REACTIVOS LIMITANTES TEORIA Y EJERCICIOS RESUELTOS

 

3.7 Reactivos limitantes

Supongamos que queremos preparar emparedados empleando una rebanada de queso y dos rebanadas de pan por emparedado. Si usamos P pan y Q queso, y P2Q emparedado, podremos representar como ecuación química la receta para hacer un emparedado:

Si tenemos 10 rebanadas de pan y 7 rebanadas de queso, sólo podremos preparar cinco emparedados antes de quedarnos sin pan, y nos sobrarán dos rebanadas de queso. La cantidad de pan con que se cuenta limita el número de emparedados.

Se presenta una situación análoga en las reacciones químicas cuando uno de los

reactivos se agota antes que los demás. La reacción se detiene tan pronto como se consume totalmente cualquiera de los reactivos, y quedan los reactivos en exceso como

sobrantes. Supongamos, por ejemplo, que tenemos una mezcla de 10 mol H2 y 7 mol O2, y que la hacemos reaccionar para formar agua:

Dado que 2 mol H2 1 mol O2, el número de moles de O2 que se necesitan para reaccionar con todo el H2 es Puesto que había 7 mol O2 al iniciarse la reacción, habrá 7 mol O2 5 mol O2 2 mol O2 presentes cuando se haya consumido todo el H2. Esta situación se muestra a nivel

molecular en la figura 3.15 ».

Moles de O2 = (10 mol H2 )a 1 mol O2

2 mol H2

b = 5 mol O2

2H2(g) + O2(g)¡2H2O(g)

2P + Q¡P2Q

El reactivo que se consume por completo en una reacción se denomina reactivo

limitante porque determina, o limita, la cantidad de producto que se forma. Aveces

llamamos reactivos en exceso a los demás reactivos. En nuestro ejemplo, el H2 es el

reactivo limitante, lo que implica que una vez que se haya consumido todo el H2,

la reacción se detendrá; el O2 es el reactivo en exceso; todavía queda algo de él cuando

la reacción se detiene.

No hay restricciones respecto a las cantidades iniciales de los reactivos en una

reacción. De hecho, muchas reacciones se efectúan empleando un exceso de un reactivo.

Sin embargo, las cantidades de reactivos consumidos y de productos formados

están restringidas por la cantidad de reactivo limitante.

Antes de dejar el ejemplo que nos ocupa, resumamos los datos en forma tabular:

2H2(g) + O2(g)¡ 2H2O(g)

Las cantidades iniciales de los reactivos es lo que teníamos al principio (10 mol

H2 y 7 mol O2). La segunda fila de la tabla (cambio) resume las cantidades de los

reactivos consumidos y de producto formado en la reacción. Estas cantidades están

restringidas por la cantidad de reactivo limitante y dependen de los coeficientes

de la ecuación balanceada. La proporción molar de H2:O2:H2O 10:5:10

coincide con la proporción de los coeficientes en la ecuación balanceada, 2:1:2. Los

cambios son negativos en el caso de los reactivos porque se consumen durante la

reacción, y positivos para los productos porque se forman durante la reacción. Por

último, las cantidades de la tercera fila de la tabla (cantidades finales) dependen de

las cantidades iniciales y de sus cambios, y se obtienen sumando los números correspondientes

a la cantidad inicial y el cambio en cada columna. No queda nada

de reactivo limitante (H2) al término de la reacción. Lo único que queda es 2 mol

O2 y 10 mol H2O.

10 H2 y 7 O2 10 H2O y 2 O2

» Figura 3.15 Diagrama que Antes de la reacción Después de la reacción

muestra la consunción total de un

reactivo limitante en una reacción.

Puesto que todo el H2 se consume, es

el reactivo limitante en este caso. Al

haber un exceso estequiométrico de

O2, queda algo al final de la reacción.

EJERCICIO TIPO 3.18

El proceso comercial más importante para convertir N2 del aire en compuestos nitrogenados se basa en la reacción de N2 y H2 para formar

amoniaco (NH3):

¿Cuántos moles de NH3 se pueden formar a partir de 3.0 mol de N2 y 6.0 mol de H2?

N2(g) + 3H2(g)¡2NH3(g)

Cantidades iniciales: 10 mol 7 mol 0 mol

Cambio (reacción): mol mol mol

Cantidades finales: 0 mol 2 mol 10 mol

-10 -5 +10

Solución

Análisis: Nos piden calcular el número de moles de producto, NH3, dadas las cantidades de cada reactivo, N2 y H2, con que se cuenta para

una reacción.

Estrategia: Nos piden la cantidad de producto formado en una reacción, dadas las cantidades de dos reactivos, así que se trata de un problema

de reactivo limitante. Si suponemos que un reactivo se consume por completo, podremos calcular la cantidad del segundo reactivo que

se requiere en la reacción. Si comparamos la cantidad calculada con la cantidad disponible, podremos determinar cuál reactivo es el limitante.

Luego procederemos con el cálculo empleando la cantidad del reactivo limitante.

Resolución: El número de moles de H2 requeridos

para que se consuma totalmente 3.0 mol de

N2 es

Dado que sólo contamos con 6.0 mol de H2, nos

quedaremos sin H2 antes de que desaparezca todo

el N2, así que H2 es el reactivo limitante. Usamos

la cantidad del reactivo limitante, H2, para

calcular la cantidad de NH3 producida:

Comentario: La tabla siguiente resume el

ejemplo:

Cabe señalar que no sólo podemos calcular el número de moles de NH3 formados, sino también el número de moles de cada uno de los reactivos

que sobran después de la reacción. Vemos también que, si bien al principio de la reacción hay más moles de H2 presentes, este gas es el

reactivo limitante porque su coeficiente en la ecuación balanceada es mayor.

Comprobación: La tabla sinóptica muestra que la proporción molar de reactivos consumidos y producto formado coincide con los coeficientes

de la ecuación balanceada, 1:3:2. También, al ser H2 el reactivo limitante, se consume totalmente en la reacción, quedando 0 mol al final.

Puesto que 2.0 mol de H2 tiene dos cifras significativas, nuestra respuesta tiene dos cifras significativas.

EJERCICIO DE APLICACIÓN

Considere la reacción 2Al(s) 3Cl2(g) 2AlCl3(s). Se permite que reaccione una mezcla de 1.50 mol de Al y 3.00 mol de Cl2. (a) ¿Cuál es

el reactivo limitante? (b) ¿Cuántos moles de AlCl3 se forman? (c) ¿Cuántos moles del reactivo en exceso quedan al término de la reacción?

Respuestas: (a) Al; (b) 1.5 mol; (c) 0.75 mol Cl2

¡

Cantidades iniciales: 3.0 mol 6.0 mol 0 mol

Cambio (reacción): mol mol mol

Cantidades finales: 1.0 mol 0 mol 4.0 mol

-2.0 -6.0 +4.0

EJERCICIO TIPO 3.19

Considere la reacción siguiente:

Suponga que una disolución que contiene 3.50 g de Na3PO4 se mezcla con una disolución que

contiene 6.40 g de Ba(NO3)2. ¿Cuántos gramos de Ba2(PO4)2 podrán formarse?

Solución

Análisis: Nos dan una reacción química y las cantidades de dos reactivos [3.50 g de Na3PO4 y

6.40 g de Ba(NO3)2]. Nos piden calcular el número de gramos de Ba3(PO4)2 (uno de los productos).

Estrategia: Nos piden calcular la cantidad de producto dadas las cantidades de dos reactivos,

así que se trata de un problema de reactivo limitante. Por tanto, primero deberemos identificar

el reactivo limitante. Para hacerlo, es preciso calcular el número de moles de cada reactivo y

comparar su proporción con la que requiere la ecuación balanceada. Luego usaremos la cantidad

del reactivo limitante para calcular la masa de Ba3(PO4)2 que se forma.

Resolución: A partir de la ecuación balanceada, tenemos las relaciones estequiométricas siguientes:

Utilizando la masa molar de cada sustancia, podemos calcular el número de moles de cada

reactivo:

Moles de Ba(NO3)2 = (6.40 g Ba(NO3)2 )a

1 mol Ba(NO3)2

261 g Ba(NO3)2

b = 0.0245 mol Ba(NO3)2

Moles de Na3PO4 = (3.50 g Na3PO4 )a

1 mol Na3PO4

164 g Na3PO4

b = 0.0213 mol Na3PO4

2 mol Na3PO4 3 mol Ba(NO3)2 1 mol Ba3(PO4)2

2Na3PO4(ac) + 3Ba(NO3)2(ac)¡Ba3(PO4)2(s) + 6NaNO3(ac)

N2(g) + 3H2(g)¡2NH3(g)

Moles de NH3 = (6.0 mol H2 )a

2 mol NH3

3 mol H2

b = 4.0 mol NH3

Moles de H2 = (3.0 mol N2 )a

3 mol H2

1 mol N2

b = 9.0 mol H2

Estos cálculos muestran que el número de moles de Ba(NO3)2 es un poco mayor que el de

Na3PO4. Sin embargo, los coeficientes de la ecuación balanceada indican que la reacción requiere

3 mol Ba(NO3)2 por cada 2 mol Na3PO4. [Es decir, se requieren 1.5 veces más moles

de Ba(NO3)2 que de Na3PO4.] Por tanto, no hay suficiente Ba(NO3)2 para consumir totalmente

el Na3PO4. Esto implica que el Ba(NO3)2 es el reactivo limitante. Por tanto, usamos la cantidad

de Ba(NO3)2 para calcular la cantidad de producto que se forma. Podríamos iniciar el cálculo

con los gramos de Ba(NO3)2, pero podemos ahorrarnos un paso si partimos de los moles de

Ba(NO3)2 que calculamos previamente en el ejercicio:

Comprobación: La magnitud de la respuesta parece razonable: partiendo de los números en

los dos factores de la derecha, tenemos 600/3 200; 200 0.025 5. Las unidades son correctas

y el número de cifras significativas (3) corresponde a las que tiene la cantidad de Ba(NO3)2.

Comentario: También podemos usar la cantidad del reactivo limitante, Ba(NO3)2, para determinar

la cantidad de NaNO3 que se forma (4.16 g) y la cantidad de Na3PO4 consumida (2.67 g).

El número de gramos del reactivo en exceso, Na3PO4, que quedan al término de la reacción es

igual a la cantidad inicial menos la cantidad consumida en la reacción, 3.50 g 2.67 g 0.82 g.

EJERCICIO DE APLICACIÓN

Una tira de zinc metálico que pesa 2.00 g se coloca en una disolución acuosa que contiene 2.50 g

de nitrato de plata, lo que causa la siguiente reacción:

(a) ¿Cuál reactivo es limitante? (b) ¿Cuántos gramos de Ag se forman? (c) ¿Cuántos gramos de

Zn(NO3)2 se forman? (d) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedarán al término de la

reacción?

Respuestas: (a) AgNO3; (b) 1.59 g; (c) 1.39 g; (d) 1.52 g Zn

Zn(s) + 2AgNO3(ac)¡2Ag(s) + Zn(NO3)2(ac)

= 4.92 g Ba3(PO4)2

Gramos de Ba3(PO4)2 = (0.0245 mol Ba(NO3)2 )a

1 mol Ba3(PO4)2

3 mol Ba(NO3)2

b a

602 g Ba3(PO4)2

1 mol Ba3(PO4)2

b

Rendimientos teóricos

La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el

reactivo limitante se llama rendimiento teórico. La cantidad de producto que realmente

se obtiene en una reacción se denomina rendimiento real. El rendimiento real

casi siempre es menor (y nunca puede ser mayor) que el rendimiento teórico. Esta

diferencia tiene muy diversas causas. Por ejemplo, es posible que una parte de los

reactivos no reaccione, o que reaccione de una forma diferente de la deseada (reacciones

secundarias). Además, no siempre es posible recuperar todo el producto de

reacción de la mezcla de reacción. El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona

el rendimiento real con el teórico (calculado):

[3.13]

En el experimento descrito en el EJERCICIO TIPO 3.19, por ejemplo, calculamos

que se deberían formar 4.92 g de Ba3(PO4)2 cuando se mezclan 3.50 g de Na3PO4 con

6.40 g de Ba(NO3)2. Éste es el rendimiento teórico de Ba3(PO4)2 en la reacción. Si resultara

que el rendimiento real es de 4.70 g, el porcentaje de rendimiento sería

EJERCICIO TIPO 3.20

El ácido adípico, H2C6H8O4, es un material empleado en la producción de nylon; se fabrica comercialmente

por una reacción controlada entre ciclohexano (C6H12) y O2:

2C6H12(l) + 5O2(g)¡2H2C6H8O4(l) + 2H2O(g)

4.70 g

4.92 g * 100% = 95.5%

Porcentaje de rendimiento =

rendimiento real

rendimiento teórico * 100%

(a) Suponga que efectúa esta reacción partiendo de 25.0 g de ciclohexano, y que éste es el

reactivo limitante. Calcule el rendimiento teórico de ácido adípico.

(b) Si obtiene 33.5 g de ácido adípico en la reacción, calcule el porcentaje de rendimiento

de ácido adípico.

Solución

Análisis: Nos dan una ecuación química y la cantidad de uno de los reactivos (25.0 g de C6H12).

Nos piden primero calcular el rendimiento teórico de un producto (H2C6H8O4) y luego calcular

su porcentaje de rendimiento si sólo se obtiene realmente 33.5 g de la sustancia.

Estrategia: (a) El rendimiento teórico es la cantidad calculada de ácido adípico que se forma en

la reacción. Realizaremos las siguientes conversiones: g C6H12 mol C6H12 mol

H2C6H8O4 g H2C6H8O4. (b) Una vez que hayamos calculado el rendimiento teórico, usaremos

la ecuación 3.13 para calcular el porcentaje de rendimiento.

Resolución:

(a)

(b)

Comprobación: Nuestra respuesta en (a) tiene magnitud, unidades y cifras significativas correctas.

En (b), la respuesta es menor que el 100%, como debe ser.

EJERCICIO DE APLICACIÓN

Imagine que está buscando formas de mejorar el proceso mediante el cual una mena de hierro

que contiene Fe2O3 se convierte en hierro. En sus pruebas, realiza la siguiente reacción a pequeña

escala:

(a) Si se parte de 150 g de Fe2O3 como reactivo limitante, ¿cuál será el rendimiento teórico de Fe?

(b) Si el rendimiento real de Fe en la prueba fue de 87.9 g, calcule el porcentaje de rendimiento.

Respuestas: (a) 105 g de Fe; (b) 83.7%

Fe2O3(s) + 3CO(g)¡2Fe(s) + 3CO2(g)

aPorcentaje de rendimiento =

rendimiento real

rendimiento teórico

b * 100% =

33.5 g

43.5 g * 100% = 77.0%

= 43.5 g H2C6H8O4

* a

2 mol H2C6H8O4

2 mol C6H12

b a

146.0 g H2C6H8O4

1 mol H2C6H8O4

b

Gramos de H2C6H8O4 = (25.0 g C6H12 )a

1 mol C6H12

84.0 g C6H12

b

¡

¡ ¡

Resumen y términos clave

Introducción y Sección 3.1 El estudio de las relaciones

cuantitativas entre las fórmulas químicas y las ecuaciones químicas

se denomina estequiometría. Uno de los conceptos importantes

de la estequiometría es la ley de conservación de la

masa, que dice que la masa total de los productos de una reacción

química es igual a la masa total de los reactivos. Los mismos

números de átomos de cada tipo están presentes antes y

después de una reacción química. Una ecuación química balanceada

indica números iguales de átomos de cada elemento

en los dos miembros de la ecuación. Las ecuaciones se

balancean anteponiendo coeficientes a las fórmulas químicas

de los reactivos y de los productos de una reacción, no cambiando

los subíndices de las fórmulas químicas.

Sección 3.2 Entre los tipos de reacciones que vimos en este

capítulo están (1) las reacciones de combinación, en

las que dos reactivos se combinan para formar un producto;

(2) las reacciones de descomposición, en las que un solo reactivo

forma dos o más productos; y (3) las reacciones de combustión

en oxígeno, en las que un hidrocarburo reacciona con

O2 para formar CO2 y H2O.

Sección 3.3 Se puede obtener abundante información cuantitativa

de las fórmulas y ecuaciones químicas empleando pesos

atómicos. El peso formular de un compuesto es igual a la

suma de los pesos atómicos de los átomos incluidos en su

fórmula. Si la fórmula es molecular, el peso fórmula también

se denomina peso molecular. Los pesos atómicos y formulares

pueden servir para determinar la composición elemental

de un compuesto.

Sección 3.4 Un mol de cualquier sustancia es el número

de Avogadro (6.02 1023) de unidades formulares de esa

sustancia. La masa de un mol de átomos, moléculas o iones

es el peso fórmula de ese material expresado en gramos (la

masa molar). Por ejemplo, la masa de una molécula de H2O

es de 18 uma; por tanto, la masa molar del H2O es de

18 g/mol.

Sección 3.5 Podemos determinar la fórmula empírica de

cualquier sustancia a partir de su composición porcentual

calculando el número relativo de moles de cada átomo en 100 g

de la sustancia. Si la sustancia es de naturaleza molecular, podremos

determinar su fórmula molecular a partir de la fórmula

empírica si conocemos el peso molecular.

Secciones 3.6 y 3.7 El concepto de mol puede servir para

calcular las cantidades relativas de reactivos y productos que

intervienen en las reacciones químicas. Los coeficientes de

Balanceo de ecuaciones químicas

3.1 (a) ¿Qué principio o ley científica se aplica en el proceso

de balancear ecuaciones químicas? (b) Al balancear ecuaciones,

¿por qué no deben modificarse los subíndices de

las fórmulas químicas? (c) ¿Qué símbolos se emplean para

representar gases, líquidos, sólidos y soluciones acuosas

en las ecuaciones químicas?

3.2 (a) ¿Qué diferencia hay entre añadir un subíndice 2 al final

de la fórmula de CO para dar CO2 y anteponer un

coeficiente a la fórmula para dar 2CO? (b) La ecuación

química siguiente, tal como está escrita, ¿es congruente

con la ley de conservación de la masa?

¿Por qué sí o por qué no?

3.3 Los diagramas que siguen ilustran la reacción entre el

reactivo A (esferas azules) y el reactivo B (esferas rojas):

Con base en este diagrama, ¿cuál ecuación es la que mejor

describe la reacción?

(a) (b)

(c) (d)

3.4 En las condiciones experimentales apropiadas, H2 y CO

reaccionan para formar CH3OH. El dibujo representa una

muestra de H2. Haga un dibujo correspondiente del CO

necesario para reaccionar totalmente con el H2. ¿Cómo

determinó el número de moléculas de CO que debían

aparecer en su dibujo?

3.5 Balancee las ecuaciones siguientes:

(a)

(b) P2O5(s) + H2O(l)¡H3PO4(ac)

SO2(g) + O2(g)¡SO3(g)

2A + B4¡2AB2 A + B2¡AB2

A2 + B¡A2B A2 + 4B¡2AB2

3Mg(OH)2(s) + 2H3PO4(ac)¡Mg3(PO4)2(s) + H2O(l)

una ecuación balanceada dan los números relativos de moles

de reactivos y productos. Así, para calcular el número de

gramos de un producto a partir del número de gramos de un

reactivo, primero se convierten gramos de reactivo a moles

de reactivo. Luego se usan los coeficientes de la ecuación balanceada

para convertir el número de moles de reactivo a número

de moles de producto. Por último, se convierten los

moles de producto a gramos de producto.

Un reactivo limitante se consume totalmente en una reacción;

una vez que se agota, la reacción se detiene, y esto limita

las cantidades de los productos formados. El rendimiento

teórico de una reacción es la cantidad de producto que según

los cálculos se formará cuando reaccione todo el reactivo limitante.

El rendimiento real de una reacción siempre es menor

que el teórico. El porcentaje de rendimiento compara los rendimientos

real y teórico.

Ejercicios

(c)

(d)

(e)

(f)

(g)

3.6 Balancee las ecuaciones siguientes:

(a)

(b)

(c)

(d)

(e)

(f)

(g)

3.7 Escriba ecuaciones químicas balanceadas que correspondan

a cada una de las descripciones siguientes: (a) El carburo

de calcio sólido, CaC2, reacciona con agua para formar

una disolución acuosa de hidróxido de calcio y acetileno

gaseoso, C2H2. (b) Cuando se calienta clorato de potasio sólido,

se descompone para formar cloruro de potasio sólido

y oxígeno gaseoso. (c) El zinc metálico sólido reacciona con

ácido sulfúrico para formar hidrógeno gaseoso y una disolución

acuosa de sulfato de zinc. (d) Si se agrega tricloruro

de fósforo líquido a agua, reacciona para formar ácido fosforoso

acuoso, H3PO3(ac) y ácido clorhídrico acuoso.

(e) Cuando se hace pasar sulfuro de hidrógeno gasesoso sobre

hidróxido de hierro(III) sólido caliente, la reacción resultante

produce sulfuro de hierro(III) sólido y agua gaseosa.

3.8 Convierta estas descripciones en ecuaciones balanceadas:

(a) Cuando trióxido de azufre gaseoso reacciona con

agua, se forma una disolución de ácido sulfúrico. (b) Sulfuro

de boro, B2S3(s), reacciona violentamente con agua

para formar ácido bórico disuelto, H3BO3, y sulfuro de

hidrógeno gaseoso. (c) La fosfina, PH3(g), se quema en

oxígeno gaseoso para formar agua gaseosa y decaóxido

de tetrafósforo sólido. (d) Si se calienta nitrato de mercurio(

II) sólido, se descompone para formar óxido de

mercurio(II) sólido, dióxido de nitrógeno gaseoso y oxígeno.

(e) El cobre metálico reacciona con una disolución concentrada

caliente de ácido sulfúrico para formar sulfato de

cobre(II) acuoso, dióxido de azufre gaseoso y agua.

N2H4(g) + N2O4(g)¡H2O(g) + N2(g)

Ag2SO4(s) + NaNO3(ac)

AgNO3(ac) + Na2SO4(ac)¡

Al(ClO4)3(ac) + H2O(l)

Al(OH)3(s) + HClO4(ac)¡

Ca3P2(s) + H2O(l)¡Ca(OH)2(ac) + PH3(g)

NH4NO3(s)¡N2(g) + O2(g) + H2O(g)

TiCl4(l) + H2O(l)¡TiO2(s) + HCl(ac)

Li(s) + N2(g)¡Li3N(s)

MgSO4(ac) + (NH4)2SO4(ac)

Mg3N2(s) + H2SO4(ac)¡

Fe2(SO4)3(ac) + H2O(l)

Fe(OH)3(s) + H2SO4(ac)¡

C4H10O(l) + O2(g)¡CO2(g) + H2O(g)

Al4C3(s) + H2O(l)¡Al(OH)3(s) + CH4(g)

CH4(g) + Cl2(g)¡CCl4(l) + HCl(g)

Patrones de reactividad química

3.9 (a) Cuando el elemento metálico sodio se combina con el

elemento no metálico bromo, Br2(l), ¿cómo podemos determinar

la fórmula química del producto? ¿Cómo sabemos

si el producto es sólido, líquido o gaseoso a la

temperatura ambiente? Escriba la ecuación química balanceada

para la reacción. (b) Cuando un hidrocarburo

arde en aire, ¿qué reactivo además del hidrocarburo interviene

en la reacción? ¿Qué productos se forman? Escriba

una ecuación química balanceada para la combustión de

benceno, C6H6(l), en aire.

3.10 (a) Determine la fórmula química del producto que se forma

cuando el elemento metálico calcio se combina con el

elemento no metálico oxígeno, O2. Escriba la ecuación

química balanceada para la reacción. (b) ¿Qué productos

se forman cuando un compuesto que contiene C, H y O se

quema totalmente en aire? Escriba una ecuación química

balanceada para la combustión de la acetona, C3H6O(l),

en aire.

3.11 Escriba una ecuación química balanceada para la reacción

que tiene lugar cuando (a) Mg(s) reacciona con

Cl2(g); (b) hidróxido de níquel(II) se descompone para

dar óxido de níquel(II) y agua al calentarse; (c) el hidrocarburo

estireno, C8H8(l) arde en aire; (d) el aditivo para

gasolina MTBE (metil terbutil éter), C5H12O(l), se quema

en aire.

3.12 Escriba una ecuación química balanceada para la reacción

que tiene lugar cuando (a) aluminio metálico sufre

una reacción de combinación con Br2(l); (b) carbonato de

estroncio se descompone para dar óxido de estroncio y

dióxido de carbono al calentarse; (c) heptano, C7H16(l),

arde en aire; (d) dimetil éter, CH3OCH3(g), se quema en

aire.

3.13 Balancee las ecuaciones siguientes e indique si son reacciones

de combinación, descomposición o combustión:

(a)

(b)

(c)

(d)

(e)

3.14 Balancee las ecuaciones siguientes e indique si son reacciones

de combinación, descomposición o combustión:

(a)

(b)

(c)

(d)

(e) K2O(s) + H2O(l)¡KOH(ac)

N2(g) + H2(g)¡NH3(g)

C5H6O(l) + O2(g)¡CO2(g) + H2O(g)

NH4NO3(s)¡N2O(g) + H2O(g)

C3H6(g) + O2(g)¡CO2(g) + H2O(g)

C7H8O2(l) + O2(g)¡CO2(g) + H2O(g)

PbCO3(s)¡PbO(s) + CO2(g)

Li(s) + N2(g)¡Li3N(s)

C2H4(g) + O2(g)¡CO2(g) + H2O(g)

Al(s) + Cl2(g)¡AlCl3(s)

Pesos formulares

3.15 Determine los pesos formulares de cada uno de los compuestos

siguientes: (a) H2S; (b) NiCO3; (c) Mg(C2H3O2)2;

(d) (NH4)SO4; (e) fosfato de potasio; (f) óxido de hierro(

II); (g) pentasulfuro de difósforo.

3.16 Determine el peso formular de cada uno de los compuestos

siguientes: (a) óxido nitroso, N2O, conocido como gas de

la risa y empleado como anestésico en odontología; (b) ácido

benzoico, HC7H5O2, una sustancia empleada como conservador

en alimentos; (c) Mg(OH)2, el ingrediente activo

de la leche de magnesia; (d) urea, (NH2)2CO, un compuesto

empleado como fertilizante nitrogenado; (e) acetato de

isopentilo, CH3CO2C5H11, que produce el olor a plátano.

3.17 Calcule el porcentaje en masa de oxígeno en cada uno de

los compuestos siguientes: (a) SO2; (b) sulfato de sodio;

(c) C2H5COOH; (d) Al(NO3)3; (e) Nitrato de amonio.

3.18 Calcule el porcentaje en masa del elemento indicado en

los compuestos siguientes: (a) carbono en acetileno, C2H2,

un gas empleado en soldadura; (b) hidrógeno en sulfato

de amonio, (NH4)2SO4, sustancia empleada como fertilizante

nitrogenado; (c) oxígeno en ácido ascórbico,

HC6H7O6, también llamado vitamina C; (d) platino en

PtCl2(NH3)2, un agente quimioterapéutico llamado cisplatino;

(e) carbono en la hormona sexual femenina estradiol,

C18H24O2; (f) carbono en capsicina, C18H27NO3, el

compuesto que hace que piquen los chiles.

3.19 Con base en las fórmulas estructurales siguientes, calcule

el porcentaje de carbono presente en cada compuesto:

H C

O

H H

H H

Benzaldehído

H (aroma de almendras)

C

C C

C

C C

(a)

3.20 Calcule el porcentaje en masa de carbono en cada uno de

los compuestos representados por los siguientes modelos:

C

C

C

N

C

H

H

H

(a) (b)

(c) (d)

S

O O

Acetato de isopentilo

(sabor de plátano)

(c) H3C

H3C

C CH3

H

H

C

H

H

C O C

H O

(b) HO C

O

H3CO H

H H

Vainillina

H (sabor de vainilla)

C

C C

C

C C

Fórmulas empíricas

3.37 El diagrama que sigue representa el conjunto de elementos

formados por la descomposición de un compuesto.

(a) Si las esferas azules representan átomos de N, y las

rojas, átomos de O, ¿qué fórmula empírica tenía el compuesto

original? (b) ¿Podría dibujar un diagrama que represente

las moléculas del compuesto que se descompuso?

¿Por qué sí o por qué no?

El mol

3.21 (a) ¿Qué es el número de Avogadro y qué relación tiene

con el mol? (b) ¿Qué relación hay entre el peso formular

de una sustancia y su masa molar?

3.22 (a) ¿Qué masa tiene, en gramos, un mol de 12C? (b)

¿Cuántos átomos de carbono hay en un mol de 12C?

3.23 Sin efectuar cálculos detallados (pero usando la tabla periódica

para obtener pesos atómicos), ordene las muestras

siguientes de menor a mayor número de átomos: 0.5

mol de H2O; 23 g de Na; 6.0 1023 moléculas de N2.

3.24 Sin efectuar cálculos detallados (pero usando la tabla

periódica para obtener pesos atómicos), ordene las

muestras siguientes de menor a mayor número de átomos:

3.0 1023 moléculas de H2O2; 2.0 mol de CH4;

32 g de O2.

3.25 ¿Qué masa tiene, en kilogramos, un número de Avogadro

de balas para lanzamiento olímpico si cada una tiene una

masa de 16 lb? Compárela con la masa de la Tierra, 5.98

1024 kg.

3.26 Si el número de Avogadro de monedas de centavo de dólar

se divide equitativamente entre los 250 millones de

habitantes de Estados Unidos, ¿cuántos dólares recibirá

cada uno? Compare esa cifra con la deuda nacional de

Estados Unidos, que era de $5.5 billones de dólares cuando

se escribió este texto.

3.27 Calcule las cantidades siguientes:

(a) masa, en gramos, de 1.73 mol de CaH2

(b) moles de Mg(NO3)2 en 3.25 g de esta sustancia

(c) número de moléculas en 0.245 mol de CH3OH

(d) número de átomos de H en 0.585 mol de C4H10

3.28 Calcule las cantidades siguientes:

(a) masa, en gramos, de 2.50 10 2 mol de MgCl2

(b) moles de NH4Cl en 76.5 g de esta sustancia

(c) número de moléculas en 0.0772 mol de HCHO2

(d) número de iones NO3

en 4.88 10 3 mol de Al(NO3)3

3.29 (a) ¿Qué masa tiene, en gramos, 2.50 10 3 mol de sulfato

de aluminio?

(b) ¿Cuántos moles de iones cloruro hay en 0.0750 g de

cloruro de aluminio?

(c) ¿Qué masa tienen, en gramos, 7.70 1020 moléculas

de cafeína, C8H10N4O2?

(d) ¿Qué masa molar tiene el colesterol si 0.00105 mol pesa

0.406 g?

3.30 (a) ¿Qué masa tiene, en gramos, 0.0714 mol de fosfato de

hierro(III)?

(b) ¿Cuántos moles de iones amonio hay en 4.97 g de carbonato

de amonio?

(c) ¿Qué masa tienen, en gramos, 6.52 1021 moléculas

de aspirina, C9H8O4?

(d) ¿Qué masa molar tiene el diazepam (Valium®) si

0.05570 mol pesa 15.86 g?

3.31 La fórmula molecular de la alicina, el compuesto que produce

el olor característico del ajo, es C6H10OS2. (a) ¿Qué

masa molar tiene la alicina? (b) ¿Cuántos moles de alicina

están presentes en 5.00 mg de esta sustancia? (c) ¿Cuántas

moléculas de alicina hay en 5.00 mg de esta sustancia?

(d) ¿Cuántos átomos de S están presentes en 5.00 mg de

alicina?

3.32 El aspartamo, un edulcorante artificial comercializado

como NutraSweet®, tiene una fórmula molecular de

C14H18N2O5. (a) Calcule la masa molar del aspartamo.

(b) ¿Cuántos moles de aspartamo hay en 1.00 mg de aspartamo?

(c) ¿Cuántas moléculas de aspartamo hay en

1.00 mg de aspartamo? (d) ¿Cuántos átomos de hidrógeno

hay en 1.00 mg de aspartamo?

3.33 Una muestra de glucosa, C6H12O6, contiene 5.77 1020

átomos de carbono. (a) ¿Cuántos átomos de hidrógeno

contiene? (b) ¿Cuántas moléculas de glucosa contiene?

(c) ¿Cuántos moles de glucosa contiene? (d) Calcule la

masa de la muestra en gramos.

3.34 Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona,

C19H28O2, contiene 3.08 1021 átomos de hidrógeno.

(a) ¿Cuántos átomos de carbono contiene? (b) ¿Cuántas

moléculas de testosterona contiene? (c) ¿Cuántos moles

de testosterona contiene? (d) Calcule la masa de la muestra

en gramos.

3.35 El nivel permisible de concentración de cloruro de vinilo,

C2H3Cl, en la atmósfera de una planta química es de

2.0 10 6 g/L. ¿Cuántos moles de cloruro de vinilo por

litro representa esta concentración? ¿Y cuántas moléculas

por litro?

3.36 Se requiere un mínimo de 25 mg de tetrahidrocannabinol

(THC), el ingrediente activo de la marihuana, para producir

intoxicación. La fórmula molecular de THC es

C21H30O2. ¿Cuántos moles de THC representan esos

25 mg? ¿Cuántas moléculas?

3.38 (a) El diagrama siguiente representa el conjunto de moléculas

de CO2 y H2O que se formaron al quemarse totalmente

un hidrocarburo. ¿Qué fórmula empírica tenía el

hidrocarburo? (b) ¿Podría dibujar un diagrama que represente

las moléculas de oxígeno y las de hidrocarburo

que se quemaron? ¿Por qué sí o por qué no?

Cálculos basados en ecuaciones químicas

3.51 ¿Por qué es indispensable usar ecuaciones químicas balanceadas

al determinar la cantidad de un producto que

se forma a partir de cierta cantidad de un reactivo?

3.52 ¿Qué partes de las ecuaciones químicas balanceadas dan

información acerca de los números relativos de moles de

reactivos y productos que intervienen en una reacción?

3.53 El diagrama que sigue representa una reacción a alta temperatura

entre CH4 y H2O. Con base en esta reacción,

¿cuántos moles de cada producto pueden obtenerse a partir

de 4.0 mol CH4?

3.39 Escriba la fórmula empírica de cada uno de los compuestos

siguientes, dado que una muestra contiene (a)

0.0130 mol de C, 0.0390 mol de H y 0.0065 mol de O; (b)

11.66 g de hierro y 5.01 g de oxígeno; (c) 40.0% de C,

6.7% de H y 53.3% de O en masa.

3.40 Determine la fórmula empírica de cada uno de los compuestos

siguientes, dado que una muestra contiene (a)

0.104 mol de K, 0.052 mol de C y 0.156 mol de O; (b) 5.28

g de Sn y 3.37 g de F; (c) 87.5% en masa de N y 12.5% en

masa de H.

3.41 Determine las fórmulas empíricas de los compuestos con

las composiciones de masa siguientes:

(a) 10.4% de C, 27.8% de S y 61.7% de Cl

(b) 21.7% de C, 9.6% de O y 68.7% de F.

(c) 32.79% de Na, 13.02% de Al y 54.19% de F

3.42 Determine las fórmulas empíricas de los compuestos con

las composiciones de masa siguientes:

(a) 55.3% de K, 14.6% de P y 30.1% de O

(b) 24.5% de Na, 14.9% de Si y 60.6% de F

(c) 62.1% de C, 5.21% de H, 12.1% de N y 20.7% de O.

3.43 Escriba la fórmula molecular de cada uno de los siguientes

compuestos:

(a) fórmula empírica CH2, masa molar 84 g/mol

(b) fórmula empírica NH2Cl, masa molar 51.5 g/mol

3.44 Escriba la fórmula molecular de cada uno de los siguientes

compuestos:

(a) fórmula empírica HCO2, masa molar 90.0 g/mol

(b) fórmula empírica C2H4O, masa molar 88 g/mol

3.45 Determine las fórmulas empírica y molecular de cada una

de las sustancias siguientes:

(a) cafeína, un estimulante presente en el café que contiene

49.5% en masa de C, 5.15% de H, 28.9% de N y

16.5% de O; masa molar de alrededor de 195 g/mol.

(b) glutamato monosódico (MSG), un intensificador del

sabor añadido a algunos alimentos y que contiene

35.51% en masa de C, 4.77% de H, 37.85% de O, 8.29%

de N y 13.60% de Na; masa molar de 169 g/mol.

3.46 Determine las fórmulas empírica y molecular de cada una

de las sustancias siguientes:

(a) ibuprofeno, un analgésico que contiene 75.69% en masa

de C, 8.80% de H y 15.51% de O; masa molar aproximada

de 206 g/mol.

(b) epinefrina (adrenalina) una hormona secretada hacia

el torrente sanguíneo en momentos de peligro o tensión:

59.0% en masa de C, 7.1% de H, 26.2% de O y

7.7% de N; PM de cerca de 180 uma.

3.47 (a) Un análisis por combustión del tolueno, un disolvente

orgánico común, da 5.86 mg de CO2 y 1.37 mg de H2O.

Si el compuesto únicamente contiene carbono e hidrógeno,

¿qué fórmula empírica tiene? (b) El mentol, la sustancia

que podemos oler en las pastillas mentoladas para la tos,

se compone de C, H y O. Se quemó una muestra de 0.1005

g de mentol, y produjo 0.2829 g de CO2 y 0.1159 g de H2O.

Determine la fórmula empírica del mentol. Si el compuesto

tiene una masa molar de 156 g/mol, ¿qué fórmula molecular

tiene?

3.48 (a) El olor característico de la piña se debe al butirato de

etilo, un compuesto que contiene carbono, hidrógeno y

oxígeno. La combustión de 2.78 mg de butirato de etilo

produce 6.32 mg de CO2 y 2.58 mg de H2O. Determine la

fórmula empírica del compuesto. (b) La nicotina, un componente

del tabaco, se compone de C, H y N. Se quemó

una muestra de 5.250 mg de nicotina, y produjo 14.242

mg de CO2 y 4.083 mg de H2O. ¿Qué fórmula empírica

tiene la nicotina? Si la sustancia tiene una masa molar de

160 5 g/mol, ¿qué fórmula molecular tendrá?

3.49 La sosa para lavar, un compuesto que se emplea para

acondicionar aguas duras para el lavado de ropa, es un

hidrato, lo que significa que su estructura sólida incluye

cierto número de moléculas de agua. Su fórmula puede

escribirse como Na2CO3·xH2O, donde x es el número

de moles de H2O por cada mol de Na2CO3. Cuando una

muestra de 2.558 g de sosa para lavar se calienta a 125ºC,

se pierde toda el agua de hidratación, dejando 0.948 g de

Na2CO3. ¿Cuánto vale x?

3.50 Las sales de Epsom, un fuerte laxante empleado en medicina

veterinaria, es un hidrato, lo que implica que su estructura

sólida incluye cierto número de moléculas de

agua. La fórmula de las sales de Epsom puede escribirse

como MgSO4·xH2O, donde x indica el número de moles

de H2O por cada mol de MgSO4. Cuando una muestra de

5.061 g de este hidrato se calienta a 250ºC, se pierde toda

el agua de hidratación, dejando 2.472 g de MgSO4. ¿Cuánto

vale x?

3.54 Si se quema totalmente en oxígeno 1.5 mol de cada uno

de los compuestos siguientes, ¿cuál producirá el mayor

número de moles de H2O? ¿Cuál producirá menos? Explique.

C2H5OH, C3H8, CH3CH2COCH3.

3.55 El ácido fluorhídrico, HF(ac), no se puede guardar en frascos

de vidrio porque ciertos compuestos del vidrio llamados

silicatos son atacados por él. Por ejemplo, el

silicato de sodio (Na2SiO3), por ejemplo, reacciona así:

(a) ¿Cuántos moles de HF se requieren para reaccionar

con 0.300 mol de Na2SiO3?

(b) ¿Cuántos gramos de NaF se forman cuando 0.500 mol

de HF reacciona con Na2SiO3 en exceso?

(c) ¿Cuántos gramos de Na2SiO3 pueden reaccionar con

0.800 g de HF?

3.56 La fermentación de la glucosa (C6H12O6) produce alcohol

etílico (C2H5OH) y CO2:

C6H12O6(ac)¡2C2H5OH(ac) + 2CO2(g)

Na2SiO3(s) + 8HF(ac)¡H2SiF6(ac) + 2NaF(ac) + 3H2O(l)

Reactivos limitantes; rendimientos teóricos

3.63 (a) Defina los términos reactivo limitante y reactivo en exceso.

(b) ¿Por qué las cantidades de productos formados en

una reacción están determinadas sólo por la cantidad del

reactivo limitante?

3.64 (a) Defina los términos rendimiento teórico, rendimiento real

y porcentaje de rendimiento. (b) ¿Por qué el rendimiento

real de una reacción casi siempre es menor que el rendimiento

teórico?

3.65 El nitrógeno (N2) y el hidrógeno (H2) reaccionan para formar

amoniaco (NH3). Considere la mezcla de H2 y N2

que se muestra en el diagrama. Las esferas azules representan

N, y las blancas, H. Dibuje una representación del

producto obtenido, suponiendo que la reacción es total.

¿Cómo decidió la forma de representarlo? ¿Cuál es el

reactivo limitante en este caso?

3.66 El monóxido de nitrógeno y el oxígeno reaccionan para

formar dióxido de nitrógeno. Considere la mezcla de NO

y O2 que se muestra en el diagrama. Las esferas azules representan

N, y las rojas, O. Dibuje una representación del

producto obtenido, suponiendo que la reacción es total.

¿Cómo decidió la forma de representarlo? ¿Cuál es el

reactivo limitante en este caso?

3.67 Un fabricante de bicicletas tiene 4250 ruedas, 2755 cuadros

y 2255 manubrios. (a) ¿Cuántas bicicletas pueden

fabricarse usando estos componentes? (b) ¿Cuántos componentes

de cada tipo sobran? (c) ¿Cuál componente limita

la producción de bicicletas?

3.68 Una planta embotelladora tiene 115,350 botellas con una capacidad

de 355 mL, 122,500 tapas y 39,375 L de bebida. (a)

¿Cuántas botellas pueden llenarse y taparse? (b) ¿Cuánto de

cada cosa queda? (c) ¿Qué componente limita la producción?

(a) ¿Cuántos moles de CO2 se producen cuando 0.400 mol

de C6H12O6 reaccionan de esta manera?

(b) ¿Cuántos gramos de C6H12O6 se requieren para formar

7.50 g de C2H5OH?

(c) ¿Cuántos gramos de CO2 se forman cuando se producen

7.50 g de C2H5OH?

3.57 El sulfuro de aluminio reacciona con agua para formar

hidróxido de aluminio y sulfuro de hidrógeno. (a) Escriba

la ecuación química balanceada para esta reacción.

(b) ¿Cuántos gramos de hidróxido de aluminio se obtienen

de 10.5 g de sulfuro de aluminio?

3.58 El hidruro de calcio reacciona con agua para formar hidróxido

de calcio e hidrógeno gaseoso. (a) Escriba una

ecuación química balanceada para la reacción. (b) ¿Cuántos

gramos de hidruro de calcio se requieren para formar

5.0 g de hidrógeno?

3.59 Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando

azida de sodio, NaN3, se descompone rápidamente en

sus elementos componentes.

(a) ¿Cuántos moles de N2 se producen al descomponerse

2.50 mol de NaN3?

(b) ¿Cuántos gramos de NaN3 se requieren para formar

6.00 g de nitrógeno gaseoso?

(c) ¿Cuántos gramos de NaN3 se necesitan para producir

10.0 ft3 de nitrógeno gaseoso si la densidad de este

gas es de 1.25 g/L?

3.60 La combustión completa del octano, C8H18, un componente

de la gasolina, procede así:

2C8H18(l) + 25O2(g)¡16CO2(g) + 18H2O(g)

2NaN3(s)¡2Na(s) + 3N2(g)

(a) ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para quemar 0.750

mol de C8H18?

(b) ¿Cuántos gramos de O2 se requieren para quemar 5.00

g de C8H18?

(c) El octano tiene una densidad de 0.692 g/mL a 20ºC.

¿Cuántos gramos de O2 se requieren para quemar 1.00

gal de C8H18?

3.61 Se permite que un trozo cuadrado de papel de aluminio

de 1.00 cm por lado y 0.550 mm de espesor reaccione con

bromo para formar bromuro de aluminio, como se muestra

en la foto. (a) ¿Cuántos moles de aluminio se usaron?

(La densidad del aluminio es de 2.699 g/cm3.) (b) ¿Cuántos

gramos de bromuro de aluminio se forman, suponiendo

que todo el aluminio reacciona?

3.62 La detonación de la nitroglicerina procede así:

(a) Si se detona una muestra que contiene 3.00 mL de nitroglicerina

(densidad 1.592 g/mL), ¿cuántos moles de

gas se producen en total? (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

en la detonación?

4C3H5N3O9(l)¡12CO2(g) + 6N2(g) + O2(g) + 10H2O(g)

3.69 El hidróxido de sodio reacciona con dióxido de carbono así:

¿Cuál reactivo es el limitante cuando se permite que reaccionen

1.70 mol de NaOH y 1.00 mol de CO2? ¿Cuántos

moles de Na2CO3 pueden producirse? ¿Cuántos moles

del reactivo en exceso quedan al término de la reacción?

3.70 El hidróxido de aluminio reacciona con ácido sulfúrico así:

¿Cuál reactivo es el limitante cuando se permite que reaccionen

0.450 mol de Al(OH)3 y 0.550 mol de H2SO4?

¿Cuántos moles de Al2(SO4)3 pueden producirse en estas

condiciones? ¿Cuántos moles del reactivo en exceso

quedan al término de la reacción?

3.71 El burbujeo que produce una tableta de Alka-Seltzer® al

disolverse en agua se debe a la reacción entre bicarbonato

de sodio (NaHCO3) y ácido cítrico (H3C6H5O7):

En cierto experimento, se permite que reaccionen 1.00 g

de bicarbonato de sodio y 1.00 g de ácido cítrico. (a) ¿Cuál

es el reactivo limitante? (b) ¿Cuántos gramos de dióxido

de carbono se producen? (c) ¿Cuántos gramos del reactivo

en exceso quedan después de consumirse totalmente

el reactivo limitante?

3.72 Uno de los pasos del proceso comercial para convertir amoniaco

en ácido nítrico implica la conversión de NH3 en NO:

4NH3(g) + 5O2(g)¡4NO(g) + 6H2O(g)

3CO2(g) + 3H2O(l) + Na3C6H5O7(ac)

3NaHCO3(ac) + H3C6H5O7(ac)¡

2Al(OH)3(s) + 3H2SO4(ac)¡Al2(SO4)3(ac) + 6H2O(l)

2NaOH(s) + CO2(g)¡Na2CO3(s) + H2O(l)

En cierto experimento, 2.25 g de NH3 reacciona con 3.75 g

de O2. (a) ¿Cuál reactivo es el limitante? (b) ¿Cuántos gramos

de NO se forman? (c) ¿Cuántos gramos del reactivo

en exceso quedan una vez que se ha consumido totalmente

el reactivo limitante?

3.73 Las soluciones de carbonato de sodio y nitrato de plata

reaccionan para formar carbonato de plata sólido y una disolución

de nitrato de sodio. Una disolución que contiene

6.50 g de carbonato de sodio se mezcla con otra que

contiene 7.00 g de nitrato de plata. ¿Cuántos gramos de

carbonato de sodio, nitrato de plata, carbonato de plata y

nitrato de sodio están presentes al término de la reacción?

3.74 Soluciones de ácido sulfúrico y acetato de plomo (II) reaccionan

para formar sulfato de plomo(II) sólido y una disolución

de ácido acético. Se mezclan 7.50 g de ácido

sulfúrico y 7.50 g de acetato de plomo(II). Calcule el número

de gramos de ácido sulfúrico, acetato de plomo(II),

sulfato de plomo(II) y ácido acético que están presentes

en la mezcla al término de la reacción.

3.75 Cuando el benceno (C6H6) reacciona con bromo (Br2), se

obtiene bromobenceno (C6H5Br):

(a) Calcule el rendimiento teórico del bromobenceno en

esta reacción si 30.0 g de benceno reacciona con 65.0 g de

bromo. (b) Si el rendimiento real de bromobenceno fue

de 56.7 g, calcule el porcentaje de rendimiento.

3.76 Cuando el etano (C2H6) reacciona con cloro (Cl2), el producto

principal es C2H5Cl, pero también se obtienen pequeñas

cantidades de otros productos clorados, como

C2H4Cl2. La formación de esos otros productos reduce el

rendimiento de C2H5Cl. (a) Suponiendo que C2H6 y Cl2

reaccionan para formar únicamente C2H5Cl y HCl, calcule

el rendimiento teórico de C2H5Cl. (b) Calcule el porcentaje

de rendimiento de C2H5Cl si la reacción de 125 g

de C2H6 con 255 g de Cl2 produce 206 g de C2H5Cl.

3.77 El litio y el nitrógeno reaccionan para producir nitruro

de litio:

Si se hacen reaccionar 5.00 g de cada reactivo y el rendimiento

es del 80.5%, ¿cuántos gramos de Li3N se obtienen

en la reacción?

3.78 Cuando se burbujea sulfuro de hidrógeno gaseoso en una

disolución de hidróxido de sodio, la reacción forma sulfuro

de sodio y agua. ¿Cuántos gramos de sulfuro de

sodio se forman si 2.00 g de sulfuro de hidrógeno se burbujea

en una disolución que contiene 2.00 g de hidróxido

de sodio, suponiendo que el rendimiento de sulfuro de

sodio es del 92.0%?

6Li(s) + N2(g)¡2Li3N(s)

C6H6 + Br2¡C6H5Br + HBr

Ejercicios adicionales

3.79 Escriba la ecuación química balanceada para (a) la combustión

total del ácido butírico, HC4H7O2(l), un compuesto que

se produce cuando la mantequilla se enrancia; (b) la descomposición

de hidróxido de cobre(II) sólido para producir

óxido de cobre (II) sólido y vapor de agua; (c) la reacción

de combinación entre zinc metálico y cloro gaseoso.

3.80 La eficacia de los fertilizantes nitrogenados depende tanto

de su capacidad para suministrar nitrógeno a las plantas

como de la cantidad de nitrógeno que pueden suministrar.

Cuatro fertilizantes nitrogenados comunes son

amoniaco, nitrato de amonio, sulfato de amonio y urea

[(NH2)2CO]. Ordene estos fertilizantes en términos del

porcentaje de nitrógeno en masa que contienen.

3.81 (a) El diamante es una forma natural de carbono puro.

¿Cuántos moles de carbono hay en un diamante de 1.25

quilates (1 quilate 0.200 g)? ¿Cuántos átomos hay en

este diamante? (b) La fórmula molecular del ácido acetilsalicílico

(aspirina), uno de los analgésicos más comunes,

es HC9H7O4. ¿Cuántos moles de HC9H7O4 hay en una

tableta de 0.500 g de aspirina? ¿Cuántas moléculas de

HC9H7O4 hay en esa tableta?

3.82 (a) Una molécula del antibiótico llamado penicilina G

tiene una masa de 5.342 10 21 g. Calcule la masa molar

de la penicilina G. (b) La hemoglobina, la proteína

portadora de oxígeno de los glóbulos rojos de la sangre,

tiene cuatro átomos de hierro por molécula y contiene

0.340% en masa de hierro. Calcule la masa molar de la

hemoglobina.

3.83 Se están investigando cristales muy pequeños, constituidos

por entre 1000 y 100,000 átomos y llamados puntos

cuánticos, para usarse en dispositivos electrónicos.

(a) Calcule la masa en gramos de un punto cuántico que

consta de 10,000 átomos de silicio.

(b) Si el silicio del punto tiene una densidad de 2.3 g/cm3,

¿qué volumen tiene el punto?

(c) Suponga que el punto es cúbico. Calcule la longitud

de una arista del cubo.

3.84 La serotonina es un compuesto que conduce impulsos

nerviosos en el cerebro. Contiene 68.2% en masa de C,

6.86% de H, 15.9% de N y 9.08% de O. Su masa molar es

de 176 g/mol. Determine su fórmula molecular.

3.85 El koala se alimenta exclusivamente de hojas de eucalipto.

Su sistema digestivo destoxifica el aceite esencial de

eucalipto, que es venenoso para otros animales. El principal

constituyente del aceite esencial de eucalipto es una

sustancia llamada eucaliptol, que contiene 77.87% de C,

11.76% de H y el resto O. (a) Determine la fórmula empírica

de esta sustancia. (b) Un espectro de masas del eucaliptol

muestra un pico alrededor de 154 uma. Determine

la fórmula molecular de la sustancia.

3.86 La vainillina, el saborizante que domina en la vainilla,

contiene C, H y O. Cuando se quema totalmente 1.05 g de

esta sustancia, se producen 2.43 g de CO2 y 0.50 g de H2O.

Determine la fórmula empírica de la vainillina.

[3.87] Se determinó que un compuesto orgánico contiene sólo C,

H y Cl. Cuando se quemó por completo en aire una muestra

de 1.50 g del compuesto, se formó 3.52 g de CO2. En

un experimento aparte, el cloro de una muestra de 1.00 g

del compuesto se convirtió en 1.27 g de AgCl. Determine

la fórmula empírica del compuesto.

[3.88] Se analizó un compuesto oxibromato, KBrOx, donde se

desconoce x, y se vio que contenía 52.92% de Br. ¿Cuánto

vale x?

[3.89] Un elemento X forma un yoduro (XI3) y un cloruro (XCl3).

El yoduro se convierte cuantitativamente en el cloruro

cuando se calienta en una corriente de cloro:

Si se trata 0.5000 g de XI3, se obtiene 0.2360 g de XCl3. (a)

Calcule el peso atómico del elemento X. (b) Identifique el

elemento X.

3.90 Un método utilizado por la Agencia de Protección Ambiental

(EPA) de Estados Unidos para determinar la concentración

de ozono en el aire consiste en hacer pasar

la muestra de aire por un “burbujeador” que contiene

yoduro de sodio, el cual captura el ozono según esta

ecuación:

O3(g) + 2NaI(ac) + H2O(l)¡O2(g) + I2(s) + 2NaOH(ac)

2XI3 + 3Cl2¡2XCl3 + 3I2

(a) ¿Cuántos moles de yoduro de sodio se requieren para

eliminar 3.8 10 5 mol de O3? (b) ¿Cuántos gramos de yoduro

de sodio se necesitan para capturar 0.550 mg de O3?

3.91 Una planta química utiliza energía eléctrica para descomponer

soluciones acuosas de NaCl y obtener Cl2, H2 y

NaOH:

La planta produce 1.5 106 kg (1500 toneladas métricas)

de Cl2 diariamente. Estime las cantidades de H2 y NaOH

producidas.

3.92 La grasa almacenada en la joroba de un camello es fuente

tanto de energía como de agua. Calcule la masa de H2O

que se produce al metabolizarse 1.0 kg de grasa, suponiendo

que la grasa consiste exclusivamente en triestearina

(C57H110O6), una grasa animal típica, y que durante

el metabolismo la triestearina reacciona con O2 para formar

solamente CO2 y H2O.

[3.93] Si se queman hidrocarburos en una cantidad limitada de

aire, se forma CO además de CO2. Cuando se quemó

0.450 g de cierto hidrocarburo en aire, se formaron 0.467

g de CO, 0.733 g de CO2 y 0.450 g de H2O. (a) Determine

la fórmula empírica del compuesto. (b) ¿Cuántos gramos

de O2 se consumieron en la reacción? (c) ¿Cuántos

gramos se requerirían para una combustión completa?

3.94 Una mezcla de N2(g) y H2(g) reacciona en un recipiente

cerrado para formar amoniaco, NH3(g). La reacción se

para antes de que alguno de los reactivos se haya consumido

totalmente. En ese momento, están presentes 2.0 mol

de N2, 2.0 mol de H2 y 2.0 mol de NH3. ¿Cuántos moles

de N2 y H2 estaban presentes originalmente?

[3.95] Una mezcla que contiene KClO3, K2CO3, KHCO3 y KCl

se calentó y produjo CO2, O2 y H2O gaseosos según las

ecuaciones siguientes:

El KCl no reacciona en las condiciones de la reacción. Si

100.0 g de la mezcla produce 1.80 g de H2O, 13.20 g de

CO2 y 4.00 g de O2, ¿qué composición tenía la mezcla

original? (Suponga que la mezcla se descompone por

completo.)

3.96 Si se enciende una mezcla de 10.0 g de acetileno, C2H2, y

10.0 g de oxígeno, O2, la reacción de combustión resultante

produce CO2 y H2O. (a) Escriba la ecuación química

balanceada para esta reacción. (b) ¿Qué reactivo es el

limitante en esta reacción? (c) ¿Cuántos gramos de C2H2,

O2, CO2 y H2O están presentes al término de la reacción?

3.97 La aspirina (C9H8O4) se produce a partir de ácido salicílico

(C7H6O3) y anhídrido acético (C4H6O3):

(a) ¿Cuánto ácido salicílico se requiere para producir 1.5

102 kg de aspirina, suponiendo que todo el ácido salicílico

se convierte en aspirina? (b) ¿Cuánto ácido salicílico se

requeriría si sólo el 80% del ácido se convirtiera en aspirina?

(c) Calcule el rendimiento teórico de aspirina si 185 kg

de ácido salicílico se hace reaccionar con 125 kg de anhídrido

acético. (d) Si la situación descrita en la parte (c) produce

182 kg de aspirina, calcule el porcentaje de rendimiento.

C7H6O3 + C4H6O3¡C9H8O4 + HC2H3O2

K2CO3(s)¡K2O(s) + CO2(g)

2KHCO3(s)¡K2O(s) + H2O(g) + 2CO2(g)

2KClO3(s)¡2KCl(s) + 3O2(g)

2NaCl(ac) + 2H2O(l)¡2NaOH(ac) + H2(g) + Cl2(g)

Ejercicios integradores

(Estos ejercicios requieren habilidades de capítulos anteriores

además de habilidades del presente capítulo.)

3.98 Considere una muestra de carbonato de calcio en forma

de cubo que mide 1.25 pulg por lado. Si la muestra tiene

una densidad de 2.71 g/cm3, ¿cuántos átomos de oxígeno

contiene?

3.99 (a) Le dan un cubo de plata metálica que mide 1.000 cm

por lado. La densidad de la plata es de 10.49 g/cm3.

¿Cuántos átomos hay en ese cubo? (b) Dado que los átomos

son esféricos, no pueden ocupar todo el espacio del

cubo. Los átomos de plata se empacan en el sólido de forma

tal que ocupan el 74% del volumen del sólido. Calcule

el volumen de un solo átomo de plata. (c) Utilizando el

volumen de un átomo de plata y la fórmula del volumen

de una esfera, calcule el radio en angstroms de un átomo

de plata.

3.100 Si un automóvil viaja 125 mi con un rendimiento de 19.5

mi/gal de gasolina, ¿cuántos kilogramos de CO2 se producen?

Suponga que la gasolina se compone de octano,

C8H18(l), y que tiene una densidad de 0.69 g/mL.

[3.101] En 1865, un químico informó que había hecho reaccionar

una cantidad previamente pesada de plata pura con ácido

nítrico y que había recuperado toda la plata como nitrato

de plata puro. Se calculó que la relación de masa

entre la plata y el nitrato de plata era 0.634985. Empleando

sólo esta relación y los valores aceptados actualmente

para los pesos atómicos de la plata y el oxígeno, calcule

el peso atómico del nitrógeno. Compare este peso atómico

calculado con el valor aceptado actualmente.

[3.102] Cierta hulla contiene 2.5% en masa de azufre. Cuando se

quema esta hulla, el azufre se convierte en dióxido

de azufre gaseoso. Se hace reaccionar el dióxido de azufre

con óxido de calcio para formar sulfito de calcio sólido.

(a) Escriba la ecuación química balanceada para la

reacción. (b) Si la hulla se quema en una planta de energía

que gasta 2000 toneladas de hulla al día, calcule la

producción diaria de sulfito de calcio.

[3.103] El cianuro de hidrógeno, HCN, es un gas venenoso. La

dosis letal es de aproximadamente 300 mg de HCN por

kilogramo de aire inhalado. (a) Calcule la cantidad de

HCN que produce la dosis letal en un laboratorio pequeño

que mide 12 15 8.0 ft. La densidad del aire a 26ºC

es de 0.00118 g/cm3. (b) Si el HCN se forma por la reacción

de NaCN con un ácido como H2SO4, ¿qué masa de

NaCN produce la dosis letal en el laboratorio?

(c) Se forma HCN cuando arden fibras sintéticas que contienen

Orlón® o Acrilán®. El Acrilán® tiene la fórmula

empírica CH2CHCN, así que el HCN es el 50.9% en masa

de la fórmula. Si una alfombra que mide 12 15 ft

y contiene 30 oz de fibras de Acrilán® por yarda cuadrada

se quema, se generará una dosis letal de HCN en el laboratorio?

Suponga que el rendimiento de HCN de las fibras

es del 20% y que se consume el 50% de la alfombra.

2NaCN(s) + H2SO4(ac)¡Na2SO4(ac) + 2HCN(g)

Categoría: ESTEQUIOMETRÍA CÁLCULOS CON FÓRMULAS Y ECUACIONES QUÍMICAS