Cálculos Estequiométricos: Ejercicios Resueltos Paso a Paso

Cálculos Estequiométricos: Ejercicios Resueltos

Ejercicio 1

Se quieren obtener 15 litros de dióxido de carbono (CNPT) según la reacción:

Na₂CO₃ + 2 HCl → CO₂ + H₂O + 2 NaCl

Calcular:

Volumen de solución de HCl 38 % p/p (δ = 1,19 g/cm³) necesario.
Masa de Na₂CO₃ necesaria.
Masa de NaCl que se forma.

Desarrollo

La ecuación estequiométrica es la siguiente:

Na₂CO₃

2 HCl

→

CO₂

H₂O

2 NaCl

2.23 g + 12 g + 3.16 g

106 g

2.(1 g + 35,5 g)

73 g

12 g + 2.16 g

44 g

2.1 g + 16 g

18 g

2.(23 g + 35,5 g)

117 g

a) Para calcular el ácido clorhídrico:

22,4 litros de CO₂	→	73 g de HCl
15 litros de CO₂	→	m_HCl = (15 litros de CO₂) . (73 g de HCl) / (22,4 litros de CO₂)

m_HCl = 48,88 g de HCl puro.

Para calcular el volumen de solución de HCl 38 % p/p:

38 %	→	48,88 g
100 %	→	m_solución = (100 %) . (48,88 g) / (38 %)

m_solución = 128,63 g

Si δ = m/V ⇒ V = m/ δ

V = (128,63 g) / (1,19 g/cm³)

V = 108,1 cm³

b) Para calcular la masa de Na₂CO₃:

22,4 litros de CO₂	→	106 g de Na₂CO₃
15 litros de CO₂	→	m_{carbonato de sodio} = (15 litros de CO₂) . (106 g de Na₂CO₃) / (22,4 litros de CO₂)

m_{carbonato de sodio} = 71 g de Na₂CO₃

c) Para calcular la masa de NaCl:

22,4 litros de CO₂	→	117 g de NaCl
15 litros de CO₂	→	m_{cloruro de sodio} = (15 litros de CO₂) . (117 g de NaCl) / (22,4 litros de CO₂)

m_{cloruro de sodio} = 78,35 g de NaCl

Ejercicio 2

El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación:

2 H₂SO₄ + Cu → SO₂ + CuSO₄ + 2 H₂O

Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H₂SO₄, calcular:

¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?
Número de moles de SO₂ que se desprenden.
Masa de CuSO₄ que se forma.

Desarrollo

La ecuación estequiométrica es la siguiente:

2 H₂SO₄

→

SO₂

CuSO₄

2 H₂O

2.(2.1 g + 32 g + 4.16 g)

196 g

63,5 g

32 g + 2.16 g

64 g

63,5 g + 32 g + 4.16 g

159,5 g

2.(2.1 g + 16 g)

36 g

a) Para calcular el reactivo que está en exceso comenzamos por cualquiera de los involucrados:

63,5 g de Cu	→	196 g de H₂SO₄
30 g de Cu	→	m_{ácido sulfúrico} = (30 g de Cu) . (196 g de H₂SO₄) / (63,5 g de Cu)

m_{ácido sulfúrico} = 92,6 g de H₂SO₄

El ácido sulfúrico está en exceso y en la cantidad de:

200 g de H₂SO₄ – 92,6 g de H₂SO₄ = 107,4 g de H₂SO₄

A partir de acá tomamos como dato los 30 g de Cu.

b) El número de moles de SO₂ que se desprenden será:

63,5 g de Cu	→	1 mol de SO₂
30 g de Cu	→	n_{dióxido de azufre} = (30 g de Cu) . (1 mol de SO₂) / (63,5 g de Cu)

n_{dióxido de azufre} = 0,47 mol de SO₂

c) La masa de CuSO₄ será:

63,5 g de Cu	→	159,5 g de CuSO₄
30 g de Cu	→	m_{sulfato cúprico} = (30 g de Cu) . (159,5 g de CuSO₄) / (63,5 g de Cu)

m_{sulfato cúprico} = 75,35 g de CuSO₄

Ejercicio 3

El ácido bromhídrico y el ácido sulfúrico reaccionan según la ecuación:

H₂SO₄ + 2 HBr → SO₂ + Br₂ + 2 H₂O

Si reaccionan 3 moles de H₂SO₄, calcular:

Masa de HBr necesaria.
Número de moles de Br₂ formados, sabiendo que la reacción tiene un rendimiento del 90 %.
Volumen de SO₂ que se desprende simultáneamente (medidos en CNPT).

Desarrollo

La ecuación estequiométrica es la siguiente:

H₂SO₄

2 HBr

→

SO₂

Br₂

2 H₂O

2.1 g + 32 g + 4.16 g

98 g

2.(1 g + 80 g)

162 g

32 g + 2.16 g

64 g

2.80 g

160 g

2.(2.1 g + 16 g)

36 g

a) La masa de HBr será:

1 mol de H₂SO₄	→	162 g de HBr
3 mol de H₂SO₄	→	m_{ácido bromhídrico} = (3 mol de H₂SO₄) . (162 g de HBr) / (1 mol de H₂SO₄)

m_{ácido bromhídrico} = 486 g de HBr

b) El número de moles de Br₂ formados al 100 %:

1 mol de H₂SO₄	→	1 mol de Br₂
3 mol de H₂SO₄	→	n_bromo = (3 mol de H₂SO₄) . (1 mol de Br₂) / (1 mol de H₂SO₄)

n_bromo = 3 mol de Br₂ al 100 % de rendimiento.

n_{bromo 90 %} = n_bromo . 0,90 = 0,9 . 3 mol de Br₂ = 2,7 mol de Br₂

c) El volumen de dióxido de azufre es:

1 mol de H₂SO₄	→	64 g de SO₂ = 22,4 litros de SO₂
3 mol de H₂SO₄	→	V_{dióxido de azufre} = (3 mol de H₂SO₄) . (22,4 litros de SO₂) / (1 mol de H₂SO₄)

V_{dióxido de azufre} = 67,2 litros de SO₂

Ejercicio 4

Cuando se trata el cobre con ácido nítrico se produce una reacción según la ecuación:

8 HNO₃ + 3 Cu → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

Calcular:

¿Cuántos gramos de ácido nítrico reaccionarán con 200 g de cobre?
¿Qué peso de sal cúprica se obtendrá?

Desarrollo

La ecuación estequiométrica es la siguiente:

8 HNO₃

3 Cu

→

3 Cu(NO₃)₂

2 NO

4 H₂O

8.(1 g + 14 g + 3.16 g)

504 g

3.63,5 g

190,5 g

3.(63,5 g + 2.(14 g + 3.16 g))

562,5 g

2.(14 g + 16 g)

60 g

4.(2.1 g + 16 g)

72 g

a) La masa de ácido nítrico será:

190,5 g de Cu	→	504 g de HNO₃
200 g de Cu	→	m_{ácido nítrico} = (200 g de Cu) . (504 g de HNO₃) / (190,5 g de Cu)

m_{ácido nítrico} = 529,13 g de HNO₃

b) La masa de nitrato cúprico será:

190,5 g de Cu	→	562,5 g de Cu(NO₃)₂
200 g de Cu	→	m_{nitrato cúprico} = (200 g de Cu) . (562,5 g de Cu(NO₃)₂) / (190,5 g de Cu)

m_{nitrato cúprico} = 590,55 g de Cu(NO₃)₂

Ejercicio 5

Se quieren preparar 3000 kg de amoníaco a partir de la reacción:

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

Calcular:

Volumen de nitrógeno medido en CNPT necesarios.
Masa de hidrógeno necesaria.

Desarrollo

La ecuación de formación del amoníaco es la siguiente:

N₂

3 H₂

→

2 NH₃

2.14,0067 g

28,0134 g

3.2.1,00797 g

6,04782 g

2.(14,0067 g + 3.1,00797 g)

34,06122 g

Recordemos que en CNPT el volumen que ocupa un mol de gas es 22,4 litros, por lo tanto:

N₂

3 H₂

→

2 NH₃

22,4 litros

3.22,4 litros

67,2 litros

2.22,4 litros

44,8 litros

a) Si 3.000 kg de amoníaco = 3.000.000 g, para calcular el volumen nitrógeno medido en CNPT:

34,06122 g de NH₃	→	22,4 litros de N₂
3.000.000 g de NH₃	→	V_nitrógeno = (3.000.000 g de NH₃) . (22,4 litros de N₂) / (34,06122 g de NH₃)

V_nitrógeno = 1.972.918,17 litros de N₂

b) Para calcular la masa hidrógeno:

34,06122 g de NH₃	→	6,04782 g de H₂
3.000.000 g de NH₃	→	m_hidrógeno = (3.000.000 g de NH₃) . (6,04782 g de H₂) / (34,06122 g de NH₃)

m_hidrógeno = 532.672,053 g de H₂ = 532,67 kg de H₂

Ejercicio 6

Se prepara gas hilarante (N₂O) por calentamiento de 60 g de nitrato de amonio según:

NH₄NO₃ (s) → N₂O (g) + H₂O (g)

Calculá la cantidad (moles) y la masa de N₂O que se obtiene.

Calculá la cantidad y la masa de H₂O que se obtiene.

Resolución

Los cálculos que tenemos que hacer en este problema se llaman “cálculos estequiométricos”. Se hacen a partir de una ecuación, que representa una reacción química. Es importantísimo que antes de empezar a hacer cuentas te asegures de que la ecuación esté balanceada. Si hacés cuentas en base a una reacción no balanceada, te va a dar cualquier cosa.

En este caso la ecuación no está balanceada. Así que la balanceamos:

NH₄NO₃ (s) → N₂O (g) + 2 H₂O (g)

El enunciado nos dice que partimos de 60 g de nitrato de amonio (NH₄NO₃). Antes de intentar hacer ninguna cuenta, tenemos que pasar este dato a moles. ¿Por qué? Porque las ecuaciones químicas están escritas en moles: por ej., acá la ecuación nos dice que por cada mol de nitrato de amonio que se descompone, se obtiene 1 mol de gas hilarante (N₂O) y dos moles de agua (H₂O). Pero no nos dice nada qué ocurre si se descomponen 60 g de nitrato de amonio, o cualquier otra masa…para saber cuánto se obtiene de los productos tenemos que pasar el dato de masa (60 g) a moles.

Para eso necesitamos calcular primero la Masa Molar del nitrato de amonio, ya que la masa y la cantidad de moles de una sustancia se relacionan según:

Masa de sustancia (g)

Cantidad de sustancia (nº de moles) = ——————————

Masa molar (g/mol)

Entonces, calculamos la masa molar de la sig. manera: sumamos las masas atómicas de todos los elementos que aparecen en el compuesto, multiplicadas por la cantidad de átomos de cada uno que hay en la fórmula. En este caso es:

M.M. NH₄NO₃ = 2 x M_N + 4 x M_H + 3 x M_O = 2 x 14 + 4 x 1 + 3 x 16 (M = Masa atómica)

Haciendo las cuentas: M.M. NH₄NO₃ = 80 g/mol

Entonces, para saber cuántos moles de nitrato de amonio hay en 60 g, hacemos:

60 g

Cantidad de NH₄NO₃ = —————— = 0,75 mol

80 g/mol

Ahora que ya sabemos que van a reaccionar 0,75 moles de nitrato de amonio, vamos a ver qué nos pide el ejercicio:

a) Primero tenemos que calcular la cantidad de gas hilarante que se obtiene. Acordáte que siempre que se te pida cantidad, la respuesta esperada es en moles.

De la ecuación balanceada sabemos que por cada mol de nitrato de amonio que se descompone, se genera un mol de gas hilarante (N₂O). Esto quiere decir que si se descomponen 0,75 moles de nitrato de amonio (ya traducimos los 60 g del enunciado a moles), se van a formar 0,75 moles de N₂O.

Luego: Cantidad de N₂O = 0,75 mol

Ahora, nos piden calcular la masa de N₂O. Entonces, vamos a pasar este valor a masa, utilizando, como siempre, la Masa Molar (pero ojo, ¡ahora la del N₂O!):

M.M. N₂O = 2 x M_N + M_O = 2 x 14 + 16 = 44 g/mol

Por lo tanto:

Masa de N₂O (g) = Cantidad de N₂O (moles) x Masa Molar N₂O (g/mol)

Masa de N₂O (g) = 0,75 mol x 44 g/mol = 33 g de N₂O

b) Ahora nos toca hacer lo mismo pero con el agua, que es el otro producto de la reacción. Pero cuidado: acá tenemos que por cada mol de nitrato de amonio que se descompone, se obtienen 2 moles de agua.

Entonces, como se descomponen 0,75 moles de NH₄NO₃, se forman 1,5 moles de H₂O.

Luego: Cantidad de H₂O = 1,5 mol

Para pasar este valor a masa, aplicamos el mismo procedimiento que en el inciso a: calculamos la Masa Molar del H₂O, que nos da 18 g/mol (¡verificálo!).

Por último:

Masa de H₂O (g) = Cantidad de H₂O (moles) x Masa Molar H₂O (g/mol)

Masa de H₂O (g) = 1,5 mol x 18 g/mol = 27 g de H₂O

Ejercicio 7

a. ¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso (O₂) se necesitan para obtener 142 g de P₄O₁₀ por reacción con fósforo blanco (P₄)?

b. ¿A qué masa de oxígeno corresponde esta cantidad?

c. ¿Cuál es el volumen de oxígeno, medido a 1 atm y 300 K?

Resolución

Fijáte que en este caso no nos dan la ecuación, sino que nos piden que la escribamos. Del enunciado se deduce que los reactivos son en oxígeno gaseoso (O₂) y el fósforo blanco, (P₄), mientras que el único producto es P₄O₁₀. Por lo tanto, la ecuación será:

P₄ + O₂ (g) → P₄O₁₀

¿Está balanceada la ecuación? NO. Así que ahora la balanceamos:

P₄ + 5 O₂ (g) → P₄O₁₀

El enunciado nos dice que queremos obtener 142 g de producto (P₄O₁₀). Como ya sabemos, antes que nada tenemos que pasar este dato a moles.

Para eso calculamos primero la Masa Molar del óxido de fósforo – recordemos que la masa y la cantidad de moles de una sustancia se relacionan según:

Masa de sustancia (g)

Cantidad de sustancia (nº de moles) = ——————————

Masa molar (g/mol)

Entonces, calculamos la masa molar:

M.M. P₄O₁₀ = 4 x M_P + 10 x M_O = 4 x 31 + 10 x 16 (M = Masa atómica)

Haciendo las cuentas: M.M. P₄O₁₀ = 284 g/mol

Y ahora calculamos:

142 g

Cantidad de P₄O₁₀ = —————— = 0,5 mol

284 g/mol

Con este resultado sabemos que la cantidad de óxido de fósforo que hay que obtener es 0,5 moles. Volquemos este dato en la ecuación para mayor claridad:

P₄ + 5 O₂ (g) → P₄O₁₀

? ? 0,5 mol

Volvamos al enunciado. ¿Qué nos pedía el ejercicio?

a. Cuántos moles de oxígeno se necesitan:

De la ecuación balanceada sabemos que para obtener 1 mol de óxido de fósforo, necesitamos 5 moles de oxígeno (O₂). Esto quiere decir que si se quiere obtener 0,5 moles de óxido de fósforo, vamos a necesitar 2,5 moles de O₂.

Luego: Cantidad de O₂ = 2,5 moles

b. Cuál es la masa de oxígeno:

Para obtener la masa de O₂, lo único que tenemos que hacer es pasar la cantidad ya calculada (en moles) a masa (en gramos). Calculamos entonces primero la Masa Molar (del O₂):

M.M. O₂ = 2 x A_O = 2 x 16 = 32 g/mol

Por lo tanto:

Masa de O₂ (g) = Cantidad de O₂ (moles) x Masa Molar O₂ (g/mol)

Masa de O₂ (g) = 2,5 mol x 32 g/mol = 80 g de O₂

c. Cuál es el volumen de oxígeno gaseoso, medido a 1 atm y 300 K:

Como ya conocemos los moles de oxígeno, la presión y la temperatura, no tenemos más que aplicar la ecuación de los gases ideales para calcular el volumen:

P . V = n . R . T, entonces:

n . R . T 2,5 moles . 0,082 l.atm/(K.mol) . 300 K

V = ———– = ——————————————————-

P 1 atm

Cancelando las unidades y haciendo las cuentas, nos queda:

Volumen de O₂ (g) = 61,5 litros

Nota: en el ej. 7 que acabamos de resolver, si en lugar de pedirnos el volumen de oxígeno a 1 atm y 300 K, nos hubieran pedido el volumen en Condiciones Normales de Presión y Temperatura (CNPT), no hubiera sido necesario utilizar la ecuación de los gases para determinar el volumen.

En ese caso, debemos recordar que en las mismas condiciones de P y T, 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa el mismo volumen, independientemente de cuál sea el gas en cuestión.

En CNPT, el volumen de 1 mol de cualquier gas se denomina “Volumen molar normal” y es igual a 22,4 litros.

Por lo tanto, tomando el ejemplo anterior, podríamos haber calculado el volumen de oxígeno así:

Volumen de O₂ (g) = 2,5 moles x 22,4 litros/mol = 56 litros

Como habrás notado, si bien la cantidad de gas es la misma, el volumen que ocupa este gas a 273 K es menor que el que ocupa a 300 K (temperatura del ej. 7).

Ejercicio 8

Se hacen reaccionar 16 g de S con exceso de oxígeno, obteniéndose trióxido de azufre. Si se obtuvieron 30 g del producto, ¿Cuál fue el rendimiento de la reacción?

S + O₂ (g) → SO₃ (g)

Resolución

Primero balanceamos la ecuación y colocamos los datos que tenemos:

2 S + 3 O₂ (g) → 2 SO₃ (g)

16 g exceso 30 g

Como siempre, vamos a calcular primero la cantidad de azufre (S) que teníamos originalmente, utilizando la masa molar del elemento, que coincide con su masa atómica:

Masa de S (g) 16 g

Cantidad de S (nº de moles) = ———————— = ————— = 0,5 mol de S

Masa molar (g/mol) 32 g/mol

Masa Molar (S) = Masa atómica (S) = 32 g/mol

En el enunciado, en lugar de preguntarnos, como en otros problemas, qué cantidad de producto deberíamos obtener, nos da como dato la cantidad de SO₃ obtenida. Esto es así porque en este caso, como en la mayoría de las reacciones químicas, el rendimiento es menor al 100 % (lo cual significa que no todo el reactivo que pusimos se convirtió en producto, sino que la reacción “se detuvo” antes de que se consumiera todo el reactivo).

Se nos pide que calculemos, precisamente, el rendimiento de esta reacción.

Para ello vamos a comparar la cantidad de producto obtenida con la que hubiéramos obtenido si la reacción hubiese sido completa. El resultado se expresa como un porcentaje.

Entonces, calculamos qué cantidad de SO₃ hubiéramos obtenido en el caso ideal, analizando la ecuación ya balanceada:

Sabemos que 2 moles de S nos deberían dar 2 moles de SO₃; por lo tanto, 0,5 mol de S (que es la cantidad que tenemos), debería darnos 0,5 mol de SO₃.

2 S + 3 O₂(g) 2 SO₃(g)

16 g exceso 30 g

0,5 mol 0,5 mol (cantidad teórica)

Ahora bien, ¿Qué cantidad obtuvimos en realidad? El dato que nos dan es que se obtuvieron 30 gramos. Si pasamos esta masa a moles:

Masa de SO₃ (g)

Cantidad de SO₃ = ————————

Masa molar (g/mol)

M.M. SO₃ = M_S + 3 x M_O = 32 + 3 x 16 (M = Masa atómica)

M.M. SO₃ = 80 g/mol

Por lo tanto:

30 g

Cantidad de SO₃ = —————— = 0,375 mol

80 g/mol

Y ahora ya estamos listos para calcular el rendimiento de la reacción:

Cantidad de producto obtenida (real)

Rendimiento (%) = —————————————— x 100

Cantidad de producto teórica

(la que deberíamos haber obtenido)

En este ejemplo, entonces el rendimiento es:

0,375 mol

Rendimiento = ——————– x 100

0,5 mol

Rendimiento = 75 %

Nota: el rendimiento se puede calcular a partir de los moles o de las masas, comparando la masa real de producto obtenida con la masa teórica.

En algunos problemas, como el ejemplo de la Guía (en “Cálculos de rendimiento”, reacción entre Zn y H₂SO₄), en lugar de pedirnos que calculemos el rendimiento, nos lo dan como dato y nos piden calcular la cantidad real de producto obtenida. Leyendo este ejemplo se pueden dar cuenta cómo resolver ese tipo de problemas.

15. Se hacen reaccionar 150 g de una muestra de MnO

MnO₂ (s) + HCl (aq) Mn(s) + H₂O (l) + Cl₂ (g)

Suponiendo que el rendimiento de la reacción es del 100 %, calculá:

a. La cantidad (moles) y la masa de agua que se produce.

b. Los moles de cloro que se obtienen.

c. ¿Cómo cambiarían las respuestas anteriores si el rendimiento de la reacción fuera del 80 %?

Resolución:

Primero balanceamos la ecuación y colocamos los datos que tenemos:

MnO₂ (s) + 4 HCl (aq) Mn(s) + 2 H₂O (l) + 2 Cl₂ (g)

150 g exceso

87 % pureza

Antes de poder calcular los moles de MnO₂, debemos averiguar cuántos gramos de MnO₂ puro tenemos en los 150 g de muestra (impuros). Al decir que la muestra es de 87% de pureza, se puede establecer la siguiente relación :

(hay)

En 100 g muestra ¾¾¾ 87 g de MnO₂ puro

87 g puros

150 g muestra x —————————- = 130,5 g de MnO

100 g de muestra

A partir de esta masa de MnO₂ puro vamos a calcular entonces la cantidad de reactivo en moles.

Masa de MnO₂ (g)

Cantidad de MnO₂ = ————————

Masa molar (g/mol)

M.M. MnO₂= M_Mn + 2 x M_O = 55 + 2 x 16 (M = Masa atómica)

M.M. MnO₂= 87 g/mol

Por lo tanto:

Cantidad de MnO₂ = —————— = 1,5 moles

87 g/mol

Ahora resolvemos el resto del problema normalmente.

a. Cantidad y masa de agua que se obtiene:

De la ecuación concluimos que por cada mol de MnO₂ se obtienen 2 moles de agua.

Por lo tanto, si partimos de 1,5 moles de MnO₂ obtendremos 3 moles de agua.

Luego: Cantidad de H₂O = 3 moles

M.M. H₂O = 2 x M_H + Mo = 2 x 1 + 16 = 18 g/mol

Entonces:

Masa de H₂O (g) = Cantidad de H₂O (moles) x Masa Molar H₂O (g/mol)

Masa de H₂O (g) = 3 mol x 18 g/mol = 54 g de H₂O

b. Cantidad (moles) de cloro que se obtiene:

En la ecuación vemos que la cantidad de cloro que se obtiene es igual a la cantidad de agua, y que a su vez es el doble de la cantidad de MnO₂. Por lo tanto, obtendremos 3 moles de cloro.

Luego: Cantidad de Cl₂ = 3 moles

c. Si el rendimiento fuera del 30 %, ¿Qué cambiaría?

En ambos casos, la cantidad de producto obtenida sería el 80 % de lo que deberíamos haber obtenido si el rendimiento fuese del 100 %.

Entonces:

Cantidad de H₂O = 3 moles x ———- = 2,4 moles de H₂O

100

Cantidad de Cl₂ = 2,4 moles de Cl₂

16. En el Laboratorio se obtuvieron 250 g de ZnCl

Zn(NO₃)₂ + HCl ZnCl₂ + HNO₃

Si inicialmente se habían colocado 430 g del nitrato de Zn impuro, calcular la pureza de dicha muestra.

Resolución:

Ecuación balanceada y datos:

Zn(NO₃)₂ + 2 HCl ZnCl₂ + 2 HNO₃

430 g 250 g

Pureza ? puro

La diferencia entre este ejercicio y el anterior es que en lugar de darnos la pureza del reactivo, nos dan como dato la masa de producto obtenida y nos piden que calculemos la pureza del compuesto de partida (el nitrato de cinc). Se sobreentiende, si no dice nada al respecto, que el producto obtenido es puro.

Para resolverlo, debemos pensar el ejercicio al revés:

Vamos a calcular primero la cantidad de ZnCl₂ obtenida, ya que el dato de masa que nos dan con respecto a este producto se refiere a la sustancia pura (no así el dato de masa del nitrato de cinc).

Masa de sustancia (g)

Cantidad de sustancia (nº de moles) = ——————————

Masa molar (g/mol)

Entonces, calculamos la masa molar:

M.M. ZnCl₂ = M_Zn + 2 x M_Cl = 65 + 2 x 35,5 (M = masa atómica)

Haciendo las cuentas: M.M. ZnCl₂= 136 g/mol

Luego:

250 g

Cantidad de ZnCl₂= —————— = 1,84 mol

136 g/mol

Ahora ya sabemos que la cantidad de cloruro de cinc obtenida es 1,84 moles. Calculemos entonces la cantidad de nitrato de cinc necesaria: observando la ecuación podemos concluir que la cantidad de Zn(NO₃)₂ es igual a la de ZnCl₂, ya que un mol del reactivo nos proporciona un mol del producto. Por lo tanto, para obtener 1,84 moles de cloruro de cinc se necesitan 1,84 moles de nitrato de cinc.

Luego: Cantidad de Zn(NO₃)₂ = 1,84 moles

Quiere decir que inicialmente había realmente 1,84 moles de nitrato de cinc en la muestra impura.

Para calcular la pureza de esta muestra, debemos calcular a qué masa corresponde esta cantidad para luego compararla con la masa de sustancia impura:

M.M. Zn(NO₃)₂ = 189 g/mol (¡¡verificálo!!)

Masa de Zn(NO₃)₂ puro = 1,84 mol x 189 g/mol = 347,76 g de Zn(NO₃)₂ puro

Masa de sust. Pura (g)

Pureza (%) = —————————– x 100

Masa de sust. Impura (g)

347,76 g

Pureza del Zn(NO₃)₂ = ————- x 100 = 80,9 %

430 g

Cálculos Estequiométricos: Ejercicios Resueltos

Ejercicio 1

Desarrollo

Ejercicio 2

Desarrollo

Ejercicio 3

Desarrollo

Ejercicio 4

Desarrollo

Ejercicio 5

Desarrollo

Ejercicio 6

Resolución

Ejercicio 7

Resolución

Ejercicio 8

Resolución

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