Enunciado del ejercicio 1 ¿Cuántos m3 de aire se necesitan para la l a combustión completa de una tonelada de carbón. Se supondrá que el aire contiene un quinto de su volumen en oxígeno. RESPUESTA AL EJERCICIO 1
Considerando que el carbón está, básicamente, compuesto de carbono, podemos plantear la siguiente ecuación estequiométrica:
que representa la combustión completa de un mol de carbono. Puesto que nos solicitan el consumo de oxígeno expresado en metros cúbicos, tendremos en cuenta la equivalencia en volumen de un mol de cualquier sustancia gaseosa, simplificando a condiciones normales de presión y temperatura. De ese modo podemos plantear:
Y aplicando una regla de tres simple: Si 12 g de Carbon(o) reaccionan con 22,4 litros de Oxígeno 106 de Carbon(o) reaccionarán con X litros litr os de Oxígeno. De donde resulta que los metros cúbicos de oxígeno necesarios serán: 1866,66. Si suponemos que el aire contiene (1/5) de su volumen de oxígeno, tendremos finalmente que: 1866,66 x 5 = 9333,33 son los m3 de aire para la combustión completa de una tonelada (106 g) de carbón. Enunciado del ejercicio 2 Calcular la cantidad necesaria de sulfato amónico [SO4(NH4)2] para obtener 500 cc de una disolución amoniacal que contenga el 20 % de amoniacio [NH3]. RESPUESTA AL EJERCICIO 2
En primer lugar calculamos los gramos de amoníaco que debemos aportar para preparar 500 cc de una disolución amoniacal al 20 %. Tendremos: Si 100 gramos de disolución contienen 20 gramos de amoníaco 500 gramos deberán contener ……….. X gramos de amoníaco Haciendo operaciones resulta X = 100 gramos de amoníaco, que deberán obtenerse de la cantidad correspondiente de sulfato amónico. Planteando la ecuación estequiométrica que aplicaría resulta:
Con lo que tendremos: Si 34 g de amoniaco se obtienen con 132 g de sulfato amónico 100 g de amoniaco se obtendrán con …X g de sulfato amónico. Haciendo operaciones resulta que la cantidad necesaria de sulfato amónico para preparar 500 cc de una disolución amoniacal al 20 %, es 388,235 gramos
Enunciado del ejercicio 3 ¿Cuál es la normalidad de una lejía de sosa de peso específico 1,18 y 16 % de concentración?. Tomamos 10 cc de una disolución de lejía de sosa de peso específico 1,034, y al neutralizarlos se añaden 32,5 cc de ácido clorhídrico (ClH) 0,1 N. Calcular el tanto por ciento de hidróxido sódico (NaOH) que contiene esta lejía. RESPUESTA AL EJERCICIO 3
La sustancia activa de una lejía de sosa es el hidróxido sódico (NaOH) y a partir de los datos, tendremos : 1,18 x 1000 x 0,16 = 188,80 gramos de NaOH en un litro de disolución. La normalidad de la disolución se obtendrá a partir de la relación:
Y tenemos una disolución 4,72 normal. Para la segunda parte del problema aplicamos la fórmula N1.V1 = N2.V2 , a partir de la cual deducimos la normalidad de la l a sosa caústica:
y aplicando la fórmula de cálculo de la normalidad, sabremos cuantos gramos de NaOH hay en un litro de la disolución:
de hidróxido sódico contenidos en un litro de disolución. Como sabemos que el peso específico de dicha disolución es 1,034, el peso de un litro será : 1000 x 1,034 = 1034 gramos. finalmente, por una regla de tres simple, Si en 1034 gramos de disolución hay 13 gramos de NaOH, entonces En 100 gramos de disolución habrá X gramos de NaOH Haciendo cálculos resulta, X = 1,257 %. Enunciado del ejercicio 4 20 cc de una disolución de carbonato sódico (CO3Na2) se tratan con un exceso de cloruro cálcico (Cl2Ca). Filtrado el precipitado, se calcina fuertemente y se obtiene un residuo que pesa 0,140 gramos. Calcular la normalidad del carbonato sódico. RESPUESTA AL EJERCICIO 4
Podemos plantear las siguientes ecuaciones estequiométricas:
y a partir de ellas: Si 56 gramos de óxido de calcio (CaO) proceden de 100 gramos de carbonato cálcico (CaCO3), entonces 0,140 gramos de CaO procederán de X gramos de CaCO3. Haciendo operaciones resulta: X = 0,25 gramos de CO3. Análogamente, Si 100 gramos de carbonato cálcico (CaCO 3) se obtienen de 106 gramos de carbonato sódico (Na2CO3), entonces 0,25 gramos de carbonato cálcico (CaCO3) se obtendrán de Y gramos de carbonato sódico (Na2CO3). Haciendo operaciones resulta Y = 0,27 gramos de carbonato sódico. Para obtener la normalidad aplicamos la fórmula que la da:
Y tenemos una disolución de carbonato sódico 0,25 Normal. Enunciado del ejercicio 5 a) Al neutralizar 10 cc de cierta disolución de hidróxido sódico (NaOH) se gastaron 20 cc de ácido sulfúrico (SO4H2) 0,2 N. Calcular la normalidad de la solución de hidróxido sódico. b) Se quiere preparar un litro de disolución 0,1 Normal de permanganato potásico (KMnO4), ¿cuántos gramos de sal se necesitarán?. RESPUESTA AL EJERCICIO 5
a) La ecuación estequiométrica que aplica en la reacción implicada es:
Si bien en este caso, para calcular la normalidad de la sosa nos es suficiente con recordar que el producto de la normalidad por el volumen de dos soluciones estequiométricamente equivalentes es constante y escribir:
de donde resulta que la disolución de hidróxido sódico es 0,4 Normal. b) A partir de la fórmula que nos da la normalidad de una disolución, tenemos :
b) Enunciado del ejercicio 6 Disponemos de un cinabrio que tiene 89,92 % de riqueza en sulfuro mercúrico (HgS). Suponiendo que en la metalurgia aplicada no exista ninguna pérdida, calcular la cantidad de mercurio (Hg) que podemos obtener a partir de una tonelada de mineral. RESPUESTA AL EJERCICIO 6
a) La ecuación estequiométrica que aplica en la reacción implicada es:
Si bien en este caso, para calcular la normalidad de la sosa nos es suficiente con recordar que el producto de la normalidad por el volumen de dos soluciones estequiométricamente equivalentes es constante y escribir:
de donde resulta que la disolución de hidróxido sódico es 0,4 Normal. b) A partir de la fórmula que nos da la normalidad de una disolución, tenemos :
Enunciado del ejercicio 7 a) Que tanto por ciento de agua ( H2O) de cristalización contiene, i) una molécula de carbonato sódico decahidratado (Na2CO3.10H2O) ii) una molécula de ácido oxálico (etanodioico) bihidratado (C2H2O4.2H2O). b) Desecados 1,23 gramos de sulfato de magnesio (MgSO4) hasta perder toda su agua de cristalización, pesan 0,6 gramos. Averiguar con cuantas moléculas de agua cristaliza dicha sal. RESPUESTA AL EJERCICIO 7
El peso molecular del Na 2CO3.10H2O es: 12 + (3 x 16) + (2 x 23) + 10 x [(2 x 1) + 16] = 286 Por lo tanto, Si 286 gramos de carbonato sódico decahidratado contienen 180 gramos de agua de cristalización, entonces, 100 gramos de carbonato sódico decahidratado contendrán X gramos de agua de cristalización. Haciendo cálculos resulta X = 62,93 %. El peso molecular del C2H2O4.2H2O es: (2 x 12) + (2 x 1) + (4 x 16) + 2 x [(2 x 1) + 16] = 126 por lo tanto,
Si 126 gramos de ácido oxálico dihidratado contienen 36 gramos de agua de cristalización, entonces, 100 gramos de ácido oxálico dihidratado contendrán X gramos de agua de cristalización. Haciendo cálculos tenemos X = 28,57 %. El peso molecular del MgSO4 es 32 + (4 x 16) + 24,32 = 120,32 Por lo tanto, Si 0,6 gramos de MgSO4 provienen de 1,23 gramos de MgSO 4.(n H2O), entonces 120,32 gramos de MgSO4 provendrán de X gramos de MgSO 4.(n H2O). Haciendo operaciones obtenemos X = 246,65 con lo que resulta que la cantidad de agua en un mol-gramo de la sal hidratada será: 246,65 – 120,32 = 126,33 gramos de agua. Y teniendo en cuenta que el peso molecular del agua es 18, tendremos 126,33 :18 = 7,01 ≅ 7 moléculas. Con lo que la fórmula de la sal hidratada será : MgSO4.7 H2O. Enunciado del ejercicio 8 a) Calcular cuantos gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) al 90 % son necesarios para preparar 250 cc de una disolución 0,25 Normal de H2SO4. b) Queremos preparar 250 cc de disolución 0,5 N de hidróxido de bario [Ba(OH)2]. Disponemos de la base cristalizada con 8 moléculas de agua, ¿cuántos gramos se necesitarán? RESPUESTA AL EJERCICIO 8
En los dos casos aplicaremos la fórmula que nos da la normalidad de una disolución. a) Para conocer que cantidad de ácido sulfúrico es necesaria:
De ese modo, Si 90 gramos de H2SO4 están contenidos en 100 gramos de disolución, entonces 3,0625 gramos de H2SO4 estarán contenidos en X gramos de disolución. Haciendo operaciones tenemos X = 3,402 gramos de H 2SO4 al 90 %. b) Para conocer que cantidad de hidróxido de bario es necesaria, calculamos antes su peso molecular: Pm = 137,38 + 2(1 + 16) + 8(2 x 1 + 16) = 315,38 De ese modo tenemos:
Y esa es la cantidad de Ba(OH)2.8 H2 necesaria para preparar 250 cc de disolución 0,5 Normal. Enunciado del ejercicio 9 Calcular la cantidad necesaria de glucosa para que al fermentar produzca 20 litros de anhídrido carbónico (CO2) medidos en condiciones normales de presión y temperatura. A 20 ºC tiene lugar la fermentación de un mosto que tiene en total 1 kg de glucosa. Calcular el volumen de gas resultante suponiendo un rendimiento del 80 % en la fermentación. RESPUESTA AL EJERCICIO 9
a) La reacción de fermentación puede representarse mediante
De donde tenemos que, Si 44,8 litros de CO2 proceden de 180 gramos de glucosa, entonces 20 litros de CO2 procederán de X gramos de glucosa Y haciendo operaciones resulta: X = 80,35 gramos de glucosa. b) Tenemos la misma ecuación estequiométrica que en el caso a) y en este caso resulta: Si 180 gramos de glucosa dan 44,8 litros de CO2, entonces 1000 gramos de glucosa darán X litros de CO2. Y haciendo operaciones, X = 248,88 litros de CO2 en Condiciones normales. Como el rendimiento de la fermentación es del 80%, tendremos que realmente los litros obtenidos son: X' = 248,88 x 0,80 = 199,104 litros. Para saber que volumen ocuparían a una temperatura de 20 ºC y presión atmosférica normal esos litros, aplicamos la ecuación de los gases perfectos: Condiciones Iniciales .- Presión = 1 Atmósfera ; Temperatura = 273 ºK Condiciones finales .- Presión = 1 Atmósfera ; Temperatura = 293 ºK Por lo tanto, tendremos :
Enunciado del ejercicio 10 ¿Que volumen de sulfuro de hidrógeno (SH 2) medido a 27 ºC y 900 mm de presión pueden obtenerse con un exceso de ácido sulfúrico (H 2SO4) y 500 gramos de sulfuro ferroso (Sfe) del 85 % de riqueza?. RESPUESTA AL EJERCICIO 10
La reacción que tiene lugar es
De donde resulta que, Si 87,8 gramos de sulfuro ferroso dan 22,4 litros de sulfuro de hidrógeno, entonces, 500 gramos de sulfuro ferroso darán X litros de sulfuro de hidrógeno. Haciendo operaciones tenemos, X = 127,56 litros, pero teniendo en cuenta que el sulfuro ferroso tiene un 85 % de riqueza, resultará X' = 127,56 x 0,85 = 108,426 litros de sulfuro de hidrógeno medidos en condiciones normales. Para saber el volumen ocupado por esos litros medidos en las condiciones indicadas, aplicamos la fórmula de la ecuación de los gases perfectos. Condiciones Iniciales .- Presión = 760 mm ; Temperatura = 273 ºK Condiciones finales .- Presión = 900 mm ; Temperatura = 300 ºK Con lo que tendremos :
Enunciado del ejercicio 11 Determinar la fórmula empírica de un compuesto formado por carbono, oxígeno, nitrógeno e hidrógeno, cuyo peso molecular es 60,05 y tiene la siguiente composición centesimal: H = 6,6 % ;C = 20 % ; O = 26,6 % ; N = 46,6 %. RESPUESTA AL EJERCICIO 11
El problema puede resolverse planteando varias reglas de tres simples: Primera: Si en 100 g de la sustancia hay 6,6 g de H, entonces En 60,05 g de la sustancia habrá XH g de Hidrógeno Segunda: Si en 100 g de la sustancia hay 20,0 g de C, entonces En 60,05 g de la sustancia habrá XC g de Carbono Tercera: Si en 100 g de la sustancia hay 26,6 g de O, entonces En 60,05 g de la sustancia habrá XO g de Oxígeno Cuarta: Si en 100 g de la sustancia hay 46,6 g de N, entonces En 60,05 g de la sustancia habrá XN g de Nitrógeno Despejando los distintos valores tenemos: XH = 3,963 gramos ; XC = 12,01 gramos XO = 15,97 gramos ; XN = 27,98 gramos Y considerando los pesos atómicos respectivos de los distintos elementos, podemos decir que la fórmula empírica de la sustancia será H4CON2. Esta fórmula empírica coincide con la de una sustancia de gran importancia en
el estudio de la química orgánica como es la diamida del ácido carbónico, mas conocida como urea, que constituye el producto final de la degradación de las proteinas. Su fórmula desarrollada es H2N-CO-NH2. Enunciado del ejercicio 12 a) Calcinando 2,35 gramos de carbonato de cinc (ZnCO3) se obtienen 1,525 gramos de óxido de cinc (ZnO). Conocidos las fórmulas y pesos atómicos de los restantes elementos que intervienen en la reacción, se pide calcular el peso atómico del cinc (Zn). b) El cloro natural está formado por dos isótopos; uno de peso atómico 35, que entra en la proporción del 77,0 %, y otro de peso atómico 37, que entra en la proporción del 23,0 %. Se pide calcular el peso atómico del cloro ordinario. RESPUESTA AL EJERCICIO 12
a) El proceso de calcinación del carbonato de cinc puede ser representado mediante:
por lo tanto, los 2,35 – 1,525 = 0,825 gramos perdidos en la calcinación serán de anhídrido carbónico. De ese modo tendremos: Si 0,825 gramos de CO2 se obtienen de 2,35 gramos de ZnCO 3), entonces 44 gramos de CO2 se obtendrán de X gramos de ZnCO 3 Y haciendo cálculos, X = 125,3 gramos. Esa cantidad corresponde a un mol de ZnCO3 por lo que el peso molecular de dicho compuesto será justamente ese valor. Como sabemos (de acuerdo al enunciado) que el peso molecular del anión carbonato (CO3=) es 60, el peso atómico del catión Zn2+ y, consecuentemente, del elemento Zn será 125,3 – 60 = 65,3. b) La segunda cuestión puede resolverse considerando la siguiente suma ponderada:
Y este sería el peso atómico del cloro ordinario. Enunciado del ejercicio 13 a) El hidrógeno gaseoso (H 2) puede obtenerse descomponiendo hidruro de calcio (Hidrolita - H2Ca) por la acción del agua (H2O). Calcular la cantidad de hidrolita necesaria para obtener 405 cc de H2 medidos en condiciones normales si el rendimiento de la operación es del 90 %. b) Calcular las cantidades de cinc (Zn) y ácido sulfúrico (SO4H2) al 30 % necesarios para la obtención de 60 litros de H2 medidos en condiciones normales y suponiendo que el rendimiento sea del 100 %. RESPUESTA AL EJERCICIO 13
En el primer caso la reacción que tiene lugar puede representarse mediante:
Los 44,8 litros de hidrógeno medidos en condiciones normales y con un rendimiento del 100 % se convierten en 44,8 x 0,9 = 40,32 litros de hidrógeno puros. Finalmente, Si 40,32 litros de H2 provienen de 42 gramos de H 2Ca, entonces, 0,405 litros de H2 provendrán de X gramos de H 2Ca Haciendo operaciones tenemos, X = 0,42 gramos de H 2Ca. En el segundo ejemplo la reacción que tiene lugar puede representarse mediante:
y de ese modo, Si 22,4 litros de H2 provienen de 65,3 gramos de Zn , entonces, 60 litros de H2 provendrán de X gramos de Zn Con lo cual, X = 174,91 gramos de Zinc. Análogamente, Si 22,4 litros de H2 provienen de 98 gramos de SO 4H2 , entonces, 60 litros de H2 provendrán de X gramos de SO 4H2 Y haciendo cálculos, X = 266,96 gramos de SO4H2. Como el sulfúrico es del 30 % de riqueza, tendremos que, 266,96 / 0,30 = 889,866 gramos de SO4H2 al 30 % son los necesarios para obtener la cantidad de hidrógeno indicada en el enunciado del problema. Enunciado del ejercicio 14 a) Calcular la cantidad de óxido de cobre (CuO) contenido en 20 gramos de malaquita, sabiendo que la sal tiene por fórmula CO3.Cu(OH)2 b) El ácido sulfúrico (SO4H2) puede obtenerse a partir de las reacciones esquematizadas en las siguientes ecuaciones :
¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico se obtendrán a partir de 120 gramos de azufre (S) con una riqueza del 90 %. RESPUESTA AL EJERCICIO 14
Para la primera parte, la reacción que tiene lugar es:
y por lo tanto, si de 221 gramos de malaquita se obtienen 159 gramos de óxido de cobre, entonces, de 20 gramos de malaquita se obtendrán X gramos de óxido de cobre. Haciendo operaciones tendremos, X = 14,38 gramos de CuO. Para la segunda parte del problema, resumimos las distintas ecuaciones en una sola con lo que podemos ver que de un átomo-gramo de azufre se obtiene un mol-gramo de ácido sulfúrico. De ese modo, Si 32 gramos de S dan 98 gramos de SO4H2, entonces 120 gramos de S darán X gramos de SO4H2 y haciendo operaciones, X = 367,5 gramos de SO4H2; pero como el rendimiento del azufre es del 90 %, nos quedará 367,5 x 0,90 = 330,75 gramos de SO4H2 puro. Enunciado del ejercicio 15 a) Se quieren obtener 45 litros de oxígeno medidos en condiciones normales. Calcular la cantidad de oxilita necesaria para ello sabiendo que en el proceso hay una pérdida del 10 %. La oxilita es el peróxido de sodio (Na2O2). b) Disolviendo 20 gramos de aluminio (Al) en ácido clorhídrico (ClH) se obtienen 15,27 litros de hidrógeno (H2) medidos en condiciones normales. Calcular el rendimiento de la operación. RESPUESTA AL EJERCICIO 15
Para la primera parte, la reacción que tiene lugar es:
y por lo tanto, Si 22,4 litros de O2 proceden de 156 gramos de Na 2O2 , entonces, 45 litros de O2 procederán de X gramos de Na 2O2 Y haciendo operaciones, X = 317,85 gramos de Na2O2. Una pérdida del 10 % es equivalente a un rendimiento del 90%, por lo tanto la cantidad de Na2O2 realmente necesaria es 317,85 / 0,90 = 353,16 gramos. Para la segunda parte, la reacción que tiene lugar es:
y por lo tanto, Si 54 gramos de Al dan 67,2 litros de H2, entonces 20 gramos de Al darán X litros de H2 Con lo cual X = 24,88 litros de hidrógeno. A partir de ahí, Si de 24,88 litros pueden aprovecharse 15,27 litros, entonces De 100 litros podrán aprovecharse X litros. Y el rendimiento del proceso será X = 61,37 %
Enunciado del ejercicio 16 Calcular la cantidad de O2 que podemos obtener con 20 gramos de ClO3K, suponiendo que la reacción se desarrolla en una sola fase, es decir, cediendo todo el oxígeno con la transformación final en Cloruro. El rendimiento se supone del 80 % RESPUESTA AL EJERCICIO 16
y tenemos : Si 245 gramos de ClO3K dan 67,2 litros de O2, entonces 20 gramos de ClO3K darán X litros de O2 Con lo cual X = 5,48 litros de oxígeno. Pero como el rendimiento del proceso es del 80 %, tendremos que el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales de presión y temperatura, será :
litros de O2. Enunciado del ejercicio 17 Calcular el volumen de CO2 y de vapor de agua que se obtendrá al quemar 1 kg de madera que contiene el 40 % de carbono, el 6 % de hidrógeno y el 30 % de humedad. RESPUESTA AL EJERCICIO 17
En total tenemos 400 gramos de carbono, 60 gramos de hidrógeno y 300 gramos de agua. Las reacciones químicas que tienen lugar son :
y tenemos : Si 12 gramos de C dan 22,4 litros de CO2, entonces 400 gramos de C darán X litros de CO2 Si 4 gramos de H2 dan 44,8 litros de H2O, entonces 60 gramos de H2 darán Y litros de H2O Con lo cual X = 746 litros de CO2 ; Y = 672 litros de vapor de agua. Pero como la humedad contenida en la madera también es agua, tenemos : Si 18 gramos de H2O miden 22,4 litros, entonces 300 gramos de H2O medirán X litros Y operando : X = 373,3 litros de vapor de agua, por l o que en total, habrá de agua : 672 + 373,3 = 1045,3 litros de vapor de agua.
Enunciado del ejercicio 18
Se desea saber cuantos gramos de clorhídrico pueden obtenerse teóricamente con 20 gramos de cloruro sódico y la cantidad de ácido sulfúrico necesaria. RESPUESTA AL EJERCICIO 18
La reacción es :
Y tenemos : Si 58,5 gramos de ClNa dan 36,5 gramos de ClH, entonces 20 gramos de ClNa darán X gramos de ClH Por lo que operando : X = 12,47 gramos de ácido clorhídrico. Enunciado del ejercicio 19 Calcular la cantidad de piroluxita, con un contenido del 90 % de MnO2, necesaria para la obtención de 20 gramos de bromo gaseoso a partir de la reacción :
RESPUESTA AL EJERCICIO 19
La estequiometría de la reacción para las substancias referidas en el enunciado es :
Y tenemos : Si 160 gramos de Br2 se obtienen de 87 gramos de MnO2, entonces 20 gramos de Br2 se obtendrán de X gramos de MnO2 Operando resulta X = 10,8 gramos de peróxido de manganeso. Pero como el rendimiento es del 90 % tendremos :
gramos de piroluxita de 90 % de riqueza. Enunciado del ejercicio 20 Calcular el contenido en gramos por cm3 y la molaridad de un ácido clorhídrico concentrado de peso específico 1,18 g/cm3 que contiene un 35,4 % de ClH. RESPUESTA AL EJERCICIO 20
Para responder a la primera pregunta hacemos :
gramos de ClH en 1 cm3. Y de ese modo tenemos para la segunda cuestión :
Es decir que tenemos un ácido clorhídrico 11,44 molar.
Enunciado del ejercicio 21 Para el análisis de una lejía de sosa se tomaron 10 cc de la disolución. Una vez diluida se le añade el indicador (fenolftaleína) y se neutraliza con ácido clorhídrico. Calcular la cantidad de hidróxido sódico en g/litro que contiene el líquido. RESPUESTA AL EJERCICIO 21
En primer lugar calculamos la normalidad de la sosa : V1.N1 = V2.N2 ; 10 x N1 = 15,2 x 0,1 → N1 = 0,152 A partir de ese dato, averiguamos los gramos de hidróxido sódico que tenemos en un litro de disolución:
Enunciado del ejercicio 22 Tomamos 20 cc de disolución de cloruro sódico y le añadimos disolución de nitrato de plata (AgNO3) hasta que deja de producirse mas precipitado, momento en el que se han consumido 12,5 cc de disolución 0,1 N. Calcular el tanto por ciento que contiene de sal que contiene la disolución de cloruro. RESPUESTA AL EJERCICIO 22
La normalidad de la disolución de cloruro sódico es : V1.N1 = V2.N2 ; 20 x N1 = 12,5 x 0,1 → N1 = 0,06 A partir de ahí tenemos que los gramos de cloruro sódico son :
Finalmente, para calcular el tanto por ciento hacemos : Si en 0,02 kgs de disolución hay 0,0702 gramos de ClNa, entonces En 100 gramos de disolución habrá X gramos de ClNa Operando resulta X = 0,35 % de ClNa. Enunciado del ejercicio 23 ¿Qué volumen de ácido clorhídrico con una densidad de 1,17 g/cc y un 33,46 % de riqueza han de medirse para preparar 1 litro de disolución 0,2 N. RESPUESTA AL EJERCICIO 23
Los gramos de ácido clorhídrico que hay en un litro de la disolución inicial son : 1,17 x 1000 x 0,3346 = 391,482 gramos de ClH.
Para que la disolución sea 0,2 N necesitamos
Estos gramos los obtenemos de : Si 391,482 gramos de ClH están en 1000 cc de disolución , entonces 7,3 gramos de ClH estarán en X cc de disolución Operando obtenemos X = 18,64 cc de disolución de ClH concentrado. Enunciado del ejercicio 24 El sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1,84 g/cc y contiene un 95 % de ácido puro. Se pide calcular: a) El contenido en g/cc ; b) La molaridad ; c) La normalidad. RESPUESTA AL EJERCICIO 24
En 1 cc de disolución hay : 1,84 x 1 x 0,95 = 1,784 gramos de H2SO4 Para el punto b) tendremos:
y para el punto c)
Enunciado del ejercicio 25 El ácido sulfúrico (H2SO4) reacciona con el cinc metálico (Zn) formando sulfato de cinc (ZnSO4) y desprendiendo hidrógeno (H2). Se quiere conocer la cantidad de H2SO4 al 10 % necesaria para la obtención de 40 gramos de ZnSO4 cristalizado con 7 moléculas de agua. RESPUESTA AL EJERCICIO 25
La reacción que tiene lugar es :
y a partir de ahí, Si 98 gramos de H2SO4 dan 287,37 gramos de SO4Zn.7H2O, entonces X gramos de H2SO4 darán 40 gramos de SO4Zn.7H2O. Operando : X = 13,5 gramos de H2SO4 puro. Pero como el ácido que tenemos es del 10 % de riqueza, resultará que los gramos necesarios son 13,5 x 10 = 135 gramos de H2SO4 del 10 %.
Enunciado del ejercicio 26 Se mezclan 95 gramos de azufre (S) con 100 gramos de hierro (Fe) en polvo. Se introduce la mezcla en un crisol y se calienta fuertemente. Se forma sulfuro ferroso (FeS) y el azufre sobrante se volatiliza. Este azufre arde dando anhídrido sulfuroso (SO2). Calcular el volumen de SO2 que se forma, medido a temperatura normal, y el peso de FeS obtenido. RESPUESTA AL EJERCICIO 26
La reacción para obtener FeS es :
Y a partir de ahí, Si 55,8 gramos de Fe dan 87,8 gramos de SFe, entonces 100 gramos de Fe darán X gramos de SFe. Operando : X = 157,34 gramos de SFe. Al mismo tiempo, Si 87,8 gramos de SFe proceden de 32 gramos de S, entonces 157,34 gramos de SFe procederán de X gramos de S. Operando : X = 57,57 gramos de S. Por consiguiente, nos quedan : 95 – 57,57 = 37,43 gramos de azufre. La reacción para dar anhídrido sulfuroso es :
Y a partir de ahí, Si 32 gramos de azufre dan 22,4 litros de SO2, entonces 37,43 gramos de azufre darán X litros de SO2. Operando : X = 26,2 litros de SO2. Enunciado del ejercicio 27 Calcular cuantos gramos de ácido nítrico al 60 % son necesarios para preparar 300 cc de disolución 0,2 N de NO3H. RESPUESTA AL EJERCICIO 27
A partir de la fórmula que nos da la normalidad de una disolución, tenemos :
gramos de ácido nítrico puro. Pero como el que hay es de una riqueza del 60 %, tendremos :
Gramos de ácido nítrico de 60 % de riqueza
Enunciado del ejercicio 28 El nitrógeno puede obtenerse puro en el laboratorio descomponiendo nitrito amónico (NH4NO2) por el calor. Calcular que cantidad de NH4NO2 se necesita para obtener 432 cc de N2 en condiciones normales con un rendimiento del 90 %. RESPUESTA AL EJERCICIO 28 La reacción que tiene lugar es :
Y a partir de ahí, Si 22,4 litros de N2 se obtienen con 64 gramos de nitrito amónico, entonces 0,432 litros de N2 se obtendrán con X gramos de nitrito amónico. Operando : X = 1,234 gramos de NO2NH4 puro. Pero como el rendimiento es del 90 % necesitamos :
gramos de nitrito amónico del 90 por ciento. Enunciado del ejercicio 29 Se desea analizar una caliza; se pesan 3 gramos de la misma y se atacan con ácido clorhídrico obteniéndose 0,5 litros de CO 2. Calcular la riqueza de la caliza. RESPUESTA AL EJERCICIO 29 La reacción que tiene lugar es :
Y a partir de ahí, Si 100 gramos de carbonato cálcico dan 22,4 litros de CO2 , entonces 3 gramos de carbonato cálcico darán X litros de CO2. Operando resulta X = 0,672 litros de CO2, pero como realmente hemos obtenido 0,5 litros, el rendimiento de la operación será :
Enunciado del ejercicio 30 Calcinando CaCO3 obtenemos 8 litros de CO2 medidos a 27 ºC y 2 atmósferas. ¿Cuántos gramos de carbonato se han calcinado sabiendo que se trata de un mineral impuro del 70 % de riqueza. RESPUESTA AL EJERCICIO 30
Para saber que volumen ocupan en condiciones normales los 8 litros recogidos a 27 ºC y 2 atmósferas, aplicamos la fórmula de la ecuación general de los gases perfectos: Condiciones iniciales : P1 = 2 atmósferas ; T1 = 300 ºK ; V1 = 8 litros Condiciones finales : P2 = 1 atmósfera ; T2 = 273 ºK ; V1 = x litros Con lo cual :
Litros de CO2. A partir de ahí, Si 22,4 litros de CO2 proceden de 100 gramos de carbonato cálcico, entonces 14,56 litros de CO2 procederán de X gramos de carbonato cálcico. Operando : X = 65 gramos de carbonato cálcico puro. Pero como la caliza es de una riqueza del 70 %, tendremos :
de carbonato cálcico del 70 % de riqueza Enunciado del ejercicio 31 Con 20 gramos de clorato potásico se obtienen 7 litros de oxígeno a 20 ºC y 0,5 atmósferas. Si el rendimiento de la operación es del 80 %, calcular la riqueza del KClO3. RESPUESTA AL EJERCICIO 31 Para saber que volumen ocupan en condiciones normales los 7 litros de oxígeno recogidos a 20 ºC y 0,5 atmósferas, aplicamos la fórmula de la ecuación general de los gases perfectos: Condiciones iniciales : P1 = 0,5 atmósferas ; T1 = 293 ºK ; V1 = 7 litros Condiciones finales : P2 = 1 atmósfera ; T2 = 273 ºK ; V1 = x litros Con lo cual :
Litros de O2. A partir de ahí, teniendo en cuenta el rendimiento de la operación: Si 80 litros de oxígeno puro proceden de 100 litros, entonces 3,27 litros de oxígeno puro procederán de X litros Operando tenemos X = 4,08 litros de oxígeno impuro. La reacción por la que se obtiene oxígeno a partir del clorato potásico es :
Y a partir de ahí,
Si de 245 gramos de KClO3 se obtienen 67, 2 litros de O2 , entonces De 20 gramos de KClO3 se obtendrán X litros de O2. Operando : X = 5,48 litros de oxígeno que deberíamos obtener si la riqueza de la sal fuera del 100 %, pero como hemos obtenido 4,08 litros, tenemos una riqueza del:
para el clorato potásico. Enunciado del ejercicio 32 10 cc de una disolución de hidróxido sódico quedan neutralizados al agregarles 5,7 cc de una disolución normal de ClH, ¿qué concentración en tanto por ciento tendrá la disolución alcalina? RESPUESTA AL EJERCICIO 32 Primero calculamos la normalidad de la sosa que es :
A partir de ahí resulta :
gramos de NaOH en 10 cc de disolución. Si suponemos que la densidad de la disolución es 1 gr/cc resultará que la disolución tiene un contenido de 2,28 % de sosa en peso. Enunciado del ejercicio 33 Calcular la cantidad de clorato potásico de un 97 % de pureza que se necesita para obtener: a) 2 kg de oxígeno (O2) b) 2 litros de O2 medidos a 27 ºC y a 720 mm de presión. RESPUESTA AL EJERCICIO 33 La reacción que tiene lugar es la siguiente:
Según esta relación, observamos que por cada dos moles de clorato potásico (ClO3K) obtenemos tres moles de oxígeno (O 2); por lo tanto, podemos hacer:
Operando obtenemos que 7659,125 son los gramos de clorato potásico puro necesarios para obtener la cantidad de oxígeno indicada. Como el que tenemos es del 97 % de riqueza, necesitaremos: 7659,125/0,97 = 7896,005 gramos de dicho clorato potásico. Para la segunda parte del ejercicio, hacemos:
Si 0,077 son los moles de O2 a obtener, de clorato potásico puro necesitaremos:
Y teniendo en cuenta que el clorato potásico que tenemos es del 97 % de riqueza, necesitaremos: 0,629/0,97 = 0,648 gramos. Enunciado del ejercicio 34 A una muestra de 0,617 gramos de sulfuro ferroso (SFe) que contiene impurezas se le añadió ácido clorhídrico (ClH) y el ácido sulfhídrico (SH2) producido se recogió sobre nitrato de plata (NO3Ag). El precipitado de sulfuro de plata (SAg2) seco, pesó 1,322 gramos, ¿Cuál es la pureza del sulfuro ferroso?. RESPUESTA AL EJERCICIO 34
Las reacciones que tienen lugar son:
Según el precipitado de sulfuro de plata obtenido, calculamos el peso de sulfhídrico desprendido en la primera reacción:
Por lo tanto, el peso de sulfuro ferroso (SFe) contenido en la muestra será:
Como se tenían 0,617 gramos de muestra, la riqueza será:
Enunciado del ejercicio 35 Por neutralización con óxido de calcio (CaO) el ácido acético (CH3-COOH) se transforma en acetato cálcico [(CH3-COO)2Ca] que por calcinación da Carbonato cálcico (CO3Ca) y acetona (CH3-CO-CH3). Si el rendimiento de los dos procesos en conjunto es del 93 %, ¿Cuánta acetona se puede obtener a partir de 250 kgs de ácido acético del 97,2 % de riqueza. RESPUESTA AL EJERCICIO 35
Las reacciones que tienen lugar son:
Si el ácido es del 97,2 % de riqueza, en realidad, de ácido puro se tiene: 250 x 0,972 = 243 gramos Por cada dos moles de ácido acético se obtiene un mol de acetato cálcico, por lo tanto, tenemos:
Según la segunda ecuación, por cada mol de acetato cálcico se obtiene un mol de acetona. El peso teórico de acetona obtenida será:
Como el rendimiento conjunto de las dos reacciones es del 93 %, se tiene: 117,50 x 0,93 = 109,27 kgs de acetona obtenidos. Enunciado del ejercicio 36 Se investiga un ácido orgánico monoprótico. 1,37 gramos de dicha sustancia dan, por oxidación, 2,010 gramos de CO 2 y 0,821 gramos de H2O. Al calcinar 2,158 gramos de su sal de plata se obtiene un residuo de 1,395 gramos de plata. Hallar la fórmula de este ácido y establecer su composición.. RESPUESTA AL EJERCICIO 36
En primer lugar, calculamos la composición centesimal del ácido. Sabemos que de 1,370 gramos de ácido se han obtenido 2,010 gramos de anhídrido carbónico. Como por cada gramo de CO2 se tienen 0,2729 gramos de carbono, podemos calcular los gramos de carbono por gramo de ácido:
Hacemos de igual modo para el hidrógeno:
Al ser un ácido orgánico debe contener oxígeno, cuyo porcentaje lo calculamos por diferencia:
Calculamos ahora la relación en átomos con que se combinan estos elementos por cada 100 gramos de ácido, es decir el número de átomos gramo de cada elemento:
Para obtener una relación más simplificada, dividimos los valores obtenidos entre el menor de ellos para deducir que las proporciones son 1 átomo de carbono, 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno, lo que nos da como fórmula empírica para el ácido CH2O, con un peso fórmula de 30,02. Cómo el ácido es monoprótico, un peso molecular gramo de su sal de plata dejará por calcinación un átomo gramo de plata y, por consiguiente, podemos escribir:
Restando del peso molecular de la sal de plata el peso atómico de la plata, tendremos el peso molecular del radical ácido:
Por lo tanto, el peso molecular del ácido será, muy aproximadamente:
Como el peso correspondiente a la fórmula empírica es 30,026 y el peso molecular del ácido es prácticamente el doble, la fórmula de este compuesto será C 2H4O2. Como el ácido es monoprótico, existirá un grupo carboxilo COOH y la fórmula estructural del ácido será CH 3-COOH, que se corresponde con la del ácido acético.
Enunciado del ejercicio del ejercicio 37 Se tiene un ácido sulfúrico concentrado de 1,8 g/ml de densidad y una riqueza del 90,5 %. Calcular a) Su concentración en g/l. b) Su molaridad. c) El volumen necesario para preparar 0,25 litros de disolución 0,2 Molar Peso molecular del H2SO4 = 98. . RESPUESTA AL EJERCICIO 37
La concentración en gramos litro vendrá dada por el cociente entre la cantidad (masa) de ácido puro, expresado en gramos, y el volumen de disolución, expresado en litros. Vamos a suponer que tomamos 1 litro de ácido (1000 ml); tenemos entonces que su masa será de 1800 g, de los cuales el 90,5 % son de ácido puro, es decir:
Y a partir de ahí
La molaridad de la solución se obtiene por la expresión:
Como conocemos los gramos de ácido puro que hay en 1litro de disolución, sólo tenemos que hacer:
Y la molaridad de la disolución será
En 0,25 litros de disolución 0,2 Molar tenemos:
Que en gramos serán:
La masa de ácido sulfúrico del 90,5 % será:
Y el volumen de ácido que se ha de tomar será:
Enunciado del ejercicio 38 Se llevan a un eudiómetro 50 cc de una mezcla de H2, CH4 y acetileno y 75 cc de O2. Después de la combustión y de la condensación del agua formada, quedan 44,5 cc que al hacerlos pasar por potasa caústica se redujeron a 16 cc. Hallar la composición de la mezcla gaseosa original. RESPUESTA AL EJERCICIO 38
Las reacciones que se desarrollan en el aparato son las siguientes:
Las ecuaciones que podemos plantearnos son las siguientes: 1º) Llamando respectivamente x, y, z los volúmenes de hidrógeno, metano y acetileno, se tiene:
2º) según las reacciones, por cada volumen de hidrógeno se necesitan 0,5 volúmenes de oxígeno; por cada volumen de metano 2 volúmenes de oxígeno y por cada volumen de acetileno, 2,5 volúmenes de oxígeno; por lo tanto, podemos poner:
Ya que se han introducido 75 cc y han quedado 16 sin reaccionar. 3º) se han obtenido (44,5 – 16) = 28,5 cc de CO2 que según las reacciones se distribuyen como sigue:
El sistema formado con las tres ecuaciones resultantes nos da los valores:
Y expresados como porcentajes:
Enunciado del ejercicio 39 Se dispone de un ácido nítrico comercial del 96,73 % en peso y 1,5 g/ml de densidad ¿Cuántos ml del ácido concentrado serán necesarios para preparar 0,2 litros de disolución 1,5 Molar de dicho ácido? Peso molecular del HNO3 = 63. RESPUESTA AL EJERCICIO 39
Recordando que la molaridad de una disolución vienen dada por la expresión
Tenemos para los moles de ácido puro que necesitamos
Y para la cantidad de ácido puro
Como el ácido comercial del que disponemos no es puro, sino del 96,73 % necesitaremos pesar:
Como necesitamos calcular el volumen en ml que hemos de coger de ácido, consideramos la densidad del ácido comercial:
Enunciado del ejercicio 40 Se introducen en un eudiómetro 20 cc de un hidrocarburo gaseoso desconocido y 50 cc de oxígeno. Después de la combustión y condensación del vapor de agua, quedan en residuo 30 cc que al ser tratados con KOH se reducen a 10 cc. Determinar la fórmula del hidrocarburo. RESPUESTA AL EJERCICIO 40
La reacción que tiene lugar es la siguiente:
Sabemos que se han obtenido 20 cc de CO 2, por lo tanto, tenemos x = 20. Por otro lado, el oxígeno que ha reaccionado son 40 cc que se distribuyen en la forma:
Por lo tanto, la fórmula empírica del hidrocarburo será CH 4. Como se tiene que no pueden existir polímeros que correspondan a dicha fórmula, concluimos que el compuesto en cuestión es el metano.
Enunciado del ejercicio 41
Se desea preparar 1 litro de disolución de HCl 0,5 M. Para ello se dispone de una disolución de ácido clorídrico del 5 % y una densidad de 10,095 g/litro y otra disolución 0,1 molar, también de HCl. Calcular la Molaridad de la primera de las disoluciones y el volumen necesario que hay que tomar de cada una de las disoluciones originales para obtener la disolución deseada. RESPUESTA AL EJERCICIO 41
Para calcular la Molaridad de la primera disolución, tomamos 1 litro de la misma y calculamos su masa:
Como la disolución es del 5%, de los 1095 g de masa que hay en 1 litro, de ácido puro tendremos:
Y su molaridad será
Para preparar 1 litro de disolución 0,5 M mezclando volúmenes de los dos ácidos tenemos que tener presente que el número de moles que tendremos que tomar entre las dos disoluciones iniciales ha de ser el mismo que los tendrá la disolución a preparar y que la suma de los volúmenes de dichas disoluciones iniciales ha de ser 1 litro. Así:
Al volumen que tomemos de la primera disolución le llamamos V A y al de la segunda disolución VB, de manera que V B =1-VA Planteamos la ecuación con los moles de manera que la suma de los que tomamos de la primera disolución más los que tomamos de la segunda disolución sea igual a 0,5. Así:
Enunciado 42 Se introducen en un eudiómetro 30 cc de etano y acetileno y 120 cc de oxígeno. Después de la combustión y condensación del vapor de agua resultante, quedan 81 cc. Calcular la composición de la mezcla original y final. RESPUESTA AL EJERCICIO 42
Las ecuaciones de combustión del etano y del acetileno son, respectivamente:
Llamando, respectivamente, x e y a los volúmenes de etano y acetileno, podemos establecer las siguientes ecuaciones: Primera.- volúmenes de muestra problema:
Segunda.- Volumen de oxígeno que reacciona:
Tercera.- Volumen de oxígeno en exceso:
Cuarta.- Volumen residual de gas:
Tomando la primera y la última de las anteriores ecuaciones y restando la primera ecuación de la segunda, nos queda:
Y despejando el valor de y en la primera de las ecuaciones, resulta
Por lo tanto, en los 30 cc de mezcla inicial había 24 cc de etano y 6 cc de acetileno, que porcentualmente es 80 % de C 2H6 y 20 % de C2H2. Para calcular la composición de la mezcla final, consideramos el volumen de oxígeno en exceso y a partir de ahí:
Que son los cc de oxígeno en exceso en los 81 cc residuales totales. Volumen de CO2 que se obtiene:
Que son los cc de CO2 en los 81 cc totales. La composición centesimal de la mezcla final puede obtenerse a partir de una simple regla de tres:
Enunciado del ejercicio 43 Calcular la masa molecular de una enzima, sabiendo que 0,1 g de la misma disueltos en 20 ml de benceno (C6H6) producen una presión osmótica de 2,65 mm Hg, a 25ºC. (Suponer que el volumen de la disolución se mantiene en 20 ml). RESPUESTA AL EJERCICIO 43
Utilizando la ecuación de la presión osmótica:
calculamos el número de moles:
De donde resulta n = 2,857•10-6 moles Ahora establecemos una proporción con el concepto de mol:
Enunciado del ejercicio 44 Al hacer pasar 100 litros de aire a 20 ºC y 740 mm de presión a través de Ba(OH)2 se precipitan 0,295 gramos de CO 3Ba, ¿Cuál es la proporción en volumen del CO2 en el aire? RESPUESTA AL EJERCICIO 44
La reacción que tiene lugar es:
Según los gramos de precipitado obtenido, tenemos:
Aplicando la ecuación de los gases perfectos, obtenemos el volumen equivalente:
Como se han empleado 100 litros de aire, el porcentaje en volumen de anhídrido carbónico en el aire será del 0,037 %.
Enunciado del ejercicio 45 Preparar 0,5 litros de disolución 0,1 Molar de HCl sabiendo que se dispone de un HCl concentrado del 36 % y densidad 1,19 g/ml. RESPUESTA AL EJERCICIO 45
Calculamos la masa de HCl que necesitamos. Para ello, utilizando el concepto de molaridad, calculando, en primer lugar, los moles de HCl que va a tener la disolución que queremos preparar:
Como el peso molecular del ácido clorhídrico es de 36,5, los 0,05 moles equivaldrán a:
Esa masa de HCl la tenemos que coger del ácido clorhídrico concentrado del que disponemos (36 % y 1,19 g/ml de densidad). De ese modo, si 36 gramos de ácido clorhídrico puro están contenidos en 100 gramos de ácido concentrado comercial, los 1,83 gramos de nuestro problema se deberán tomar de:
Y como tenemos un líquido del que conocemos su densidad, el volumen que esos 5,08 gramos ocuparán será :
