Guía de Estudio: Ejercicios
de Química
Hecho por y para el 3ro “B” :p
Pregunta 1.
El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de nitrógeno
(NO2), un gas café oscuro:
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
En un experimento se mezclaron 0,886 moles de NO con 0,503 moles de O2. Calcule cuál de los dos reactivos
es el limitante. Calcule también el número de moles de NO2 producido.
Solución:
1. Para calcular el reactivo limitante, empezaremos utilizando los valores reales que nos da el ejercicio (resaltados
en amarillo) con la finalidad de hallar cuántos gramos de cada reactivo necesitamos para que se pueda dar la
reacción. Nota: También se puede solo trabajar con moles si ambos datos te los dan en moles, es más rápido y
da lo mismo, pero lo hago de esta manera con la finalidad de entender mejor la comparación.
0,886 moles de NO ×
1 mol de O2
32 g de O2
×
= 14,176 g de O2 (lo que 𝐧𝐞𝐜𝐞𝐬𝐢𝐭𝐨 𝐝𝐞 𝐎𝟐)
2 mol de NO
1 mol de O2
0,503 moles de O2 ×
2 mol de NO
30 g de NO
×
= 30,18 g de NO (lo que 𝐧𝐞𝐜𝐞𝐬𝐢𝐭𝐨 𝐝𝐞 𝐍𝐎)
1 mol de O2
1 mol de NO
2. Convertimos los moles de los datos reales a gramos para facilitar la relación:
0,503 moles de O2 ×
32 g O2
= 16,096 g de NO (lo que 𝐭𝐞𝐧𝐠𝐨 𝐝𝐞 𝐎𝟐)
1 mol de O2
0,886 moles de NO ×
30 g NO
= 26,58 g de NO (lo que 𝐭𝐞𝐧𝐠𝐨 𝐝𝐞 𝐍𝐎)
1 mol de NO
3. Comparamos lo que necesitamos con lo que tenemos y determinamos el reactivo limitante para hallar el número
de moles de NO2 producido:
En este caso, tengo 26,58 g de NO pero necesito 30,18 g de NO. Por lo que el NO sería el Reactivo Limitante de
la reacción.
De esto partimos con el mismo dato real del reactivo limitante (0,886 moles de NO) para realizar nuestros
cálculos:
0,886 moles de NO ×
2 mol de NO2
= 𝟎, 𝟖𝟖𝟔 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐞 𝐍𝐎𝟐
2 mol de NO
Pregunta 2.
El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza para cocinar y para la calefacción doméstica.
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se pueden producir a partir de la combustión de 3,65 moles de
propano? Suponga que el oxígeno es el reactivo en exceso en esta reacción.
Solución:
1. Primero que nada, es importante verificar que la reacción esté balanceada, por lo que en este caso tocaría
igualarla:
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
C
H
O
Reactivos
3
8
10
Productos
3
8
10
2. Nos dicen de antemano que el Oxígeno es el Reactivo en Exceso, por lo que todos nuestros cálculos
partirán del dato real del Reactivo Limitante que sería en este caso el Propano (C3H8).
3,65 moles C3 H8 ×
3 mol de CO2
44 g de CO2
×
= 𝟒𝟖𝟏. 𝟖 𝐠 𝐝𝐞 𝐂𝐎𝟐
1 mol de C3 H8
1 mol de CO2
Pregunta 3.
Considere la reacción:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Si reaccionan 0,86 moles de MnO2 y 48,2 g de HCl, ¿cuál de los reactivos se consumirá primero? ¿Cuántos
gramos de Cl2 se producirán?
Solución:
1. Se nos pide hallar cuál de los reactivos se consumirá primero, es decir el Reactivo Limitante, por lo que
partiremos nuestros cálculos de los datos reales. Nota: Nótese que nos dan dos datos reales en diferentes
unidades (moles y gramos), por lo que solo elegiremos una para realizar la comparación. En este caso para mí
es más fácil y cómodo utilizar siempre los gramos.
0,86 moles de MnO2 ×
48,2 g HCl ×
4 moles de HCl
36,45 g HCl
×
= 125,39 g HCl (lo que 𝐧𝐞𝐜𝐞𝐬𝐢𝐭𝐨 𝐝𝐞 𝐇𝐂𝐥)
1 mol de MnO2
1 mol de HCl
1 mol de HCl 1 mol de MNO2
86,94 g MnO2
×
×
= 28,74 g MnO2 (lo que necesito de 𝐌𝐧𝐎𝟐
36,45 g HCl
4 mol de HCl
1 mol de MnO2
2. Realizo la comparación para determinar quién es el reactivo limitante, de ser el caso transformo algunas
unidades de los datos reales (como los moles a gramos) para que sea eficiente y coherente la comparación.
48,2 g HCl (lo que 𝐭𝐞𝐧𝐠𝐨 𝐝𝐞 𝐇𝐂𝐥)
0,86 moles de MnO2 ×
86,94 g MnO2
= 74,77 g MnO2 (lo que 𝐭𝐞𝐧𝐠𝐨 𝐝𝐞 𝐌𝐧𝐎𝟐 )
1 mol de MnO2
En este caso, el Reactivo Limitante (es decir el que se consumirá primero) es el HCl debido a que se necesita
125,39 g de HCl, pero solo se tiene 48,2 g de HCl.
3. En base al dato real del Reactivo Limitante, calculamos los gramos de Cl2 que se producirán:
48,2 g HCl ×
1 mol de HCl 1 mol de Cl2
70,9 g Cl2
×
×
= 𝟐𝟑, 𝟒𝟒 𝐠 𝐂𝐥𝟐
36,45 g HCl 4 mol de HCl 1 mol de Cl2
Pregunta 4.
El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los cuales destruyen el ozono de la
estratosfera) y en la producción de aluminio metálico. Se prepara a partir de la reacción:
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF
En un proceso, se tratan 6,00 kg de CaF2 con un exceso de H2SO4 y se producen 2,86 kg de HF. Calcule el
porcentaje de rendimiento de HF.
Solución:
1. Como ya nos lo mencionan, el Reactivo en Exceso es el ácido sulfúrico (H2SO4), por lo que partiremos del dato real del
Reactivo Limitante para hallar el rendimiento teórico del HF.
6000 g CaF2 ×
1 mol de CaF2 2 moles de HF
20 g HF
×
×
= 3072,98 g HF (Teórico)
78,1 g CaF2
1 mol de CaF2 1 mol de HF
2. Con esto, solo utilizaremos la fórmula del % de rendimiento:
% de rendimiento =
rendimiento real
2860 g HF
× 100% =
× 100%
rendimiento teórico
3072,98 g HF
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 𝟗𝟑, 𝟎𝟕%
Pregunta 5.
La nitroglicerina (C3H5N3O9) es un explosivo muy potente. Su descomposición se puede representar mediante:
4C3H5N3O9 → 6N2 + 12CO2 + 10H2O + O2
Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos productos gaseosos. La velocidad de formación
de estos gases, así como su rápida expansión, es lo que causa la explosión. a) ¿Cuál es la máxima cantidad de
O2 en gramos que se obtendrá a partir de 2 × 102 g de nitroglicerina? b) Calcule el porcentaje de rendimiento
de esta reacción si se encuentra que la cantidad de O2 producida fue de 6,55 g.
Solución:
a) ¿Cuál es la máxima cantidad de O2 en gramos que se obtendrá a partir de 2 × 102 g de nitroglicerina?
Masa molar de la nitroglicerina: 227 g/mol
200 g C3 H5 N3 O9 ×
1 mol de C3 H5 N3 O9
1 mol de O2
32 g O2
×
×
= 𝟕, 𝟎𝟓 𝐠 𝐎𝟐
227 g C3 H5 N3 O9
4 moles de C3 H5 N3 O9 1 mol de O2
Valor Teórico
b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta reacción si se encuentra que la cantidad de O2 producida fue
de 6,55 g (Valor real) .
% de rendimiento =
rendimiento real
× 100%
rendimiento teórico
% de rendimiento =
6,55 g
× 100% = 𝟗𝟐, 𝟗%
7,05 g
Pregunta 6.
El óxido de titanio (IV) (TiO2) es una sustancia blanca que se produce a partir de la reacción entre el ácido
sulfúrico con la mineral ilmenita (FeTiO3):
FeTiO3 + H2SO4 → TiO2 + FeSO4 + H2O
Sus propiedades de opacidad y no toxicidad lo convierten en una sustancia idónea para pigmentos de plásticos
y pinturas. En un proceso, 8 × 103 kg de FeTiO3 produjeron 3,67 × 103 kg de TiO2. ¿Cuál es el porcentaje de
rendimiento de la reacción?
Solución:
1. Nos dan dos datos reales, por lo que procederemos a calcular el valor teórico:
Nota: Nótese que se transformó con notación científica el × 103 kg a × 106 g
8 × 106 g FeTiO3 ×
1 mol de FeTiO3
1 mol de TiO2
79,87 g TiO2
×
×
= 4,21 × 106 g TiO2
151,72 g FeTiO3 1 mol de FeTiO3 1 mol de TiO2
2. Procedemos a calcular el porcentaje de rendimiento con el valor real y teórico
% de rendimiento =
% de rendimiento =
rendimiento real
× 100%
rendimiento teórico
3,67 × 106 g
× 100% = 𝟖𝟕, 𝟏𝟕%
4,21 × 106 g
Pregunta 7.
Cuando se calienta, el litio reacciona con el nitrógeno para formar nitruro de litio:
6Li(s) + N2(g) → 2Li3N(s)
¿Cuánto se obtiene de Li3N en gramos cuando 12,3 g de Li se calientan con 33,6 g de N2? Si se obtiene en
realidad 5,89 g de Li3N, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
Solución:
1. No sabemos cuál es el reactivo limitante, por lo que procederemos a hallarlo utilizando los dos datos reales
del Li y el N2:
(lo que tengo) 12,3 g Li ×
1 mol de Li 1 mol de N2
28 g N2
×
×
= 8,2 g N2 (lo que necesito)
7 g Li
6 mol de Li 1 mol de N2
(lo que tengo) 33,6 g N2 ×
1 mol de N2 6 mol de Li
7 g Li
×
×
= 50,4 g Li (lo que necesito)
28 g N2
1 mol de N2 1 mol de Li
Bajo esto, podemos ver que el Litio es nuestro Reactivo Limitante.
2. Utilizando el dato real del reactivo limitante, calcularemos el valor teórico que nos debería de producir de gramos
de Li3N:
12,3 g Li ×
1 mol de Li 2 moles de Li3 N
35 g Li3 N
×
×
= 20,5 g Li3 N (Valor Teórico)
7 g Li
6 moles de Li
1 mol de Li3 N
3. Con el valor teórico y real, hallamos el % de rendimiento:
% de rendimiento =
rendimiento real
× 100%
rendimiento teórico
% de rendimiento =
5,89 g
× 100% = 𝟐𝟖, 𝟕𝟑%
20,5 g
Pregunta 8.
El dicloruro de diazufre (S2Cl2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide que las
moléculas del caucho se separen cuando éste se estira. Se prepara mediante el calentamiento del azufre en una
atmósfera con cloro:
S8(l) + 4Cl2(g) → 4S2Cl2(l)
¿Cuánto se obtiene de S2Cl2 en gramos cuando 4,06 g de S8 se calientan con 6,24 g de Cl2? Si se obtiene en
realidad 6,55 g de S2Cl2, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento?
Solución:
1. Como es de costumbre, para este tipo de ejercicios primero sacamos el reactivo limitante:
(lo que tengo) 4,06 g S8 ×
1 mol de S8 4 moles de Cl2
70,9 g Cl2
×
×
= 4,50 g Cl2 (lo que necesito)
256 g S8
1 mol de S8
1 mol de Cl2
(lo que tengo) 6,24 g Cl2 ×
1 mol de Cl2
1 mol de S8
256 g S8
×
×
= 5,63 g S8 (lo que necesito)
70,9 g Cl2
4 moles de Cl2 1 mol de S8
Reactivo Limitante: S8
2. Con esto hallado, empezaremos a calcular cuánto se obtiene de S2Cl2 en gramos:
4,06 g S8 ×
1 mol de S8 4 moles de S2 Cl2 134,9 g S2 Cl2
×
×
= 𝟖, 𝟓𝟔 𝐠 𝐂𝐥𝟐 (Valor Teórico)
256 g S8
1 mol de S8
1 mol de S2 Cl2
3. Finalmente, con el valor teórico y real que nos dieron en el enunciado hallamos el % de rendimiento:
% de rendimiento =
rendimiento real
× 100%
rendimiento teórico
% de rendimiento =
6,55 g
× 100% = 𝟕𝟔, 𝟓𝟏%
8,56 g
Pregunta 9.
La hemoglobina (C2952H4664N812O832S8Fe4) es el transportador de oxígeno en la sangre. En promedio, un adulto
tiene alrededor de 5 L de sangre. Cada mililitro de sangre contiene aproximadamente 5×10 9 eritrocitos, o
células rojas de la sangre y cada una de estas células contiene alrededor de 2,8×108 moléculas de
hemoglobina. Calcule la masa de moléculas de hemoglobina en gramos que tiene un adulto, en promedio.
Solución:
5L ×
1000mL 5 × 109 eritrocitos 2,8 × 108 moléculas de hemoglobina
1 mol de hemoglobina
×
×
×
1L
1mL
1 eritorocito
6,022 × 1023 moleculas hemoglob.
65247,4 g de hemoglobina
×
1 mol de hemoblogina
= 758,44 g de hemoglobina
Nota: Está medio rara esta parte porque en este enunciado dice que, en 1 eritrocito, hay 2,8×108 moléculas de
hemoglobina, pero en otros enunciados del internet el valor es de 2,8×105, por lo que ahí la respuesta puede
variar ya que puede tomar el valor de 0,758 g de hemoglobina.
Pregunta 10.
La detonación de nitroglicerina se produce de la siguiente manera:
4C3H5N3O9 → 6N2 + 12CO2 + 10H2O + O2
a) Si se detona una muestra que contiene 2 mL de nitroglicerina (densidad 1,592 g/mL), ¿cuántos moles totales
de gas se producen? b) Si cada mol de gas ocupa 55 L en las condiciones de la explosión, ¿cuántos litros de
gas se producen? c) ¿Cuántos gramos de N2 se producen durante la detonación?
Nota: Todos los productos están en estado gaseoso.
Solución:
a) Si se detona una muestra que contiene 2 mL de nitroglicerina (densidad 1,592 g/mL), ¿cuántos moles totales de
gas se producen?
1. Primero, obtendremos los gramos de nitroglicerina a partir de la fórmula de la densidad utilizando como
dato los 2 mL presentados en el enunciado:
d=
1,592 g/mL =
m
v
m
2mLv
m = 1,592 g/mL × 2mL = 3,184 g C3 H5 N3 O9
2. Como sabemos que todos los productos están en estado gaseoso, la suma de todos los moles producidos
de cada producto será igual a los moles totales de gas que se nos pregunta hallar, por lo que realizamos
los siguientes cálculos estequiométricos:
3,184 g C3 H5 N3 O9 ×
1 mol de C3H5 N3 O9
6 moles de de N2
×
= 0,021 moles de N2
227 g de C3 H5 N3 O9 4 moles de C3 H5 N3 O9
3,184 g C3 H5 N3 O9 ×
1 mol de C3 H5 N3 O9
12 moles de CO2
×
≡ 0,042 moles de CO2
227 g de C3 H5 N3 O9 4 moles de C3 H5 N3 O9
3,184 g C3 H5 N3 O9 ×
1 mol de C3 H5 N3 O9
10 moles de H2 O
×
≡ 0,035 moles de H2 O
227 g de C3 H5 N3 O9 4 moles de C3 H5 N3 O9
3,184 g C3 H5 N3 O9 ×
1 mol de C3 H5 N3 O9
1 mol de O2
×
≡ 0,0035 moles de O2
227 g de C3 H5 N3 O9 4 moles de C3 H5 N3 O9
Moles de gas total = 0,021 + 0,042 + 0,035 + 0,0035 = 𝟎, 𝟏𝟎𝟏𝟓 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐞 𝐠𝐚𝐬
b) Si cada mol de gas ocupa 55 L en las condiciones de la explosión, ¿cuántos litros de gas se producen?
Lo único que haremos será una relación en función de lo que nos piden:
0,1015 moles de gas ×
55 L
= 𝟓, 𝟓𝟖𝟑 𝐋𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬 𝐝𝐞 𝐠𝐚𝐬
1 mol de gas
c) ¿Cuántos gramos de N2 se producen durante la detonación?
Simplemente agarramos el dato que calculamos respecto a las moles de N 2 producidas en el literal a) y de ahí
calculamos los gramos de N2:
0,021 moles de N2 ×
28 g N2
= 𝟎, 𝟓𝟗 𝐠 𝐍𝟐
1 mol de N2
Pregunta 11.
El hidróxido de sodio reacciona con el dióxido de carbono de la siguiente forma:
2NaOH(s) + CO2(g) → Na2CO3(s) + H2O(l)
¿Cuál reactivo es el limitante cuando permitimos la reacción de 1,85 moles de NaOH y 1 mol de CO2?
¿Cuántos moles de Na2CO3 se pueden producir? ¿Cuántos moles del reactivo en exceso quedan una vez
concluida la reacción?
Solución:
1. Para agilizar las cosas y optimizar tiempo, aquí solo trabajaremos con moles, pues es el único dato que nos
piden a lo largo de todo el ejercicio, por lo que para calcular el Reactivo Limitante y en Exceso haremos lo
siguiente:
(lo que tengo) 1,85 moles de NaOH ×
(lo que tengo) 1 mol de CO2 ×
1 mol de CO2
= 0,925 moles de CO2 (lo que necesito)
2 mol de NaOH
2 mol de NaOH
= 2 moles de NaOH (lo que necesito)
1 mol de CO2
Reactivo Limitante: NaOH
Reactivo en Exceso: CO2
2. Utilizando el dato real del Reactivo Limitante, hallamos los moles de Na2CO3 que se pueden producir:
1,85 moles de NaOH ×
1 mol de Na2 CO3
= 𝟎, 𝟗𝟐𝟓 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐞 𝐍𝐚𝟐 𝐂𝐎𝟑
2 mol de NaOH
3. Finalmente, se nos pide hallar cuántos moles del reactivo en exceso quedan al finalizar la reacción, por lo que
realizaremos una relación de lo que tengo y necesito en forma de resta:
1 mol de CO2 − 0,925 moles de CO2 = 𝟎, 𝟎𝟕𝟓 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐞 𝐂𝐎𝟐
Pregunta 12.
El burbujeo producido por una tableta de Alka-Seltzer® al disolverse en agua se debe a la reacción entre el
bicarbonato de sodio (NaHCO3) y el ácido cítrico (H3C6H5O7):
3NaHCO3(ac) + H3C6H5O7(ac) → 3CO2(g) + 3H2O(l) + Na3C6H5O7 (ac)
En cierto experimento permitimos la reacción de 1 g de bicarbonato de sodio y 1 g de ácido cítrico. a) ¿Cuál
es el reactivo limitante? b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se forman? c) ¿Cuántos gramos del
reactivo en exceso quedan una vez que se consume todo el reactivo limitante?
Solución:
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
1 g NaHCO3 ×
1 mol de NaHCO3 1 mol de H3 C6 H5 O7
192 g H3 C6 H5 O7
×
×
= 0,762 g H3 C6 H5 O7
84 g NaHCO3
3 mol de NaHCO3
1 mol de H3 C6 H5 O7
1 g H3 C6 H5 O7 ×
1 mol de H3 C6 H5 O7
3 moles de NaHCO3
84 g de NaHCO3
×
×
= 1,31 g de NaHCO3
192 g H3 C6 H5 O7
1 moles de H3 C6 H5 O7 1 mol de NaHCO3
Tengo 1 g de NaHCO3, pero se necesitan 1,31 g de NaHCO3 por lo que pasa a ser el Reactivo Limitante
Reactivo Limitante: NaHCO3
Reactivo en Exceso: H3C6H5O7
b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se forman?
Recuerda que siempre partimos por el dato del Reactivo Limitante:
1 mol de NaHCO3
3 moles de CO2
44 g de CO2
×
×
= 𝟎, 𝟓𝟐𝟒 𝐠 𝐝𝐞 𝐂𝐎𝟐
84 g NaHCO3
3 moles de NaHCO3 1 mol de CO2
c) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan una vez que se consume todo el reactivo limitante?
Como en el anterior ejercicio, hacemos una relación en forma de resta:
1 g NaHCO3 ×
1 g H3 C6 H5 O7 − 0,762 g H3 C6 H5 O7 = 𝟎, 𝟐𝟑𝟖 𝐠 𝐇𝟑 𝐂𝟔 𝐇𝟓 𝐎𝟕
Pregunta 13.
Cuando el benceno (C6H6) reacciona con bromo (Br2), se obtiene bromobenceno (C6H5Br):
C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr
a) Cuando 30 g de benceno reaccionan con 65 g de bromo, ¿Cuánto se produce de bromobenceno? b) Si se
producen 42,3 g de bromobenceno, ¿cuál es el rendimiento porcentual?
Solución:
a) Cuando 30 g de benceno reaccionan con 65 g de bromo, ¿Cuánto se produce de bromobenceno?
1. Primero que nada, hallamos el Reactivo Limitante para luego basar en dicho valor nuestros cálculos:
30 g C6 H6 ×
65 g Br2 ×
1 mol de C6 H6 1 mol de Br2
159,8 g Br2
×
×
= 61,46 g Br2
78 g C6 H6
1 mol de C6 H6 1 mol de Br2
1 mol de Br2 1 mol de C6 H6
78 g C6 H6
×
×
= 31,73 g C6 H6
159,8 g Br2
1 mol de Br2
1 mol de C6 H6
Tengo 30 g de C6H6, pero se necesitan 31,73 g de C6H6 por lo que pasa a ser el Reactivo Limitante
Reactivo Limitante: C6H6
Reactivo en Exceso: Br2
2. Como segundo paso, hallaremos cuánto se produce de bromobenceno con el dato del Reactivo Limitante:
30 g C6 H6 ×
1 mol de C6 H6 1 mol de C6 H5 Br 156,9 g C6 H5 Br
×
×
= 𝟔𝟎, 𝟑𝟓 𝐠 𝐂𝟔 𝐇𝟓 𝐁𝐫 (𝑻𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐)
78 g C6 H6
1 mol de C6 H6
1 mol de C6 H5 Br
b) Si seproducen 42,3 g de bromobenceno, ¿cuál es el rendimiento porcentual?
Con el dato Teórico calculado anteriormente, hallaremos el % de rendimiento:
% de rendimiento =
rendimiento real
× 100%
rendimiento teórico
% de rendimiento =
42,3 g
× 100% = 𝟕𝟎, 𝟎𝟗%
60,35 g
Pregunta 14.
El sulfuro de hidrógeno es una impureza del gas natural que se debe eliminar. Un método común para
eliminarlo es el llamado proceso de Claus, el cual se basa en la reacción:
8H2S(g) + 4 O2(g) → S8(l) + 8H2O(g)
En condiciones óptimas, el proceso de Claus da como rendimiento un 98% de S8 a partir de H2S. Si usted
comienza con 30 gramos de H2S y 50 gramos de O2, ¿cuántos gramos de S8 se producirán, suponiendo un
rendimiento del 98%?
Solución:
1. Como primer paso, hallamos el Reactivo Limitante de la reacción:
(tengo) 30 g H2 S ×
(tengo) 50 g O2 ×
1 mol de H2 S 4 moles de O2
32 g O2
×
×
= 14,12 g O2 (necesito)
34 g H2 S
8 moles de H2 S 1 mol de O2
1 mol de O2 8 mol de H2 S
34 g H2 S
×
×
= 106,25 g H2 S (necesito)
32 g O2
4 mol de O2
1 mol de H2 S
Como se puede observar, el Reactivo Limitante es el H2S
2. En base al dato real del reactivo limitante, hallamos cuántos gramos de S 8 se producen teóricamente:
30 g H2 S ×
1 mol de H2 S
1 mol de S8
256 g S8
×
×
= 28,235 g S8 (𝐕𝐚𝐥𝐨𝐫 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐨)
34 g H2 S
8 moles de H2 S 1 mol de S8
3. Con el valor teórico, calcularemos cuántos gramos realmente de S8 se producirán, suponiendo un
rendimiento del 98%:
% de rendimiento =
98% =
valor real
× 100%
valor teórico
valor real
× 100%
28,235 g
0,98 =
valor real
28,235 g
valor real = 0,98 × 28,235 g = 𝟐𝟕, 𝟔𝟕 𝐠 𝐝𝐞 𝐒𝟖 (𝐕𝐚𝐥𝐨𝐫 𝐑𝐞𝐚𝐥)
Pregunta 15.
Calcule el porcentaje en masa de soluto en cada una de las siguientes disoluciones acuosas: a) 5,50 g de NaBr
en 78,2 g de disolución, b) 31 g de KCl en 152 g de agua, c) 4,5 g de tolueno en 29 g de benceno.
Solución:
a) 5,50 g de NaBr en 78,2 g de disolución:
masa del soluto
× 100%
masa de la solución
%m/m =
%m/m =
5,50 g
× 100% = 𝟕, 𝟎𝟑%
78,2 g
b) 31 g de KCl en 152 g de agua:
masa del soluto
× 100%
masa de la solución
%m/m =
Nota: recuerden que Solución = Solvente + soluto
%m/m =
31 g
× 100% = 𝟏𝟔, 𝟗𝟒%
(31 g + 152 g)
c) 4,5 g de tolueno en 29 g de benceno
%m/m =
4,5 g
× 100% = 𝟏𝟑, 𝟒𝟑%
(4,5 g + 29 g)
Pregunta 16.
Calcule la cantidad de agua (en gramos) que se debe agregar a: a) 5 g de urea (NH 2)2CO para preparar una
disolución al 16,2% en masa y b) 26,2 g de MgCl2 para preparar una disolución al 1,5% en masa.
Solución:
Es importante recordar que el agua es el disolvente universal por excelencia, por lo que, si nos pide la cantidad
de agua, calcularemos la masa del solvente de la siguiente forma:
a) 5 g de urea (NH2)2CO para preparar una disolución al 16,2% en masa
%m/m =
masa del soluto
× 100%
masa de la solución
16,2% =
5g
× 100%
masa de la solución
0,162 =
5g
masa de la solución
masa de la solución =
5g
= 30,86 g de solución
0,162
Ahora, una vez hallado los g de solución, nos basamos en la fórmula de la solución para hallar la masa del
solvente (agua):
𝑚 Solución = m Soluto + m Solvente
m Solvente = m Solución − m Soluto
m Solvente = 30,86 g de solución − 5 g de soluto = 𝟐𝟓, 𝟖𝟔 𝐠 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞 (𝐇𝟐 𝐎)
b) 26,2 g de MgCl2 para preparar una disolución al 1,5% en masa.
1,5% =
26,2 g
× 100%
masa de la solución
0,015 =
26,2 g
masa de la solución
masa de la solución =
26,2 g
= 1746,67 g de solución
0,015
m Solvente = m Solución − m Soluto
m Solvente = 1746,67 g de solución − 26,2 g de soluto = 𝟏𝟕𝟐𝟎, 𝟒𝟕 𝐠 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞 (𝐇𝟐 𝐎)
Pregunta 17.
Calcule el porcentaje en masa del Na2SO4 en una disolución que contiene 10,6 g de Na2SO4 en 483 g de agua.
Solución:
1. Hallamos la masa de la solución para reemplazarlo en la fórmula del %m/m
masa de la solución = masa del solvente + masa del soluto
masa de la solución = 483 g de solvente + 10,6 g de soluto = 493,6 g de solución
2. Reemplazamos los datos en la fórmula del %m/m
%m/m =
10,6 g de soluto
× 100%
493,6 g de solución
%m/m = 𝟐, 𝟏𝟓 %
Pregunta 18.
¿Cuál es el porcentaje en masa del yodo (I2) en una disolución que contiene 0,035 moles de I 2 en 115 g de
CCl4?
Solución:
1. Convertimos los moles 0,035 moles de I2 a gramos que nos servirá como el dato de la masa del soluto
0,035 moles de I2 ×
253,8 g de I2
= 8,883 g de I2 (masa del soluto)
1 mol de I2
2. Hallamos la masa de la solución:
masa de la solución = masa del soluto + masa del solvente
masa de la solución = 8,883 g + 115 g = 123,88 g de solución
3. Reemplazamos los dos datos hallados en la fórmula del %m/m
%m/m =
masa del soluto
× 100%
masa de la solución
%m/m =
8,883 g
× 100%
123,88 g
%m/m = 𝟕, 𝟏𝟕%
Pregunta 19.
Se pasa amoniaco (NH3) gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 0,93 g/cm3 y que contiene
18,6% en peso de amoníaco puro. ¿Cuál es la masa de amoníaco por cm3 de solución?
Solución:
1. Utilizamos la densidad de la solución como dato base para interpretarlo como la masa de la solución
Por cada 1 cm3 se tiene 0,93 gramos de solución
2. Con la masa de la solución, reemplazamos los datos en la fórmula del %m/m y despejamos la masa del
soluto
18,6% =
masa del soluto
× 100%
0,93 g
0,186 =
masa del soluto
0,93 g
masa del soluto = 0,186 × 0,93 g
masa del soluto = 𝟎, 𝟏𝟕𝟑 𝐠 𝐝𝐞 𝐍𝐇𝟑 (𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨) 𝐩𝐨𝐫 𝐜𝐚𝐝𝐚 𝐜𝐦𝟑 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧
Pregunta 20.
En una solución de hidróxido de potasio (KOH) de densidad 1,415 g/ml y que contiene 41,71% en masa de
hidróxido. ¿Qué volumen de la solución contiene 10 moles de hidróxido?
Solución:
1. Al igual que en el anterior ejercicio, utilizamos la densidad para realizar una relación entre el volumen
de la solución y la masa de la solución:
Por cada 1 mL de solución hay 1,415 gramos de solución
2. Con la masa de la solución por mililitro, reemplazamos los datos en la fórmula del %m/m y despejamos
la masa del soluto
41,71% =
masa del soluto
× 100%
1,415 g
0,4171 =
masa del soluto
1,415 g
masa del soluto = 0,4171 × 1,415 g
masa del soluto = 0,59 g de soluto (KOH) por cada mL de solución
3. Para poder relacionar todo bajo la unidad de gramos, pasaremos los 10 moles de KOH (soluto) a gramos
considerando que su masa molar es de 56,1 g/mol:
10 moles de KOH ×
56,1 g de KOH
= 561 g de KOH
1 mol de KOH
4. Utilizaremos una regla de 3 para hallar el volumen de la solución en mL que contiene 562 g de KOH (10
moles) en base a los 0,59 g de soluto (KOH) por mL de solución:
0,59 g de KOH 1 mL de solución
=
562 g de KOH
V
V=
1 mL de solución
× 562 g de KOH
0,59 g de KOH
V = 𝟗𝟓𝟎, 𝟖𝟓 𝐦𝐋
es decir que un volumen de 950,85 mL de solución contiene 10 moles de soluto (o 562 g de KOH).