Ejercicios de Estequiometría

• El sulfato de cobre hidratado al calentarse a 150º C se transforma en sulfato de cobre anhidro. Calcule: 

a) La fórmula del sulfato de cobre anhidro, sabiendo que su composición
centesimal es S (20’06 %), O (40’12 %) y Cu (resto hasta 100%).
b) El número de moléculas de agua que tiene el compuesto hidratado,
conociendo que 2’5026 g del hidrato se transforman al calentar en 1’6018 g
del compuesto anhidro.    

Datos. Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63’5.

------------Explicación------------

APARTADO A)
 La relación de moles de cada elemento presente en el compuesto se obtiene dividiendo la cantidad de cada uno entre su masa atómica:

S = 20’06 g / 32 g — mol^-1 = 0’627 mol
O = 40’12 g / 16 g — mol^-1= 2’508 mol
Cu = 39’82 g /63’5 g — mol^-1= 0’627 mol

La relación en moles coincide con la relación en átomos. Dividiendo entre el menor:
S = 0’627 / 0’627 at. = 1 at.
O = 2’508 / 0’627 at.= 4 at.
Cu = 0’627 / 0’627 at. = 1 at.

Ya hemos obtenido la formula empírica: CuSO4.

APARTADO B)


Gramos de agua: 2’5026 – 1’6018 = 0’9080 g

Para hallar la relación entre moles de sulfato y agua:
1’6018 / 159’5 = 0’01 ;  0’9080 /18 = 0’05

Divides entre el menor:
0’01 / 0’01 = 1 ; 0’05 / 0’01 = 5.

Por tanto la fórmula es CuSO4·—5H2O.

---------------------------------FIN DE EJERCICIO------------------------------

• Calcule la masa de NaOH sólido del 80% de pureza en peso, necesaria para preparar 250 mL de disolución acuosa 0’025 M.

------------Explicación------------

Los moles necesarios para preparar 250 mL de disolución acuosa 0’025 M,

serán:

nº moles = Molaridad·V  (obtenida de despejar fórmula de la molaridad)

nº moles =  0’025 moles/L · 0’25 L = 6’25 x10^-3 moles de NaOH

Pasamos los moles a gramos:

Mm (NaOH) = 40 g

g NaOH = 6’25 x10-3 · 40 = 0’25 g NaOH puro

Como la sosa es del 80% de pureza en peso de NaOH:

g NaOH = 0’25 x 0’8= 0’31 g NaOH

--------------------------------FIN DE EJERCICIO-------------------------------

• Si 25 mL de una disolución 2’5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450 mL: 

a) ¿Cuántos gramos de sulfato de cobre hay en la disolución original? 

b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final? 

Datos. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63’5 

------------Explicación------------

APARTADO A)

Los moles de sulfato de cobre en 25 mL (que son 0’025 L) de disolución 2’5 M, serán: 

nº moles CuSO4 = 2’5 moles/L · 0’025 L = 0’062 moles CuSO4

Como Mm (CuSO4) = 159’5 g , el número de gramos será:  

nº g CuSO4 = 0’062 moles x 159’5 g/mol = 9’97 g CuSO4

APARTADO B)

Con los datos del apartado anterior sabemos que hay 0’062 moles de sulfato de cobre, luego la molaridad de la disolución final será:  

M= 0'062 moles CuSO4 / 0'450 L= 0'14

--------------------------------FIN DE EJERCICIO-------------------------------

• Dada la siguiente reacción química: 

2 AgNO3 + Cl2  →  N2O5 + 2 AgCl + ½ O2

Calcule: 

a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. 

b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20 ºC y 620 mm de mercurio. 

Datos. R = 0’082 atm— L—/ K —mol. Masas atómicas: N=14; O=16; Ag=108. 

------------Explicación------------

APARTADO A)

Para calcular el número de moles de pentóxido de dinitrógeno se tendrá en cuenta la relación estequiométrica: 2 moles de AgNO3 producen 1 mol de N2O5

, 

y por tanto: 

Mm (AgNO3) = 170 g

2 · 170 g AgNO3 = 20 g = 0'06 moles de N2O5

1 mol de N2O5          x

APARTADO B)

2 x 170 g AgNO3 = 20 g = 0'03 moles de O2

0'5 moles O2               x

Ahora no tenemos más que usar la fórmula de los gases ideales, P·V=n·R·T, despejando el volumen (pasa la presion dividiendo al otro lado de la igualdad) y sustituimos cada uno de los valores. (P=620/760= 0'815 atm). El resultado final debe ser 0'883 L de O2.

-------------------------------FIN DE EJERCICIO--------------------------------

• Cuando se añade agua a 100 g de carburo de calcio se forma gas acetileno (etino), según la reacción: 

CaC2 (s)  +  2 H2O  →  Ca(OH)2 (ac)  +  C2H2 (g) 

a) Calcule los gramos de acetileno que se obtendrán

b) Si se quema el gas acetileno obtenido, calcular los litros de dióxido de carbono 

que se formarán medidos en condiciones normales. 

Datos. R = 0’082 atm—L/—K mol. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; Ca = 40.

------------Explicación------------

APARTADO A)

Relación estequiométrica:  1 mol de CaC2 produce 1 mol de C2H2

Mm (CaC2) = 64 g ; Mm (C2H2) = 26 g 

La masa de acetileno será: 

64 g CaC  = 100 g              x= 40'63 g C2H2

26 g C2H2     x

APARTADO B)

Escribimos la ecuación ajustada de combustión del acetileno: 

C2H2 + 5/2 O2 → 2CO2 + H2O 

Relación estequiométrica: 1 mol de C2H2 produce 2 moles de CO2

26 g C2H2     =    40'63 g;          x= 3'13 moles CO2

2 moles CO2             x 

Ahora no tenemos más que usar la fórmula de los gases ideales, P·V=n·R·T, despejando el volumen (pasa la presion dividiendo al otro lado de la igualdad) y sustituimos cada uno de los valores. 

(CONDICIONES NORMALES: P=1 atm; T=273K ). 

El resultado final debe ser 70 L de CO2.

Fuente: "Iniciación a la Química"

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