ESTEQUIOMETRIA

APUNTES PARA CURSO DE QUÍMICA GENERAL. BORRADOR. ENRIQUE CORAO FEBRES 2010.

ESTEQUIOMETRIA

Hemos venido enfatizando la relación constante que existe entre la

masa de un elemento y el número de átomos de ese elemento. Esto es una

consecuencia natural de la Teoría Atómica, y con base a ella hemos llegado

a la fórmula de los compuestos, y con estas podemos “escribir” las

reacciones químicas, en un lenguaje propio de la química. Por ejemplo si

mezclamos N2O5 y H2O obtenemos ácido nítrico, cuya fórmula se escribe

HNO3, en lenguaje químico escribimos: N2O5 + H2O ---> HNO3 ; donde

el signo “+” se lee como “reacciona con” y la “flecha” ---> “para producir”. La

reacción química, tal y como está escrita, no cumple sin embargo con la

Teoría Atómica ¿ Puedes decir porqué?

TRATA DE RESPONDER

Espero te hayas dado cuenta que NO hay el mismo número de

átomos, por ejemplo de N, en los reactantes y en los productos, es decir a

la izquierda y a la derecha de la --->. Si consideramos una molécula de

N2O5, la misma tiene dos átomos de N, mientras que la de HNO3 tiene

sólo uno, por tanto un N2O5 produce al menos 2 HNO3 con lo cual

tenemos 2 N antes y después y por tanto se conservan los átomos de N,

¿ Qué hay de los demás átomos ? Tomemos los H, tenemos 2 H antes y

después, luego se conservan, y los O tenemos 6 antes, 5+1 , y 6 después,

2x3. La ecuación, como se le llama a la reacción química “balanceada”,

queda:

N2O5 + H2O ---> 2 HNO3.

ENRIQUE CORAO Página 1 12/04/2023document.doc


LAS ECUACIONES QUIMICAS

Hemos establecido en clase, siguiendo un poco el curso de la

historia de las ideas en química, que al interpretar las reacciones químicas,

en términos de la Teoría Atómica, relacionamos la medida de la cantidad de

materia, la masa, con el número de átomos, que la forman, y que la materia

compuesta es el resultado de la asociación de átomos, y que en este

proceso, al cual llamamos reacción química, los átomos se conservan.

Esta información se traduce en las fórmulas químicas y en las

ecuaciones químicas.

FORMULAS QUIMICAS:

Tomemos las fórmulas de algunos compuestos que nos son familiares.

Sílice (óxido de silicio, presente en la arena y el vidrio) SiO2

Azúcar (la que comemos aquí es sacarosa) C12H22O11

Oxido de aluminio (presente en la bauxita, y algunos antiácidos

estomacales) Al2O3

Sal común (presente en la sal de mesa) NaCl

Hipoclorito de sodio (presente en la lejía) NaClO

Acido sulfúrico (el ácido de batería) H2SO4

En la fórmula, como indicamos anteriormente, encontramos dos

informaciones a simple vista. Una la de los elementos que forman el

compuesto, dada por los símbolos; y otra la proporción en que estos se

encuentran, dada por los sub-índices. Así, en el caso del sílice, tenemos

que cada molécula de este óxido está formada por 1 átomo de Si, y 2

átomos de O . Recalcamos que los números 1 y 2 representan relaciones,

por ejemplo 1 átomo de Si por cada 1 molécula de sílice; o la relación 2



átomos de O por cada 1 molécula de sílice. Lo cual permite deducir la

relación: 1 átomo de Si por cada 2 átomos de O . Cuando tomamos un

puñado de arena, sabemos que estamos agarrando mucho más que un

átomo de Si, lo que podemos afirmar es que por cada átomo de Si que

tengamos tendremos el doble de átomos de O y la misma cantidad de

moléculas de SiO2, que de átomos de Si .

Escribe todas las relaciones que se pueden establecer para cada

una de las sustancias listadas anteriormente. En la relación, indica el

número y el átomo o molécula, al que se refiere.

En el SiO2, por ejemplo, sería:

2 O 1 Si 1 Si ; ; 1SiO2 SiO2 2 O

La sacarosa, como todos los azúcares, forma parte de los

carbohidratos, o hidratos de carbono, (el prefijo hidra o hidro se refiere al

agua) ya que su fórmula puede ser representada como Cx(H2O)y . A pesar

de que la molécula de agua no está presente, como tal, en el carbohidrato.

¿Cuánto valen los sub-índices x e y para la sacarosa?

TRATA DE RESPONDER ANTES DE CONTINUAR LEYENDO

Hemos visto lo conveniente que resulta, al tratar de fórmulas y

ecuaciones químicas, hablar de número de átomos y moléculas, por ser las

relaciones numéricas sencillas, y reflejar éstas la estructura de la materia.



Cuando pesamos, por ejemplo 3,36 g de N, estamos definiendo un cierto

número de átomos, ¿ No es así ? Bien.

¿ Cuál es ese número de átomos? El número de átomos, presentes en esa pequeña masa de N, es

fabulosamente grande. El número tiene un tamaño, del orden de 1022. Si

fuera posible contar los átomos, y uno contara a razón de un átomo por

segundo necesitaría 1022 segundos. ¿ Cuánto es ese tiempo en años ?

Bueno un año son 31.536.000 segs., es decir 31x106, 31 millones, 1022 por

tanto son 1016 años, lo cual representa más de 100 millones de millones de

siglos. Creo que al pensar en este tiempo tan largo, nos daremos cuenta

que el número de átomos presente en una cantidad pequeña de materia es

muy grande.

Esta es una de las razones, el tamaño tan pequeño de los átomos,

para utilizar la masa como una forma de contar los átomos. Para ello

necesitamos definir una unidad, que refleje la relación entre la masa y el

número de átomos. Esto es precisamente lo que han hecho los químicos al

definir la unidad conocida como el MOL.



DEFINICION DE MOL:

“ El MOL es el número de átomos de carbono C presentes en exactamente

12,0000 g de carbono C .”1

El mol sirve para contar átomos, solo que lo hace refiriéndolo a una

masa, 12,0000 g de C. La definición de MOL nos lleva a definir los PESOS

ATOMICOS como la masa, en gramos, de UN MOL de átomos. Las

unidades de los pesos atómicos son por tanto g / mol.

El peso atómico del carbono, base de la escala actual de pesos

atómicos, que sigue siendo una escala relativa, ya que el valor de 12,0000

lo hemos definido a conveniencia, será 12,0000 g/mol, que no es otra cosa

que decir que 1 MOL de C pesa 12,0000 g Tenemos entonces que el peso

atómico es una relación entre la masa de un elemento, medida en gramos,

y el número de átomos de ese elemento, medido en moles, que le

corresponde.

Para cada elemento tendremos entonces que su Peso Atómico (PA)

es una constante, es decir no varía, y su valor numérico es la relación entre

la masa (m) y el número de moles (n). En forma algebraica será PA = m/n .

Por ejemplo para el carbono tendremos:

12,01 (g/mol) = m (g) / n (mol) , es decir que cualquier masa de Carbono ,

m, dividida entre el número de moles que contiene, n , será siempre igual a

12,01 . 12,01 = m / n . Si conozco m podré determinar n y viceversa.

Una vez definido el MOL, como unidad para el número de átomos o de

moléculas, o de cualquier partícula atómica o sub-atómica ; las relaciones que

podemos establecer, de las dadas por las fórmulas, o las ecuaciones químicas,

para átomos o moléculas serán numéricamente iguales a las que corresponden

1La definición se refiere al isótopo 12 del carbono. Ese número llamado "de

Avogadro" en honor del químico del siglo XIX, ha sido determinado

experimentalmente, y vale 6,022045 x 1023.



a moles de átomos o moles de moléculas. Así en las fórmulas que examinamos

antes, tendremos las mismas relaciones numéricas, pero en moles. Veamos:

12 moles de c 22 moles de H 11 moles de OC12H22O11 → ; ; ; ;

1 mol de C12H22011 12 moles de C 22 moles de H

y todas las relaciones que se pueden derivar de estas.

Consideraremos, de aquí en adelante, que todas las relaciones entre

número de átomos o moléculas, las expresamos en moles.

Tómenos la relación para la sacarosa, entre H y C: 22H/12C

¿Qué nos indica?

22 H 11 H x H = =12 C 6 C y C

donde x representa cualquier cantidad de moles de H e y la que corresponde de

C.

En términos de funciones tenemos que f(x) = k.y = x, es decir que a todo

valor de y le corresponde un valor de x, para obtener el mismo, solo

necesitamos conocer el valor de k. A k se le conoce como la constante de

proporcionalidad, en este caso la pendiente de la recta. En nuestro ejemplo de la

sacarosa, y la relación entre C y H, ¿ Cuánto vale k?

RESPONDE !!!

Espero que la respuesta dada sea 6/11 ¿De dónde sale este valor?

volvamos a la proporción entre H y C para la sacarosa.



11 H X H =6 C Y C

tenemos una igualdad, los valores numéricos son: 11, 6, X, Y. Las unidades

moles de H y moles de C.

Podemos escribir, en función de los valores numéricos solamente:

11 X =

6 Y

"despejando" Y significa colocar esta variable de un solo lado de la igualdad, en

este caso es muy sencillo ya que si multiplicamos ambos lados de la igualdad

por y, la igualdad no se altera, de aquí la expresión: "lo que está dividiendo pasa

multiplicando". Por lo tanto tendremos:

11 . Y 6 . X = X ó lo que es igual; Y = ; Y = 0,545.X

6 11 en forma general Y = K.X ¿Qué unidades tendrá K?.

Recordemos que 11 representa moles de H, y 6 moles de C. Por tanto k

tiene las unidades (moles C/moles H) es decir k expresa, como hemos dicho,

una proporción.

A riesgo de ser fastidiosos, hemos repetido el sentido de la relación entre

moles de átomos que podemos deducir de la fórmula de un compuesto. Hemos

visto que dicha relación nos permite calcular las cantidades de moles de un

átomo que le corresponden a una cierta cantidad de moles de otro átomo.

Consideremos una cantidad de sacarosa, que nos dicen contiene 1,56

moles de C. ¿Cuántos moles de H tendrá?

x (molesdeH) = (11/6) y = 1,83 x 1,56 = 2,85 moles de H.



Con base al enunciado anterior, resuelve ¿Cuántos moles de O y cuántos

moles de sacarosa corresponderán, a 1,56 moles de C?

RESP: (0 = 1.43; C12H22O11 = 0 .13)

Para cada uno de los compuestos siguientes, establece las relaciones

entre moles, similares a las planteadas para la sacarosa, es decir entre moles de

átomos, y entre moles de átomos y moles de compuesto.

Al2O3, NaCl, NaClO, H2SO4

Se dispone de 0,587 moles de óxido de aluminio, determine: ¿Cuántos

moles de Al y cuántos de O contiene esa cantidad?

RESUELVE Y COMPARA TU RESPUESTA CON LAS QUE SE DAN A

CONTINUACION.

a.2 moles de Al y 3 moles de O.

b.0,587 moles de O y 0,587 moles de Al.

c.1,17 moles de Al y 1,17 moles de O.

d.1,77 moles de O y 1,17 moles de Al.

e.0,29 moles de Al y 0,19 moles de O.

A CONTINUACION HAY 5 PARRAFOS, LEE PRIMERO EL QUE

CORRESPONDE A LA LETRA DE LA RESPUESTA ESCOGIDA POR TI. SI

ESCOGISTE e) LEE E.

A

Incorrecto. La cantidad de moles de Al2O3 es 0,587 lo cual es menos de

un mol del compuesto, por tanto tiene que haber menos moles de Al de los que

hay en un mol de Al203, recuerda que los sub-índices 2 y 3 representan

relaciones, si tienes 1 Al2O3 entonces tendrás 2 Al y 3 O. De contrario no.

TRATA DE RESOLVER DE NUEVO.



B

No. Recuerda que los sub-índices te indican la relación entre los moles de

Al y O y los de Al2O3. Para que haya igual cantidad de moles de los átomos y la

molécula, los sub-índice tendrían que ser 1. LEE EL PARRAFO A Y TRATA DE

RESOLVER DE NUEVO.

C

La respuesta para el Al es correcta, probablemente la obtuviste

multiplicando 0,587 por 2, ya que la relación entre Al y Al2O3 es de 2/1. Pero

como el sub-índice del O es 3, no puede haber igual cantidad de moles de O,

que de Al. INTENTALO DE NUEVO.

D

Correcto, (2/1) x 0,587 moles de Al y (3/1) x 0,587 moles de O. De

acuerdo al valor de los sub-índices, debe haber más moles de O que de Al.

SIGUE ADELANTE.

E

No. Probablemente dividistes en vez de multiplicar. El factor para el Al es

2Al/1Al2O3 que si lo multiplicas por los 0,587 moles de Al2O3 obtienes los

moles de Al. Revisa el cálculo del texto para la sacarosa y el "despeje".

INTENTALO DE NUEVO.

Los ejercicios que hemos resuelto, han tenido como fundamento las

relaciones que se pueden establecer entre los sub-índice de una fórmula

química. Relaciones similares podemos establecer con base a los coeficientes

de una reacción química balanceada.

En esencia es lo mismo, así como los sub-índices indican una relación

entre moles de átomos, los coeficientes indican una relación entre moles de

reactantes y/o productos. Tómenos como ejemplo la formación del óxido de

hierro, a partir del metal en presencia del aire. La ecuación química es:



4 Fe + 3 O2 ® 2 Fe2O3

Los coeficientes que balancean la reacción son: 4, 3, 2. Con base a ellos

podemos establecer las siguientes relaciones, entre los moles que reaccionan

de cada sustancia:

4 Fe x Fe 3O2 yO2 4Fe 2Fe x Fe = ; = ; = =

3O2 yO2 2Fe2O3 zFe2O3 2Fe2O3 Fe2O3 zFe2O3

Con base a estas relaciones, podemos determinar las cantidades que

reaccionan de Fe o de O2 y las que se producen de Fe2O3, con base a

cualquier cantidad (x, y, z) de esas sustancias. Es decir si sabemos cuántos

moles de Fe reaccionan (x) podremos saber cuántos de O2 reaccionan o

cuántos de Fe2O3 se formarán.

RESUELVE EL SIGUIENTE EJERCICIO

EJERCICIO 3

Una cabilla de un kilo expuesta a la intemperie sufre, al cabo de cierto

tiempo, una oxidación equivalente a o,235 moles de Fe. ¿ Cuántos moles del

óxido se producen y cuántos moles de oxígeno reaccionaron? Usa, para el

problema, la ecuación escrita arriba.

RESUELVE Y COMPARA TU RESPUESTA CON LAS QUE SE DAN A

CONTINUACION.

a.3 moles de O2 y 2 moles de Fe2O3

b.0.176 moles de O2 y .117 de Fe2O3

c.0.313 moles de O2 y .47 de Fe2O3

d.0.117 moles de O2 y .176 de Fe2O3



A CONTINUACION HAY 4 PARRAFOS, LEE PRIMERO EL QUE

CORRESPONDE A LA LETRA DE LA RESPUESTA ESCOGIDA POR TI. POR

EJEMPLO SI ESCOGISTE a) LEE PRIMERO la A.

A

Para que se produzcan 2 moles de Fe2O3 se necesitan 4 moles de Fe, y

el problema establece que sólo reaccionan 0,235 de Fe. Lo mismo se aplica

para el O2. La ecuación química NO dice que reaccionan 3 O2 o que se

producen 4 Fe2O3, sino que por cada 4 moles de Fe reaccionaran 3 moles de

O2 y se producirán 2 Fe2O3.

LEE DE NUEVO EL EJEMPLO E INTENTA RESOLVER EL PROBLEMA DE

NUEVO.

B

Correcto, si utilizaste una relación como: 4Fe/302 = 0,235Fe/yO2 o algo

similar resolviste el problema bien. CONTINUA ADELANTE !!!

C

No. Probablemente tuvistes problema con el despeje o el

planteamientodelas relaciones, ya que los resultados indican que multiplicastes

por los coeficientes en forma incorrecta.

REVISA TUS CALCULOS, Y SI ES NECESARIO EL EJEMPLO. REPITELOS.

D

No. Los resultados que obtuvistes están intercambiados, revisa tus

cálculos. Lee el párrafo C.



Probablemente te preguntarás porque no usamos el "dato" de un kilo de cabilla.

La respuesta es que no hace falta, lo importante para el cálculo químico es lo

que reacciona, no lo que esté presente.

Una habilidad que debes desarrollar, al resolver problemas, es diferenciar

lo relevante de lo irrelevante. Esta habilidad se adquiere resolviendo problemas.

Bueno, hemos visto que como consecuencia de la Teoría Atómica,

podemos escribir las fórmulas químicas y balancear las reacciones químicas, y

hemos examinado la información que ambas nos aportan. Sabemos que si

conocemos los moles que se combinan de cada átomo para formar un

compuesto, podemos conocer la fórmula de ese compuesto, al menos la fórmula

mínima, o fórmula empírica.

Por ejemplo, si sabemos que 0,272 moles de vanadio (V), se combinan

con 0,680 moles de oxígeno (O), podemos determinar la fórmula del compuesto.

¿Cómo?

Simplemente recordemos que la fórmula no es otra cosa que conocer los

sub-índices, ya que conozco que la sustancia está formada por vanadio y

oxígeno.

¿Qué nos indican los sub-índices?

Estos nos indican la proporción que existe entre los átomos que forman al

compuesto, por tanto conocer la fórmula, que podemos escribir genéricamente

como VxOy; no es otra cosa que conocer la proporción x/y ¿Cuánto vale esa

relación en el problema planteado para el óxido de Vanadio?



RELEE EL PROBLEMA Y RESPONDE ANTES DE CONTINUAR !!!

Espero que hayas respondido 0,272/0,680 = x/y = 0,400/1,00 = 4/10 lo

que es lo mismo que 2/5, como 2 y 5 son primos entre si, tenemos que la

relación entre números naturales, más pequeña, que podemos obtener es 2/5;

podemos considerar por tanto que la fórmula mínima es V2O5.

Fíjate que al hacer la división entre moles de V y moles de O que se

combinaron, establecemos el valor de la relación para el denominador igual a 1.

Es decir: 0,272/0,680 = 0,400/1 hacemos esto porque sabemos que la fórmula

implica números naturales pequeños.

Aún cuando el resultado va a ser el mismo, conviene plantear la

relación del mayor entre el menor, ya que de esa forma tendremos en el

numerador números mayores que 1, con los cuales usualmente es más

fácil trabajar. En este caso la relación la plantearíamos como: 0,680/0,272 =

2,5/1 = 5/2.

RELACIONES PONDERALES

Las relaciones que hemos establecido son válidas y remarcan la

importancia de los moles en química, sin embargo como ya hemos dicho, la

manera de contar moles es determinando la masa, es decir pesando.

Recordemos la definición de mol, que parte precisamente de establecer

una masa, 12,000 g, de carbono. Esta definición, como ya dijimos, conduce al



establecimiento de los Pesos Atómicos, que no son otra cosa que la relación

entre masa y número de moles para cada elemento.

Por tanto si conocemos la masa de un elemento podemos saber cuántos

moles tenemos. Esto precisamente es lo que se hace en un laboratorio, se

determinan, pesando, las masas de elementos que reaccionan, y con base a los

Pesos Atómicos de esos elementos, los moles de cada uno y luego la fórmula

del compuesto que se formó; como hicimos en el ejemplo del óxido de vanadio.

EJERCICIO 4

En el laboratorio se determina, que 1,456 g, de uranio reaccionan con

0,391 g, de oxígeno. Determinar la fórmula del óxido.

RESUELVE Y COMPARA TU RESPUESTA CON LA QUE SE DA A

CONTINUACION.

Para resolver el problema, sólo necesitamos conocer los moles de uranio,

y los moles de oxígeno que reaccionan y proceder en forma análoga al ejercicio

del óxido de vanadio.

¿Cómo calculamos los moles?

Con base a los Pesos Atómicos respectivos. Tenemos que para el uranio

(U) el P.A. es 238 g/mol y el de O 16,0 g/mol; lo que requiere decir que: 238 g/l

mol = 1,456 g/x mol. Por tanto x, la cantidad de moles de U que corresponde a

1,456g, de U será:

1,456 . 1x = moles de U = .00612 moles de U



238

sencillamente la masa entre el Peso Atómico, para el oxígeno tendremos que los

moles serán: 0,391/16 = .0244 moles de O.

Y si procedemos en forma análoga a lo hecho para el óxido de vanadio,

tendremos que la fórmula, empírica o mínima, del óxido de uranio será UO4.

Comprueba este resultado haciendo los cálculos pertinentes.

PESOS MOLECULARES

Los Pesos Moleculares no son otra cosa que el peso, en gramos, de un

mol de moléculas. Conocida la fórmula de un compuesto, y la tabla de pesos

atómicos se determina el peso molecular, sencillamente calculando la suma del

peso de los moles de átomos que contiene UN (1) mol de moléculas. Así, el

Peso Molecular de la glucosa, cuya fórmula es C6H12O6, será el equivalente a

la suma del peso de 6 moles de C, 12 moles de H y 6 moles O. Es decir 72 + 12

+ 96 = 180 g/mol.

En el caso de compuestos como el Al2(SO4)3, la operación es análoga,

sólo hay que recordar que el paréntesis del SO4, actúa similarmente a los

usados en álgebra, y por tanto el sub-índice 3 multiplica todo lo contenido dentro

del paréntesis. Por tanto tendremos 2 Al, 3 S y 12 O y el PM será 342 g/mol.

Los Pesos Atómicos, y los Pesos Moleculares, como hemos visto, son

una constante para cada átomo o para cada molécula y tienen la importancia de

ser la constante de proporcionalidad que liga, el número de partículas, medidas

mediante la unidad química mol, con la masa medida como gramos. Esta

relación es fundamental ya que tanto las fórmulas, como las ecuaciones

químicas nos dan información con base a MOLES, y en el laboratorio podemos

medir, fácilmente, las cantidades que reaccionan o se forman, pesando; es decir

medimos los GRAMOS.



(PA) gramos x gramos y . (PA) X . 1 = Þ x = ; y =

1 mol y moles 1 (PA)

donde (PA) representa el valor numérico del peso atómico o molecular, x

cualquier cantidad en gramos, y cualquier cantidad en moles.

Las fórmulas de los compuestos nos informan de las relaciones, en

moles, de los átomos que los forman, en forma genérica si tenemos el

compuesto MmNn sabemos que la relación en moles en que se combinan M y

N será:

mM wM =

nN zN

donde w y z representan cualquier cantidad en moles, en que se combinen M y

N . m y n serán los naturales más pequeños que cumplan con la igualdad

m/n=w/z.

Tendremos por tanto que si dos sustancias cualesquiera, están

relacionadas químicamente, en un compuesto o mediante una reacción química,

esa relación nos permite conocer los moles de una a partir de los moles de la

otra. Los moles, y los pesos atómicos o moleculares, nos permiten conocer los

gramos y viceversa.

En resumen, para mM + nN ® MmNn :



FORMULA:m/n=w/zw moles de M z moles de N

COEFICIENTES:m/n=w/z

P. A. M. P. A. N x/w =(PA)/1 y/z=(PA)/1

x gramos de M y gramos de N

En el cuadro de relaciones podemos ver que si conocemos x i y, las

cantidades en gramos que se combinan de dos elementos M y N, y conocemos

los pesos atómicos (PA) de M y N podremos conocer los moles w y z y por tanto

la relación entre los números naturales más pequeña, m/n y de allí, la fórmula

mínima.

Si lo que conocemos es x, m, n, P.A. M, P.A. N podremos conocer la

cantidad y, en gramos, que reacciona de N.

Hemos desarrollado hasta ahora, lo referente a dos relaciones

fundamentales para el cálculo con las ecuaciones químicas, la relación

g(A)/mol(A) y la relación mol(A)/mol(B).

Para afianzar el conocimiento que podemos obtener de ellas debemos

ejercitarlo. Para ello propondremos una serie de ejercicios y problemas de

complejidad creciente; al final propondremos una auto-evaluación de la materia

vista.

PROBLEMAS



1. ¿Cuántos gramos de H2 son necesarios para reducir completamente a

4,75 gramos de óxido férrico? De acuerdo a la reacción:

Fe2O3 + 3H2 ® 2 Fe + 3H2O.

(resp. 0,180 g de H2).

2. La reacción entre hidrazina, N2H4, y agua oxigenada es utilizada como

combustible de cohetes, sus productos son: N2 y H2O. ¿Cuántos gramos de

hidrazina y de agua oxigenada reaccionan si se producen 1427 gramos de N2?

(3466 g de H2O2, 1631 g de N2H4).

3. La fermentación de la glucosa, puede ser representada por la reacción:

C6H12O6 ® 2C2H5OH + 2CO2. ¿Cuántos gramos de alcohol etílico se pueden

obtener a partir de 500 gramos de glucosa? Si la densidad del alcohol etílico es

1,05 g/ml, ¿Cuántos mililitros del alcohol se obtienen? (256 g ; 243 ml.).

4. Una aleación de aluminio y cobre es mezclada con ácido clorhídrico,

sabiendo que sólo el aluminio reacciona con el ácido, determinar el porcentaje

de Al y Cu en la aleación si 0,350 g de la misma, al ser tratados con el ácido, se

reducen a 0,189 g Escriba la reacción química. (54 % de Cu y 46 % de Al).

5. La ponzoña de la abeja común es una mezcla, en solución acuosa, de

diversos compuestos, entre estos la histamina, C5H7N2NH2, principal

responsable de las reacciones alérgicas que produce la picadura. La ponzoña de

abeja contiene un 0,013 % en peso de histamina y en cada picada la abeja

puede inocular 35 miligramos de ponzoña. ¿Cuántos moles de histamina recibirá

una persona que es picada por 14 abejas?. (5,7 x 10-7 moles).



6. El bronce es una aleación, básicamente, de cobre y estaño. 1,26 g, de

un bronce son "disueltos" en ácido nítrico, la solución resultante contiene los

iones Cu+2, Sn+4, H+ y NO3-, Si a esa solución se le añade NaOH sólo se

forma el Sn(OH)4 sólido y H2O, siempre que la solución permanezca ácida.

Determine el % de Cu en el bronce, sabiendo que los 1,26 g, de bronce

producen 0,813 g, de Sn(OH)4 . (58,9 % de Cu).

7. La combustión incompleta del octano, principal componente de la

gasolina, puede ser representada por la ecuación:

C8H18 + 11 O2 ® 5 CO2 + 3 CO + 9 H2O

la reacción produce monóxido de carbono, CO, el cual es venenoso ya

que "bloquea" la hemoglobina e impide por tanto la respiración. Una

concentración de 1500 ppm de CO en el aire es suficiente para provocar

inconsciencia, si se respira en esa atmósfera durante aproximadamente una

hora, y la muerte en tres horas. Determine la cantidad mínima de octano que

puede ser quemado, según la reacción anterior, para que la atmósfera de un

garaje que contiene 31,8 M3 de aire se haga tóxica. (84,1 gramos de octano).

ppm partes por millón, considere la densidad del aire como 1,3 kg por metro

cúbico.


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