos de hidrógeno correspondientes al cloruro de amonio? ¿Qué volumen (en L) de ácido clorhídrico si la densidad del ácido es 1,19 g / mL?

26. En la producción de sulfato de cobre (II) a partir de cobre metálico se llevan a cabo las siguientes reacciones: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O Cu(NO3)2 + NaHCO3 → CuCO3 + NaNO3 + CO2 + H2O CuCO3 + H2SO4 → CuSO4 + CO2 + H2O Calcule la cantidad de cobre necesaria para producir 5,00 g de sulfato cúprico al 70% si el rendimiento de las reacciones son 80% (I) , 86% (II) y 90% (III) respectivamente. 27. El titanio es un metal que se utiliza en la fabricación de motores y estructuras de aeroplanos. Éste se puede obtener a partir de dióxido de titanio por el proceso que describen las siguientes ecuaciones químicas: TiO2(s) + C(s) + Cl2(g) → TiCl4(l) + CO2(g) + CO(g) Mg(s) + TiCl4(l) → MgCl2(s) + Ti(s) Para llevar a cabo la primera reacción se disponen en un vaso de reacción 4,15 g de dióxido de titanio y 5,67 g de carbono. Si la primera reacción se da con un rendimiento del 80% calcule: a. Las moles de monóxido de carbono producidas b. El número de moléculas de dióxido de carbono producidas c. Los gramos de cloruro de titanio al 87% de pureza producidos.

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Después de haberse llevado a cabo la primera reacción se extraen los gases producidos y se adicionan 3,52g de magnesio para lograr la última etapa para la producción de titanio. Si la segunda reacción se lleva a cabo con un rendimiento del 78%, calcule: d. La masa de titanio al 86% de pureza e. Las moles del reactivo en exceso que quedan sin reaccionar.

28. El cloruro de amonio es un compuesto inorgánico que se encuentra como un sólido cristalino altamente soluble en agua. Se usa como fuente de nitrógeno en diversos fertilizantes, como ingrediente en juegos pirotécnicos, como fijador en procesos metalmecánicos como el galvanizado y la soldadura, entre otras muchas aplicaciones. Usted es el ingeniero de planta de una industria metalmecánica que requiere hacer urgentemente un recubrimiento de estaño, proceso para el cual necesita un baño con cloruro de amonio; y su operario le informa que no encuentra este compuesto en bodega. Para solucionar este problema el almacenista le dice que le puede entregar 15.0L de gas amoniaco a 100 torr y 23°C y 25L de gas cloruro de hidrógeno a 150 torr y 23°C para que lleve a cabo la siguiente reacción: NH3(g) + HCl (g) → NH4Cl(s) a. Calcule la masa de NH4Cl que puede obtener. b. Determine si la cantidad que puede obtener es suficiente para preparar los 50.0L de la solución 1,00 x 10-3M de cloruro de amonio que requiere para el proceso c. Identifique el gas que se encuentra en exceso y determine su presión (en torr) a 27°C luego de que la reacción se completa (en el volumen combinado de los dos frascos originales) 29. Sobre una cierta cantidad de sulfito alumínico se añade la cantidad estequiométrica de ácido clorhídrico, en forma de disolución acuosa al 9,5% en peso y densidad 1,20 g/mL para que se produzca la siguiente reacción: Sulfito alumínico (S) + ácido clorhídrico (aq) → dióxido de azufre (g) + cloruro alumínico + agua El dióxido de azufre producido se recoge en un recipiente de 20L de capacidad, inicialmente lleno de airea a 20°C y 1atm de presión. La presión después de la introducción del dióxido de azufre resultó ser de 1,36 atm. Se pide: a. La reacción balanceada b. Las presiones parciales en el recipiente antes y después de la introducción del dióxido de azufre c. Moles de dióxido de azufre producido y la masa del sulfito alumínico gastado d. El volumen en mL de la disolución de ácido clorhídrico empleado. La molaridad de dicha solución y la concentración molar del cloruro alumínico obtenido 30. El peróxido de sodio (Na2O2), se emplea en la purificación del aire en submarinos ya que reacciona con el dióxido de carbono. En una prueba piloto se ponen a reaccionar 15.0 g de peróxido de hidrógeno con 8.3328 dm3 de dióxido de carbono; si se obtienen 2.00 dm3 de oxígeno, calcule el rendimiento porcentual de la reacción, considere que todos los gases se miden a 25°C y 1 atm. Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + O2

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31. En un recipiente de 10.0 L construido de hierro se introduce aire (cuya concentración expresada como fracción molar de oxígeno es 0.21 y de nitrógeno es 0.79) a una temperatura de 350 °F hasta conseguir que la presión al interior de este sea de 73.5 torr. Si se considera que todo el oxígeno reacciona y que la única reacción posible es la oxidación del hierro a óxido de hierro (II): a. Escriba la ecuación química que describe el proceso de oxidación del recipiente y las semirreacciones de oxidación y reducción relacionadas. b. Determine el peso equivalente del agente reductor. c. Determine el número de electrones trasferidos por cada molécula del agente oxidante. d. Calcule los gramos de óxido de hierro que se formarán. e. Calcule la presión final en el recipiente después de la reacción. f. Calcule la temperatura a la que habría que calentar el recipiente para que después de la reacción se logre alcanzar la presión inicial. Considere para los cálculos que el volumen del recipiente se mantiene constante ya que el volumen ocupado por el compuesto formado es despreciable. 32. Actualmente se busca el desarrollo y aplicación de combustibles más eficientes y amigables con el ambiente entre los que sobresale el hidrógeno. El hidrógeno puede ser generado a partir de gas natural en un proceso denominado reformado de metano (el metano es el componente principal del gas natural). A altas temperaturas (700 – 1100°C), el vapor de agua reacciona con el metano (CH4) en un reacción endotérmica para producir gas de síntesis (mezcla de CO y H2). CH4 + H2O → CO + H2 En un segundo paso, a baja temperatura (alrededor de 130°C), se puede generar más hidrógeno. CO + H2O → CO2 + H2 Esta oxidación también provee la energía necesaria para mantener la reacción. El calor adicional requerido para dirigir el proceso se suple generalmente por combustión de cierta porción del metano. a. Calcule la fracción molar de H2 obtenido en la primera etapa y en la segunda etapa del reformado si se hacen reaccionar 1.00 L de CH4 con 1.50 L de H2O a 780 mmHg y 900°C en la primera etapa, y 130°C en la segunda etapa. b. Halle la presión final en la primera y la segunda etapa 33. Cierta empresa industrial compra 5,00 x104 kg de zinc con el fin de usarlo para galvanizar una pieza de hierro que posee una de 500.0 g del mismo sus máquinas principales y así evitar su corrosión. Para determinar la pureza del zinc comprado se tomaron y se trataron con HCl al 10 % en peso y densidad 1,180 g/mL, consumiéndose 0.700 L de dicho ácido. La ecuación de la reacción es la siguiente: HCl(ac) + Zn(s) → ZnCl2(ac) + H2(g) Calcule: a. El porcentaje de Zinc en la muestra b. Molaridad de la disolución de HCl c. La presión del gas hidrógeno producido expresado en mmHg sabiendo que la reacción se da a 200°C y se confina en un recipiente con un volumen de 2.00L 34. Para cada una de las siguientes reacciones:

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La ecuación química balanceada La semirreacción de oxidación cuando haya lugar La semirreacción de reducción cuando haya lugar El tipo de reacción química El grupo funcional inorgánico de cada uno de los elementos y compuestos

Reacciones: i. Dicromito ferroso + carbonato de sodio + oxígeno molecular → cromato de sodio + óxido férrico + dióxido de carbono ii. perclorato de amonio + aluminio → óxido de alumnio + nitrógeno molecular + ácido clorhídrico + agua iii. sulfato cuprico pentahidratado + fosfina → fosfuro cúprico + ácido sulfúrico + agua iv. clorato de potasio + cloruro de cromo (III) + hidróxido de potasio → cromato de potasio + agua + cloruro de potasio 35. En el laboratorio usted tomó un trozo de 0.759g de magnesio y lo llevó a la llama hasta obtener su ignición completa. Después de observar la llama brillante trasladó el residuo a un vaso de precipitado con aproximadamente 3.00 mL de agua. Al adicionar a la mezcla 3 gotas de fenolftaleína inmediatamente obtuvo un cambio de coloración de transparente a rosa brillante. a. ¿Cuál es el rango de pH que debería tener la solución obtenida? ¿Por qué? b. El número de moles de magnesio involucradas en la reacción. c. Escriba la(s) ecuación(es) química(s) correspondiente(s) a la(s) reacción(es) involucrada(s) en el procedimiento. d. Determine el tipo de cada una de las reacciones. e. Escriba el grupo funcional inorgánico de los compuestos involucrados en cada una de las reacciones. 36. El ácido tartárico, H2C4H4O5, tiene dos hidrógenos de carácter acido. Esta sustancia suele estar presente en vinos y se precipita de disolución conforme el vino se envejece. Una solución que contiene una concentración desconocida del ácido se titula con NaOH, se requiere 22.62 mL de disolución 0.2000 M de NaOH para titular ambos hidrógenos ácidos en 40.00 mL del vino: Escriba la ecuación iónica neta balanceada para la reacción de neutralización y calcule la molaridad de la disolución de ácido tartárico. ¿Cuál es la concentración en %p/v de ácido tartárico en el vino? 37. Un camión tanque que llevaba 5.0x103 kg de disolución concentrada de ácido sulfúrico se vuelca y derrama la carga. Si el ácido sulfúrico tiene 95% en masa de H2SO4 y una densidad de 1.84 g/mL, ¿Cuántos kilogramos de carbonato de sodio se requiere para neutralizarlo? 38. Se prepara una disolución mezclando 12.0 g de NaOH y 75.0 mL de HNO3 0.200 M. (a) Escriba la ecuación balanceada para la reacción que se da entre los solutos. (b) calcule la concentración de cada uno de los iones que permanecen en la disolución. (c) ¿la solución final es acida o básica?

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39. Se toman 0.6465 g de una muestra de mineral de hierro y se atacan con un exceso de HCl, con lo que todo el hierro contenido en la muestra pasa a la disolución en forma de cloruro ferroso. Esta disolución se valora con otra de KMnO4 0.250 M, consiguiendo oxidar todo el Fe2+ a Fe3+, necesitándose 80.10 mL hasta llegar al punto de equivalencia. Calcula el porcentaje en peso de hierro en el mineral. 40. A 50.0 ml de una disolución acuosa de sulfato de hierro (II) se añaden unas gotas de ácido sulfúrico y se valoran con una disolución 0.25 M de permanganato potásico, consiguiendo oxidar todo el Fe2+ a Fe3+. Si para alcanzar el punto de equivalencia son necesarios 30.0 ml, ¿cuál es la molaridad de la disolución de sulfato de hierro (II)?. 41. El ácido oxálico H2C2O4 es fuertemente tóxico para el organismo humano, (en el caso de nuestras prácticas de laboratorio se ha utilizado para estandarizar el NaOH en la práctica de titulación), De ser ingerido, se puede neutralizar con KMnO4 en medio del HCl presente en el estómago. La reacción que se produce es: KMnO4+ H2C2O4 + HCl → MnCl2 + CO2 + KCl + H2O Si una persona ha ingerido 0,0500 moles de ácido oxálico y se le trata con 4,50g de permanganato de potasio a. ¿Cuál sustancia es el agente oxidante? b. ¿Cuál sustancia es el agente reductor? c. ¿Cuál sustancia se oxidó? d. ¿Cuál sustancia se redujo? e. ¿Cuántas moles de KMnO4 se requieren para neutralizar el ácido? f. ¿Cuántas moles de KMnO4 se pusieron en exceso? g. Gramos de MnCl2 producidos 42. El electrolito en una batería de plomo debe tener una concentración de H2SO4 entre 4.8 y 5.3 M para que la batería sea lo más efectiva posible. Una muestra de 5,00 mL del ácido de la batería necesita 49.74 mL de NaOH 0.935 M para reaccionar completamente. ¿La concentración del ácido está dentro del intervalo deseado? Si no es así, ¿cuánto H2SO4 17.7 M o cuánta agua debe agregar a 100 mL de la solución de electrolito para obtener 150.0 mL de solución cuya concentración sea de 5.3 M en ácido sulfúrico? 43. Las baterías alcalinas funcionan a través de una reacción de oxidación-reducción. El ánodo está constituido de zinc en polvo, en tanto que el cátodo está compuesto de óxido de manganeso (IV). La reacción requiere el uso de un electrolito como el hidróxido de potasio (de ahí el nombre de alcalinas). La reacción global es: Zn(s) + MnO2(s) → ZnO(s) + Mn2O3(s) Si se tiene un cátodo de 8.00 g y un ánodo de 6.50 g, responda: a. ¿Cuál es el reactivo limitante? b. ¿Cuál es el peso equivalente para el agente oxidante y el agente reductor? c. ¿Cuánto óxido de zinc se formaría? 44. El óxido nitroso (N2O) también se denomina “gas hilarante”. Se puede preparar por la descomposición térmica de nitrato de amonio (NH4NO3). El otro producto es agua. a. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción b. ¿cuántos gramos de N2O se formarán si se utilizan 0.46 moles de NH4NO3 para la reacción?

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45. Las disoluciones de hipoclorito de sodio, NaClO, se venden como blanqueadores (Clorox). Se preparan mediante la reacción del cloro con hidróxido de sodio. 𝑁𝑎(𝑎𝑐) + 𝐶𝑙2 (𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙) Si se tienen 1.23 moles de NaOH (pureza del 97%) y están disponibles para reaccionar con 103.0 gramos de Cl2 (Pureza 95%): a. b. c. d.

¿Cuál es el reactivo límite? ¿Cuántas moles y cuántos gramos de NaClO pueden obtenerse? ¿Cuántas moles y moléculas quedan del reactivo en exceso? ¿Cuál es la masa que se obtiene de NaClO si se tiene un rendimiento del 89.6%?

46. El amoniaco y el ácido sulfúrico reaccionan para formar sulfato de amonio. a. Escriba y balancee la ecuación para la reacción. b. Determine la masa inicial (en g) de cada reactivo si se producen 20.3 g de sulfato de amonio y quedan sin reaccionar 5.89 g de ácido sulfúrico. c. Considere que la reacción tiene un rendimiento del 85%. ¿Cuántas moles de amoniaco iniciales se deben tener para producir 1.58 moles de sulfato de amonio?. 47. El sulfato de calcio es el componente principal del yeso y rocas sedimentarias. Los desperdicios de sulfato de calcio pueden convertirse en cal viva (CaO) por reacción con carbono a temperatura elevada. Las dos reacciones siguientes representan la secuencia de reacciones que ocurren Reacción 1: 𝐶𝑎𝑆𝑂4 (𝑠)+ 4C(𝑠) → 𝐶𝑎𝑆(𝑙)+4𝐶𝑂(𝑔) Reacción 2: 𝐶𝑎S (𝑙) + 3𝐶𝑎𝑆𝑂4 (𝑠) → 4𝐶𝑎(𝑠)+4𝑆𝑂2 (𝑔) a. b.

¿Qué masa de dióxido de azufre puede obtenerse a partir de 1.250 kg de sulfato de calcio? ¿Qué masa de dióxido de azufre puede obtenerse a partir de 1.250 kg de sulfato de calcio si el rendimiento de la reacción 1 es del 89.2% y de la reacción 2 es 92.5%?

48. El sulfato de calcio, CaSO4, es un polvo blanco cristalino. El yeso es un mineral, o sustancia natural, que es un hidrato de sulfato de calcio. Una muestra de 1.000 g de yeso contiene 0.791g de CaSO 4. ¿Cuántas moles de CaSO4 hay en esta muestra? Suponga que el resto de la muestra es agua. ¿Cuántas moles de H 2O hay en la muestra? Demuestre que el resultado es consistente con la fórmula CaSO4*2H2O. 49. El metal tungsteno, W, se usa para fabricar filamentos para focos incandescentes. El metal se produce a partir de la reacción de óxido de tungsteno (VI) amarillo, WO3, con hidrógeno. 𝑊𝑂3 (𝑠)+3𝐻2 (𝑔) → W(𝑠)+𝐻2𝑂(𝑙) a. ¿Cuántos gramos de tungsteno pueden obtenerse a partir de 4.81 kg de hidrógeno (pureza 94.7%) con óxido de tungsteno (VI) en exceso? b. Considere la misma cantidad de hidrógeno y 150.0 kg (pureza 83.0%) de WO3. Calcular el reactivo limitante, las moles del reactivo en exceso, y la masa real producida si el rendimiento de la reacción es del 85.7%.

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50. Un volumen de 22.05 mL de una disolución que contiene 1.615 g de nitrato de magnesio se mezcló con 28.64 mL de una disolución que contiene 1.073 g de hidróxido de sodio. a. Calcular la concentración molar inicial de cada solución. b. Escriba y balancee la reacción que se da entre el nitrato de magnesio y el hidróxido de sodio. c. Calcular las concentraciones de los iones que permanecen en solución después de que la reacción se completa. Suponga que los volúmenes son aditivos. 51. El ácido muriático, un ácido clorhídrico de grado comercial que se usa para limpiar superficies de mampostería, contiene usualmente 10.0 % p/p de HCl y tiene una densidad de 1.20 g/mL. ¿Cuál es el volumen de HCl necesario para reaccionar con 5.250 g de carbonato de calcio (Pureza 94.5%)? 𝐶𝑎𝐶𝑂3 (𝑠)+𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑐)→𝐶𝑎𝐶𝑙2 (𝑎𝑐)+𝐶𝑂2 (𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) 52. Una disolución de 100.0 mL de KOH 0.200M se mezcla con una disolución de 200.0 mL de NiSO4 0.150 M. El producto principal es hidróxido de níquel (II). a. Escriba la ecuación química balanceada para la reacción que ocurre b. ¿Cuál es el precipitado que se forma? c. ¿Cuál es el reactivo limitante? d. ¿Cuántos gramos se forman de este precipitado? e. ¿Cuál es la concentración de cada ion que permanece en solución? 53. Una disolución se prepara mezclando 12.0 g de NaOH y 75.0 mL de HNO3 0.200 M. a. Escriba una ecuación balanceada la reacción que ocurre entre los solutos b. Calcular la concentración de cada ión que permanece en la disolución c. La disolución resultante ¿Es ácida o es básica? 54. Una muestra de 3.455 g de una mezcla se analizó para determinar el ion bario. Para ello se adicionó ácido sulfúrico en exceso a una disolución acuosa de la muestra. La reacción resultante produjo un precipitado de sulfato de bario, el cual fue colectado por filtración, lavado, secado y pesado. Si se obtuvieron 0.215 g sulfato de bario, ¿Cuál fue el porcentaje en masa de bario en la muestra?