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Taller – Preparación Exámen Final UdeM-2014-2
Recordar:
% Pureza = [Cantidad de sustancia pura/ Cantidad de sustancia impura] x 100
% Eficiencia = [Cantidad real de producto obtenido/Cantidad teórica de producto esperado]
x 100

1. Se hacen reaccionar 35.95 g de una muestra de hidróxido de aluminio Al(OH)3 del 92.5%
de pureza, con 0.570 moles de ácido sulfúrico H2SO4, según la siguienteecuación química.
H2SO4 (ac)
a)
b)
c)
d)
e)

+

Al(OH)3 (ac)

Al2(SO4)3 (ac)

+

H2O (L)

Balancear por tanteo la ecuación química.
Determinar la cantidad de gramos puros de Al(OH)3 iniciales disponibles.
Establecer el reactivo límite (R.L.) de la reacción y el reactivo en exceso.
Calcular la cantidad de gramos puros y teóricos obtenidos del producto Al2(SO4)3.
Calcular laeficiencia de la reacción, si se produjeron 28.14 g de Al2(SO4)3 puros y reales.
Datos de las Masas Molares (g /mol):

H2SO4 = 98.06

Al2(SO4)3 = 342.18

Al(OH)3 = 78.00

2. Con base en la siguiente reacción:

KI + KMnO4 + H2O

 KIO3 + MnO2 + KOH

-

Asignar, según las reglas prácticas, los Números de Oxidación (No. Ox.) de
cada átomo e identificar



La sustancia oxidada________________



El átomo reducido ___________________



El agente reductor ___________________



La sustancia reducida ________________



El agente oxidante ___________________

-

Balancear la ecuación por el método redox :
KI + KMnO4 + H2O
20

3. A partir de 1.60 x 10
(C2H5COOH), calcular:



KIO3 + MnO2 + KOH

moléculas del compuesto covalente ácidopropanóico

a) Número de moles correspondientes del compuesto.
b) Número de moles del elemento hidrógeno (H) correspondientes con el compuesto.
c) Número de gramos de oxígeno (O) correspondientes con el compuesto.

4. Un compuesto orgánico está formado por los Elementos C, H y O. Para llegar a determinar
su fórmula molecular (F.M.) un análisis particular arrojó los siguientes resultados:
Unamuestra del compuesto, contiene 0.07264 gramos de carbono; 9.075 x 10
hidrógeno; 3.642 x 10

21

-3

moles de

átomos de oxígeno. Con la información dada hallar:

a) Número de moles de H y de O de la muestra
b) Fórmula Empírica (F.E.) o mínima del compuesto
c) Fórmula molecular (F.M.) del compuesto, sabiendo que la masa molar (M.M.) del
compuesto es 177.15 g /mol.

5. Se hacenreaccionar 0.150 moles de ácido sulfuroso H2SO3, con 10.85 g de hidróxido
férrico Fe(OH)3 del 83.50 % de pureza, según la siguiente ecuación química balanceada:
3 H2SO3 (ac)
f)
g)
h)
i)
j)

+

2 Fe(OH)3 (s)

Fe2(SO3)3 (s)

+ 6 H2O ( L)

Determinar la cantidad de gramos puros de Fe(OH)3 disponibles para la reacción.
Establecer el reactivo límite (R.L.) de la reacción.
Calcular lacantidad de gramos puros teóricos formados del producto Fe2(SO3)3.
Calcular la eficiencia de la reacción, si experimentalmente se producen 7.58 g reales del
producto Fe2(SO3)3.
Calcular el número de gramos impuros de Fe2(SO3)3 del 90.5 % de pureza obtenidos en
esta reacción si la eficiencia fuera del 92.6 %.

Datos de las Masas Molares (g/mol) de los compuestos:
H2SO3 = 82.08

Fe2(SO3)3 = 351.88Fe(OH)3 = 106.88

6. El gas natural (G.N.) es considerado un combustible ambientalmente limpio al compararlo
con otros de uso común y de fácil transporte por gasoductos. Este gas generalmente
contiene algo del compuesto sulfuro de hidrógeno H2S, el cual es indeseable porque le
comunica acidez al gas mismo. Para determinar su concentración en muestras de gas
natural, se utiliza en ellaboratorio la siguiente reacción química (balanceada):
2 H2S (g)

+

SO2 (g)

3S (s)

+

2H2O (L)

En una determinación particular, los gramos de H2S contenidos en una muestra de gas natural que
se analizó, reaccionaron completamente con 6.406 g de dióxido de azufre SO 2. Con base en esta
información, calcular:
a) Cuántos gramos de H2S se removieron de la muestra de gas natural....