ESTEQUIOMETRIA

Interpretar cuantitativamente una ecuación estequiométrica con relación a la cantidad de materia que participa y la que produce.

Comprobar en un proceso químico industrial y por medio de los cálculos estequiométricos la ley de conservación de la materia.

EJERCICIOS PARA RESOLVER

1. Porqué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de problemas estequiométricos.

2.Cuál es la importancia del reactivo limitante para la predicción de la cantidad de producto que se obtiene en una reacción

3. Puede haber reactivo limitante en el caso de que sólo haya un reactivo presente.

4. Dé un ejemplo cotidiano que ejemplifique el concepto de reactivo límite y reactivo en exceso.

5. Porqué el rendimiento de una reacción sólo está determinada por la cantidad dereactivo limitante.

6. Porqué el rendimiento real de una reacción casi siempre es menor que el reactivo teórico.

7. Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el hidróxido del metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua 2 Li (s) + 2 H2O (l) 2 LiOH (ac) + H2 (g)
• Cuántos moles de H2 seformarán al completarse la reacción de 6,23 moles de litio en agua . RTA. 3,12 mol.
• Cuántos gramos e H2 se formarán al completarse la reacción de 80,57 g de litio en agua. RTA. 11,70 g

8. La reacción entre el óxido de nitrógeno (II) y oxígeno para formar óxido de nitrógeno (IV), es un paso para la formación del smog fotoquímico.
2NO(g) + O2(g) 2 NO2 (g).
• Cuántosmoles de NO2 se formarán por la reacción completa de 0,254 mol de O2 .
• Cuántos gramos de NO2 se formarán por la reacción completa de 1,44 g de NO.

9. Los alimentos que se ingieren son degradados o desdoblados en el cuerpo para


proporcionar energía, que se utiliza para el crecimiento y otras funciones. Una ecuación general total para este complicado proceso representa la degradación deglucosa (C6H12O6) a dióxido de carbono (CO2) y agua. Si una persona consume 865 g de (C6H12O6) durante cierto periodo. Cuál es la masa de CO2 producido.
RTA. 1,27 x 103 g

10. La urea (NH2)2CO, se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono.
2 NH3 (g) + CO2 (g) (NH2)2CO (ac) + H2O (l)
En un proceso se hicieron reaccionar 637,2 g de NH3 con 1142 g deCO2.
a) Cuál de los dos reactivos es el limitante
b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará. RTA. 1124 g (NH2)2CO
c) Cuánto del reactivo en exceso quedó sin reaccionar al finalizar la reacción.
RTA. 319 g CO2

11. El titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la
construcción de naves espaciales, aviones en sus motores y para la construcción debicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido a una temperatura entre 950 °C y 1150 °C
TiCl4 (g) + 2 Mg (l) Ti (s) + 2 MgCl2 (l)
En cierta operación industrial 3,54 x 107 g de TiCl4 reaccionan con 1,13 x 107 g de Mg.
a) Calcule el rendimiento teórico de Ti en gramos
b) Calcule el porcentaje del rendimiento si realmente se obtienen7,91 x 106 g de Ti
RTA. 8,93 x 106 g Ti.

12. En una cámara de combustión entran 3 moles de C3H8, se queman con un 20% en exceso de aire seco (N2 = 79% y O2 = 21%); la reacción es completa. Calcular:
a) Moles de O2 requerido Rta. 15
b) Moles de O2 que entran Rta. 18
c) Moles de O2 que sobran Rta. 3
d) Moles de N2 que entran y que salen. Rta. 67,71
e) Moles de CO2 y H2Oproducidos Rta. 9 y 12
f) Composición molar de los gases de combustión y peso molecular promedio. Rta. N2 73,83% , CO2 : 9,81%, H2O : 13,08, O2 3,27%
g) Si los gases de combustión salen a 150°C y 1 atmósfera de presión, calcular el volumen de los gases de combustión en litros por cada 3 moles de propano quemado. Rta. 104.12 L
h) Cuántos litros de aire seco entran a la cámara...