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Cálculos estequiométricos
EJERCICIOS PROPUESTOS

15.1 El hexafluoruro de wolframio, WF6, es uno de los gases más densos conocidos (12 veces más denso que el aire). Reacciona con el agua formando HF, un gas muy corrosivo, y WOF4, un sólido amarillo. Escribe la ecuación de dicha reacción. WF6 (g) H2O (l) → 2 HF (g) WOF4 (s)

15.2 En la estratosfera se forma ozono, O3, según la reacción:luz solar 3 O2 (g) ⎯→ 2 O3 (g)

¿Cuántas moléculas de O2 deben romperse para que se formen 1024 moléculas de O3? ¿Cuántos moles de O3 se forman a partir de 1 mol de O2? Los coeficientes de una ecuación química ajustada indican el número relativo de moléculas (y de moles) de reactivos y productos que participan en la reacción química correspondiente. Por tanto: 3 (moléculas O2) 1024 (moléculasO3) 1,5 1024 moléculas O2 2 (moléculas O3) 2 (mol O3) 1 (mol O2) 0,67 mol O3 3 (mol O2)

15.3 Dada la reacción 2 N2 (g) tas y por qué.

3 H2 (g) → 2 NH3 (g), indica cuáles de las siguientes afirmaciones son correc-

a) 2 L de N2 reaccionan con 3 L de H2 para dar 2 L de NH3. b) 2 g de N2 reaccionan con 3 g de H2 para dar 2 g de NH3. c) 2 mol de N2 reaccionan con 3 mol de H2 para dar 2 mol deNH3. La relación en volumen entre sustancias gaseosas es la misma que la relación de los coeficientes en la ecuación ajustada. Por otra parte, con independencia del estado de agregación, la relación en moles (pero no en gramos) es la misma que la relación de los coeficientes en la ecuación ajustada. Por tanto, las afirmaciones a) y c) son correctas; mientras que la afirmación b) es incorrecta.15.4 Algunos gases nobles, especialmente el xenón, son capaces de formar compuestos con los elementos más reactivos. Por ejemplo, se puede obtener XeF2 mezclando Xe y F2 expuestos a la luz solar. Xe (g)
luz solar F2 (g) ⎯→ XeF2 (s)

Calcula qué volúmenes de Xe y de F2 , medidos a 1 atm y 25 C, deben reaccionar para formar 35,6 g de XeF2. Se trata de calcular el volumen de un reactivo (B) queproporciona una masa dada de un producto dado (A) siguiendo la ruta:
masa molar A coeficientes ecuación volumen molar gramos A ⎯⎯→ moles A ⎯⎯→ moles B ⎯⎯→ volumen B

De acuerdo con la ecuación de los gases ideales, el volumen molar, en las condiciones dadas, es: V nRT p 1 (mol) 0,082 (atm L K 1 mol 1) 1 (atm) 1 (mol Xe) 1 (mol Xe F2) 298 (K) 24,4 L 5,13 L Xe

35,6 (g XeF2)

1 (mol XeF2) 169,28(g XeF2)

24,4 (L Xe) 1 mol Xe )

Dado que la relación en volumen entre sustancias gaseosas es la misma que la relación de los coeficientes en la ecuación ajustada, tenemos: 5,1 (L de Xe) 1 (L de F2) 1 (L de XeF2) 5,13 L F2

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15.5 Cuando se mezclan amoníaco y cloruro de hidrógeno, dos gases incoloros, se forma un sólido blanco (NH4Cl). NH3 HCl → NH4Cl

Si mezclamos 20,0 g de amoníacocon otros 20,0 g de cloruro de hidrógeno, determina qué sustancias quedarán cuando se haya completado la reacción y calcula cuáles serán sus masas. Puesto que se nos da información sobre la masa de dos reactivos, se trata de un problema de reactivo limitante. Para calcular los gramos de producto (B) formados a partir de los gramos de un reactivo (A), seguimos el esquema general:
masa molar Acoeficientes ecuación masa molar B gramos A ⎯⎯→ moles A ⎯⎯→ moles B ⎯⎯→ gramos B

Suponiendo que el NH3 es el reactivo limitante y dado que hay una relación 1:1 entre los moles de NH4Cl formados y los moles de NH3 consumidos, resulta: 0,20 (g NH3) 1 (mol NH3) 17,034 (g NH3) 1 (mol NH4Cl) 1 (mol NH3) 53,492 (g NH4Cl) 1 (mol NH4Cl) 62,8 g NH4Cl

Si el reactivo limitante fuera el HCl, tendríamos:0,20 (g HCl) 1 (mol HCl) 36,458 (g HCl) 1 (mol NH4Cl) 1 (mol HCl) 53,492 (g NH4Cl) 1 (mol NH4Cl) 29,3 g NH4Cl

El valor más pequeño es 29,3 g de NH4Cl. Cuando se ha formado esta masa de NH4Cl, el HCl se ha consumido por completo y la reacción se detiene. La cantidad de NH3 que queda puede calcularse a partir de la ley de conservación de la masa: minicial total 20 (g NH3) 20 (g HCl) 0 (g NH4Cl) x...
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