[Estequiometría
de cantidad (moles), masa (gramos) y gas]
Estos ejercicios abarcan la estequiometría de cantidades químicas, en la que se relacionan las magnitudes medibles de las sustancias —volúmenes, masas, moles y variables de los gases— a partir de ecuaciones químicas balanceadas. Se clasifican según el tipo de relación cuantitativa: volumen a volumen, masa a volumen, volumen a masa, masa a variables del gas y presión a masa. En todos los casos, se trabaja con sustancias puras, reacciones de rendimiento completo y mezclas estequiométricas, es decir, proporciones exactas de reactivos sin exceso ni deficiencia. Cuando una reacción no cumple estas condiciones, su análisis se omite deliberadamente para concentrarnos en los modelos ideales de conversión.
Cada ejercicio se resuelve aplicando dos enfoques complementarios. El primero es el método de los factores de conversión, que traduce las relaciones estequiométricas en una cadena de proporciones entre unidades (mol, litro, gramo, atm, etc.). El segundo es el teorema del álgebra de Viète aplicado a la estequiometría, que permite expresar las proporciones de reacción como ecuaciones polinómicas o proporcionales donde cada coeficiente representa la cantidad relativa de sustancia. Ambos métodos conducen al mismo resultado numérico, pero desarrollan distintas habilidades analíticas: la conversión rigurosa de unidades y la comprensión algebraica de las relaciones químicas entre reactivos y productos.
Química de García
Cálculos de cantidad
6.1.1. La reacción 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O es crucial en cohetes
porque genera una gran cantidad de energía al quemar hidrógeneo con oxígeno,
produciendo vapor de agua como único subproducto. ¿Cuántos moles de agua se
producen con 3.75 moles de oxígeno y suficiente hidrógeno? ¿Cuántos moles de
reacción se impulsaron?
6.1.2. La combustión del metano (CH₄) con oxígeno (O₂) en
cohetes produce dióxido de carbono (CO₂) y agua (H₂O), liberando una gran
cantidad de energía vital para la industria CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. ¿Cuántos
moles de dióxido de carbono se producen con 4.7 moles de oxígeno y suficiente
metano?
Cálculos de masa vs cantidad
6.2.1. ¿Cuántos moles de agua, se necesitan para reaccionar
completamente con 640 gramos de metano según la reacción: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2
H₂O
6.2.2.¿Cuántos moles de tricloruro de aluminio se producirán a
partir de 1.70 kilogramos de cloruro de hidrógeno según la reacción: 2 Al + 6
HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂
6.2.3. ¿Cuántos moles de dióxido de carbono se producirán a
partir de 200 miligramos de glucosa según la reacción: C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ +
6 H₂O
6.2.4. Imagina que estás en un laboratorio realizando un
experimento para preparar oxígeno a partir de la descomposición de clorato de
potasio. La reacción es la siguiente: 2 KClO₃(s) → 2 KCl(s) + 3 O₂(s) La masa
de KClO₃ que se ha descompuesto es de 32.8 g.
¿Cuántos moles de O₂ se producen cuando se descomponen 32.8 g de KClO₃?
6.2.5. La fotosíntesis: 6CO₂ + 6H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6O₂. Crucial
para la producción de alimentos y la liberación de oxígeno en la atmósfera,
sustentando la vida en la Tierra al ser la base de la cadena alimentaria y el
ciclo del carbono. Cuantos gramos de glucosa se producen a partir de 7.00 moles
de gas carbónico (CO₂)?
6.2.6. La síntesis de amoníaco: N₂ + 3H₂ → 2NH₃. Fundamental en
la producción de fertilizantes, permitiendo aumentar la productividad agrícola
y abastecer la creciente demanda de alimentos a nivel mundial. ¿Cuántos gramos
de nitrógeno molecular se requieren para sintetizar 70 kilomoles de amoníaco?
6.2.7. La fermentación: C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO₂. Es esencial en
la producción de bebidas alcohólicas y en la industria alimentaria para la
obtención de productos como pan y yogurt, influyendo en aspectos culturales y
económicos globales. ¿Cuantos gramos de etanol (2C₂H₅OH) se producen a partir
de 27.0 milimoles de glucosa?
Cálculos de masas
6.3.1.
El metano, CH₄, es un hidrocarburo que se utiliza como combustible. ¿Cuántos
gramos de oxígeno, O₂, se necesitan para reaccionar completamente con 640
gramos de metano según la reacción: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
6.3.2. El
aluminio, Al, reacciona con ácido clorhídrico para producir gas hidrógeno, H₂.
¿Cuántos kilogramos de hidrógeno se producirán a partir de 2.00 kilogramos de
aluminio según la reacción: 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂
6.3.3. La
glucosa, C₆H₁₂O₆, se metaboliza en el cuerpo para producir agua y dióxido de
carbono. ¿Cuántos miligramos de agua se producirán a partir de 900 miligramos
de glucosa según la reacción: C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O
6.3.4. ¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen
completamente 24 g de metano, CH4?
6.3.7. A lo largo
de los años, la reacción de la termita se ha utilizado para soldar rieles de
ferrocarril, en bombas incendiarias y para encender motores de cohetes de
combustible sólido. La reacción es Fe₂O₃(s) + 2Al(s) → 2Fe(l) + Al₂O₃(s) ¿Qué
masas de óxido de hierro(III) y aluminio deben usarse para producir 15.0 g de
hierro? ¿Cuál es la masa máxima de óxido de aluminio que podría producirse?
6.3.8. La
reacción entre el clorato de potasio y el fósforo rojo tiene lugar cuando se
enciende una cerilla en una caja de fósforos. Si se reaccionaran 52.9 g de
clorato de potasio (KClO₃) con exceso de fósforo rojo, ¿qué masa de decaóxido
de tetrafósforo (P₄O₁₀) podría producirse? KClO₃(s) + P₄(s) → P₄O₁₀(s) + KCl(s)
(sin balancear)
6.3.10. Una de
las pocas reacciones que tienen lugar directamente entre dos sólidos a
temperatura ambiente es: Ba(OH)₂·8H₂O(s) + NH₄SCN(s) → Ba(SCN)₂(s) + H₂O(l) +
NH₃(g) En esta ecuación, el ·8H₂O en Ba(OH)₂·8H₂O indica la presencia de ocho
moléculas de agua. Este compuesto se llama hidróxido de bario octahidratado. a.
Balancee la ecuación. b. ¿Qué masa de tiocianato de amonio (NH₄SCN) debe usarse
si ha de reaccionar completamente con 6,5 g de hidróxido de bario
octahidratado?
6.3.11. El
compuesto cisplatino, Pt(NH₃)₂Cl₂, ha sido estudiado como agente antitumoral.
El cisplatino se sintetiza de la siguiente manera: K₂PtCl₄(aq) + 2NH₃(aq) →
Pt(NH₃)₂Cl₂(s) + 2KCl(aq) ¿Qué masa de cisplatino puede producirse a partir de
100 g de K₂PtCl₄ y suficiente NH₃?
6.3.12. Los
elixires como el Alka-Seltzer utilizan la reacción del bicarbonato de sodio con
ácido cítrico en solución acuosa para producir efervescencia: 3NaHCO₃(aq) +
C₆H₈O₇(aq) → 3CO₂(g) + 3H₂O(l) + Na₃C₆H₅O₇(aq) a. ¿Qué masa de C₆H₈O₇ debe
usarse por cada 1.0 × 10² mg de NaHCO₃? b. ¿Qué masa de CO₂(g) podría
producirse a partir de tal mezcla?
6.3.13. La
aspirina (C₉H₈O₄) se sintetiza reaccionando ácido salicílico (C₇H₆O₃) con
anhídrido acético (C₄H₆O₃). La ecuación balanceada es: C₇H₆O₃ + C₄H₆O₃ → C₉H₈O₄
+ HC₂H₃O₂ a. ¿Qué masa de anhídrido acético se necesita para consumir
completamente 1.00 × 10² g de ácido salicílico? b. ¿Cuál es la masa máxima de
aspirina (el rendimiento teórico) que podría producirse en esta reacción?
Gases
6.4.1. El amoníaco
se descompone térmicamente en nitrógeno e hidrógeno:
2 NH₃ (g) → N₂ (g) + 3 H₂ (g)
Si se descomponen 8.0 L de NH₃ en CN, ¿qué volumen total de gases se obtiene?
6.4.2. El amoníaco
se quema con oxígeno para producir vapor de agua y óxidos de nitrógeno:
4 NH₃ (g) + 5 O₂ (g) → 4 NO (g) + 6 H₂O (g)
¿Cuántos litros de O₂ son necesarios para reaccionar con 10.0 L de NH₃ medidos
en CN?
6.4.3. El carbonato
de sodio reacciona con ácido clorhídrico según:
Na₂CO₃ (s) + 2 HCl (ac) → 2 NaCl (ac) + H₂O (l) + CO₂ (g)
¿Cuántos litros de CO₂ en CN se liberan al reaccionar completamente 5.30 g de
Na₂CO₃?
6.4.4. El magnesio
metálico reacciona con ácido clorhídrico:
Mg (s) + 2 HCl (ac) → MgCl₂ (ac) + H₂ (g)
Determina el volumen de H₂ en CN producido por 3.00 g de Mg.
6.4.5. El cloro
gaseoso reacciona con sodio para formar cloruro de sodio:
2 Na (s) + Cl₂ (g) → 2 NaCl (s)
¿Qué masa de NaCl se obtiene cuando reaccionan 12.0 L de Cl₂ en CN con exceso
de sodio?
6.4.6. El dióxido
de carbono gaseoso se combina con óxido de calcio para producir carbonato de
calcio:
CaO (s) + CO₂ (g) → CaCO₃ (s)
Calcula la masa de CaCO₃ formada a partir de 10.0 L de CO₂ en CN.
6.4.7. El óxido de
hierro(III) se reduce con monóxido de carbono:
Fe₂O₃ (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO₂ (g)
¿Cuál será el volumen de CO₂ producido a 27 °C y 1.20 atm al reaccionar 5.00 g
de Fe₂O₃?
6.4.8. El peróxido
de hidrógeno se descompone catalíticamente:
2 H₂O₂ (ac) → 2 H₂O (l) + O₂ (g)
¿Cuál es la presión del O₂ liberado en un recipiente de 1.50 L a 25 °C si se
descomponen 6.80 g de H₂O₂?
6.4.9. El nitrato
de amonio se descompone produciendo óxido de dinitrógeno y vapor de agua:
NH₄NO₃ (s) → N₂O (g) + 2 H₂O (g)
Si el gas ocupa 2.50 L a 95 kPa y 20 °C, ¿qué masa de NH₄NO₃ se descompuso?
6.4.10. El
hidróxido de sodio reacciona con dióxido de carbono según:
2 NaOH (s) + CO₂ (g) → Na₂CO₃ (s) + H₂O (l)
Si el CO₂ está a 740 mmHg y 27 °C en un volumen de 1.00 L, ¿qué masa de NaOH
reacciona completamente?
Química de Chang
10ed.3.68: Considera la combustión del butano (C₄H₁₀): 2C₄H₁₀(g)
+ 13O₂(g) → 8CO₂(g) + 10H₂O(l) En una reacción particular, se reaccionaron 5.0
moles de C₄H₁₀ con exceso de O₂. Calcula el número de moles de CO₂ formados.
10ed.3.65: Considere
la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso: 2CO(g) + O₂(g) →
2CO₂(g) Comenzando con 3.60 moles de CO, calcula el número de moles de CO₂
producidos si hay suficiente gas oxígeno para reaccionar con todo el CO.
10ed.3.61a. El ácido fluorhídrico,
HF(ac), no puede almacenarse en botellas de vidrio porque los compuestos
llamados silicatos en el vidrio son atacados por el HF(ac). El silicato de
sodio (Na₂SiO₃), por ejemplo, reacciona de la siguiente manera: Na₂SiO₃(s) + 8
HF(ac) → H₂SiF₆(ac) + 2 NaF(ac) + 3 H₂O(l) ¿Cuántos moles de HF se necesitan
para reaccionar con 0.300 mol de Na₂SiO₃?
Cálculos de masa vs cantidad
10ed.3.74: Durante muchos años, la recuperación de oro,
es decir, la separación del oro de otros materiales, involucró el uso de
cianuro de potasio: 4Au + 8KCN + O₂ + 2H₂O → 4K[Au(CN)₂] + 4KOH ¿Cuál es la
cantidad mínima de KCN en moles necesaria para extraer 29.0 g (aproximadamente
una onza) de oro?
10ed.3.76: El
óxido nitroso (N₂O), también conocido como "gas de la risa", puede
prepararse mediante la descomposición térmica del nitrato de amonio (NH₄NO₃).
El otro producto es agua (H₂O). (a) Escribe una ecuación balanceada para esta
reacción. (b) ¿Cuántos gramos de N₂O se forman si se utiliza 0.46 mol de NH₄NO₃
en la reacción?
10ed.3.85. El propano (C₃H₈) es
un componente del gas natural y se utiliza en la cocina y calefacción
doméstica. (a) Equilibra la siguiente ecuación que representa la combustión del
propano en el aire: C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O (b) ¿Cuántos gramos de dióxido de
carbono se pueden producir quemando 3.65 moles de propano? Supón que el oxígeno
es el reactivo en exceso en esta reacción.
Cálculos de masas
10ed.Ejemplo
3.13: Los
alimentos que consumimos se degradan o descomponen en nuestros cuerpos para
proporcionar energía para el crecimiento y el funcionamiento. Una ecuación
general para este proceso muy complejo representa la degradación de la glucosa
(C₆H₁₂O₆) en dióxido de carbono (CO₂) y agua (H₂O): C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O
Si una persona consume 856 g de C₆H₁₂O₆ durante un cierto período, ¿cuál es la
masa de CO₂ producida?
10ed.Ejemplo
3.13: El
etanol (CH₃OH) se quema en el aire según la ecuación: 2CH₃OH + 3O₂ → 2CO₂ +
4H₂O. Si se consumen 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿cuál es la
masa de H₂O producida?
10ed.Ejemplo
3.14: Todos
los metales alcalinos reaccionan con agua para producir gas hidrógeno y el
hidróxido del metal alcalino correspondiente. Una reacción típica es la del
litio con agua: 2Li(s) + 2H₂O(l) → 2LiOH(ac) + H₂(g) ¿Cuántos gramos de Li son
necesarios para producir 9.89 g de H₂?
10ed.Práctica.3.14:
La
reacción entre el óxido nítrico (NO) y el oxígeno para formar dióxido de
nitrógeno (NO₂) es un paso clave en la formación de smog fotoquímico: 2NO(g) +
O₂(g) → 2NO₂(g) ¿Cuántos gramos de O₂ se necesitan para producir 2.21 g de NO₂?
10ed.3.69: La producción
anual de dióxido de azufre a partir de la quema de carbón, combustibles
fósiles, gases de escape de automóviles y otras fuentes es de aproximadamente
26 millones de toneladas. La ecuación para la reacción es: S(s) + O₂(g) →
SO₂(g) ¿Cuánto azufre (en toneladas), presente en los materiales originales,
resultaría en esa cantidad de SO₂?
10ed.3.70: Cuando el hidrógeno
carbonato de sodio (NaHCO₃), también conocido como bicarbonato de sodio, se
calienta, libera gas dióxido de carbono, responsable del aumento de galletas,
donuts y pan. (a) Escribe una ecuación balanceada para la descomposición del
compuesto (uno de los productos es Na₂CO₃). (b) Calcula la masa de NaHCO₃
requerida para producir 20.5 g de CO₂.
10ed.3.71: Cuando el cianuro
de potasio (KCN) reacciona con ácidos, se desprende un gas venenoso mortal, el
cianuro de hidrógeno (HCN). Aquí está la ecuación: KCN(ac) + HCl(ac) → KCl(ac)
+ HCN(g) Si se trata una muestra de 0.140 g de KCN con un exceso de HCl,
calcula la cantidad de HCN formada, en gramos.
10ed.3.72: La fermentación
es un proceso químico complejo en la producción de vino, en el cual la glucosa
se convierte en etanol y dióxido de carbono: C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO₂ Empezando
con 500.4 g de glucosa, ¿cuál es la cantidad máxima de etanol en gramos y en
litros que se puede obtener mediante este proceso? (Densidad del etanol = 0.789
g/mL).
10ed.3.75: La piedra caliza
(CaCO₃) se descompone al calentarse en cal viva (CaO) y dióxido de carbono.
Calcula cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de 1.0 kg de
piedra caliza.
10ed.3.77: El fertilizante sulfato
de amonio [(NH₄)₂SO₄] se prepara mediante la reacción entre amoníaco (NH₃) y
ácido sulfúrico (H₂SO₄): 2NH₃(g) + H₂SO₄(ac) → (NH₄)₂SO₄(ac) ¿Cuántos
kilogramos de NH₃ son necesarios para producir 1.00 × 10⁵ kg de (NH₄)₂SO₄?
10ed.3.78: Una preparación
común de oxígeno en el laboratorio es la descomposición térmica del clorato de
potasio (KClO₃). Suponiendo una descomposición completa, calcula el número de
gramos de gas O₂ que se pueden obtener a partir de 46.0 g de KClO₃. (Los
productos son KCl y O₂).
Gases
10ed.Ejemplo 5.11 Calcula el volumen
de O₂ (en litros) requerido para la combustión completa de 7.64 L de acetileno
(C₂H₂) medidos a la misma temperatura y presión.
2 C₂H₂ (g) + 5 O₂ (g) → 4 CO₂ (g) + 2 H₂O (l)
10ed.Práctica 5.11 Suponiendo que no
hay cambio de temperatura ni de presión, calcula el volumen de O₂ (en litros)
requerido para la combustión completa de 14.9 L de butano (C₄H₁₀):
2 C₄H₁₀ (g) + 13 O₂ (g) → 8 CO₂ (g) + 10 H₂O (l)
10ed.Ejemplo 5.12 La azida de sodio
(NaN₃) se usa en algunas bolsas de aire de automóviles. El impacto de una
colisión desencadena la descomposición de NaN₃:
2 NaN₃ (s) → 2 Na (s) + 3 N₂ (g)
El nitrógeno producido infla rápidamente la bolsa entre el conductor y el
parabrisas/tablero. Calcula el volumen de N₂ generado a 80 °C y 823
mmHg por la descomposición de 60.0 g de NaN₃.
10ed.Práctica 5.12 La ecuación para
el metabolismo (oxidación) de la glucosa (C₆H₁₂O₆) es la misma que su
combustión en aire:
C₆H₁₂O₆ (s) + 6 O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 6 H₂O (l)
Calcula el volumen de CO₂ producido a 37 °C y 1.00 atm cuando 5.60
g de glucosa se consumen en la reacción.
10ed.Ejemplo 5.13 Una disolución
acuosa de hidróxido de litio se utiliza para purificar el aire en naves
espaciales y submarinos porque absorbe CO₂, producto final del
metabolismo, según:
2 LiOH (ac) + CO₂ (g) → Li₂CO₃ (ac) + H₂O (l)
La presión de CO₂ en el interior de un submarino de 2.4 × 10⁵ L es de 7.9
× 10⁻³ atm a 312 K. Se introduce una disolución de LiOH (de
volumen despreciable). Eventualmente, la presión de CO₂ desciende a 1.2 × 10⁻⁴ atm. ¿Cuántos gramos de carbonato de litio se forman
en este proceso?
10ed.Práctica 5.13 Una muestra de 2.14
L de cloruro de hidrógeno (HCl) gaseoso a 2.61 atm y 28 °C se
disuelve completamente en 668 mL de agua para formar una disolución de
ácido clorhídrico. Calcula la molaridad de la disolución ácida. Supón
que no hay cambio de volumen.
10ed.5.51 Considere la formación de
dióxido de nitrógeno a partir de monóxido de nitrógeno y oxígeno:
2 NO (g) + O₂ (g) → 2 NO₂ (g)
Si 9.0 L de NO reaccionan con exceso de O₂ en CN (STP), ¿cuál es
el volumen (en litros) de NO₂ producido?
10ed.5.52 El metano, componente
principal del gas natural, se usa para calefacción y cocina. La combustión es:
CH₄ (g) + 2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2 H₂O (l)
Si reaccionan 15.0 moles de CH₄, ¿cuál es el volumen de CO₂ (en litros)
producido a 23.0 °C y 0.985 atm?
10ed.5.53 Al quemar carbón, el azufre
presente se convierte en dióxido de azufre (SO₂), responsable del fenómeno de
la lluvia ácida:
S (s) + O₂ (g) → SO₂ (g)
Si reaccionan 2.54 kg de S con oxígeno, calcula el volumen de SO₂
(en mL) formado a 30.5 °C y 1.12 atm.
10ed.5.54 En la fermentación
alcohólica, la levadura convierte la glucosa en etanol y dióxido de carbono:
C₆H₁₂O₆ (s) → 2 C₂H₅OH (l) + 2 CO₂ (g)
Si reaccionan 5.97 g de glucosa y se recogen 1.44 L de CO₂ a 293
K y 0.984 atm, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la
reacción?
10ed.5.55 Se analizó un compuesto de P
y F del siguiente modo: calentar 0.2324 g del compuesto en un
recipiente de 378 cm³ lo convirtió todo en gas, que tenía una presión de
97.3 mmHg a 77 °C. Luego, el gas se mezcló con disolución de
cloruro de calcio, lo que transformó todo el F en 0.2631 g de CaF₂.
Determina la fórmula molecular del compuesto.
10ed.5.56 Una cantidad de 0.225 g
de un metal M (masa molar = 27.0 g/mol) liberó 0.303 L de H₂
(medidos a 17 °C y 741 mmHg) a partir de un exceso de HCl. Deduce
a partir de estos datos la ecuación correspondiente y escribe las
fórmulas del óxido y del sulfato de M.
10ed.5.57 ¿Cuál es la masa de
NH₄Cl sólido formada cuando 73.0 g de NH₃ se mezclan con igual
masa de HCl? ¿Cuál es el volumen del gas restante, medido a 14.0
°C y 752 mmHg? ¿Qué gas es?
10ed.5.58 Disolver 3.00 g de
una muestra impura de carbonato de calcio en HCl produjo 0.656
L de CO₂ (medidos a 20.0 °C y 792 mmHg). Calcula el porcentaje
en masa de CaCO₃ en la muestra. Indica cualquier suposición.
10ed.5.59 Calcula la masa en
gramos de HCl producida cuando 5.6 L de H₂ (medidos en
CN) reaccionan con un exceso de Cl₂.
10ed.5.60 El etanol (C₂H₅OH) arde en
aire:
C₂H₅OH (l) + O₂ (g) → CO₂ (g) + H₂O (l)
Balancea la ecuación y determina el volumen de aire en litros a 35.0
°C y 790 mmHg requerido para quemar 227 g de etanol. Supón
que el aire es 21.0 % de O₂ por volumen.
Química de Brown
Cálculos de cantidad
15ed.3.67a Los airbags automotrices se inflan cuando el
azida de sodio, NaN₃, se descompone rápidamente en sus elementos componentes: 2
NaN₃(s) → 2 Na(s) + 3 N₂(g) (a) ¿Cuántos moles de N₂ se producen por la
descomposición de 1.50 mol de NaN₃?
Cálculos de masa vs
cantidad
15ed.3.61b. El ácido fluorhídrico, HF(ac), no puede
almacenarse en botellas de vidrio porque los compuestos llamados silicatos en
el vidrio son atacados por el HF(ac). El silicato de sodio (Na₂SiO₃), por
ejemplo, reacciona de la siguiente manera:
Na₂SiO₃(s) + 8 HF(ac) → H₂SiF₆(ac) + 2 NaF(ac) + 3 H₂O(l) ¿Cuántos gramos de
NaF se forman cuando 0.500 mol de HF reacciona con exceso de Na₂SiO₃? https://youtu.be/PErE5UWUFLw
Cálculos de masas
15.ed.Muestra.3.16. Determina cuántos
gramos de agua se producen en la oxidación de 1.00 g de glucosa, C₆H₁₂O₆:
C₆H₁₂O₆ (s) + 6 O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 6 H₂O (l). https://youtu.be/v9ZcYBBmOd8
15.ed.Práctica 3.16.1. El hidróxido de
sodio reacciona con el dióxido de carbono para formar carbonato de sodio y
agua: 2 NaOH(s) + CO₂(g) → Na₂CO₃(s) + H₂O(l) ¿Cuántos gramos de Na₂CO₃ se
pueden preparar a partir de 2.40 g de NaOH? (a) 3.18 g, (b) 6.36 g, (c) 1.20 g, (d) 0.0300
g. https://youtu.be/KMGvo2u2HOI
15.ed.Práctica 3.16.2. La descomposición
de KClO₃ a veces se utiliza para preparar pequeñas cantidades de O₂ en el
laboratorio: 2 KClO₃(s) → 2 KCl(s) + 3 O₂(g) ¿Cuántos gramos de O₂ se pueden
preparar a partir de 4.50 g de KClO₃?
https://youtu.be/bLMnptPrf_4
15.ed.Muestra.3.17. El hidróxido de
litio sólido se usa en vehículos espaciales para eliminar el dióxido de carbono
exhalado por los astronautas. El hidróxido reacciona con el dióxido de carbono
para formar carbonato de litio sólido y agua líquida. ¿Cuántos gramos de dióxido
de carbono pueden ser absorbidos por 1.00 g de hidróxido de litio? https://youtu.be/OAIIcrwwbyc
15.ed.Práctica.3.17.1. El propano, C₃H₈,
es un combustible comúnmente usado para cocinar y calentar el hogar. ¿Qué masa
de O₂ se consume en la combustión de 1.00 g de propano? (a) 5.00 g, (b) 0.726 g, (c) 2.18 g,
(d) 3.63 g. https://youtu.be/J80MTMkQ2iE
15.ed.Práctica.3.17.2. El metanol,
CH₃OH, reacciona con el oxígeno del aire en una reacción de combustión para
formar agua y dióxido de carbono. ¿Qué masa de agua se produce en la combustión
de 23.6 g de metanol? https://youtu.be/M5lefuNbdLI
15.ed.3.61c. El silicato de sodio
(Na₂SiO₃), por ejemplo, reacciona de la siguiente manera: Na₂SiO₃(s) + 8 HF(ac)
→ H₂SiF₆(ac) + 2 NaF(ac) + 3 H₂O(l) ¿Cuántos gramos de Na₂SiO₃ pueden
reaccionar con 0.800 g de HF? https://youtu.be/Jv7nSphdd5E
15.ed.3.62b. La reacción entre
superóxido de potasio, KO₂, y CO₂, 4 KO₂ + 2 CO₂ → 2 K₂CO₃ + 3 O₂ se utiliza
como una fuente de O₂ y absorbente de CO₂ en equipos de respiración autónomos
utilizados por los trabajadores de rescate. (b) ¿Cuántos gramos de KO₂ se
necesitan para formar 7.50 g de O₂? https://youtu.be/PErE5UWUFLw
15.ed.3.62c. La reacción entre
superóxido de potasio, KO₂, y CO₂, 4 KO₂ + 2 CO₂ → 2 K₂CO₃ + 3 O₂ se utiliza
como una fuente de O₂ y absorbente de CO₂ en equipos de respiración autónomos
utilizados por los trabajadores de rescate. (c) ¿Cuántos gramos de CO₂ se
utilizan cuando se producen 7.50 g de O₂? https://youtu.be/QMbStKXBtwk
15.ed.3.65 El sulfuro de
aluminio reacciona con agua para formar hidróxido de aluminio y sulfuro de
hidrógeno: (a) Escribe la ecuación química balanceada para esta reacción. (b)
¿Cuántos gramos de hidróxido de aluminio se obtienen de 14.2 g de sulfuro de
aluminio? https://youtu.be/G9C3H-DmzBY
15.ed.3.66 El hidruro de
calcio reacciona con agua para formar hidróxido de calcio y gas hidrógeno: (a)
Escribe una ecuación química balanceada para la reacción. (b) ¿Cuántos gramos
de hidruro de calcio se necesitan para formar 4.500 g de hidrógeno? https://youtu.be/XYGdgGTctJA
15.ed.3.67b Los airbags
automotrices se inflan cuando el azida de sodio, NaN₃, se descompone
rápidamente en sus elementos componentes: 2 NaN₃(s) → 2 Na(s) + 3 N₂(g) (b)
¿Cuántos gramos de NaN₃ se requieren para formar 10.0 g de gas nitrógeno? https://youtu.be/HY3QwdMJ5cI
15.ed.3.67c Los airbags
automotrices se inflan cuando el azida de sodio, NaN₃, se descompone
rápidamente en sus elementos componentes: 2 NaN₃(s) → 2 Na(s) + 3 N₂(g) (c)
¿Cuántos gramos de NaN₃ se requieren para producir 10.0 ft³ de gas nitrógeno,
aproximadamente el tamaño de un airbag automotriz, si el gas tiene una densidad
de 1.25 g/L? https://youtu.be/Ox-t_ShVSfA
15.ed.3.68b La combustión
completa del octano, C₈H₁₈, un componente de la gasolina, procede como sigue: 2
C₈H₁₈(l) + 25 O₂(g) → 16 CO₂(g) + 18 H₂O(g) (b) ¿Cuántos gramos de O₂ se
necesitan para quemar 10.0 g de C₈H₁₈? https://youtu.be/g38GMD1bj5s
15.ed.3.69 Un trozo de papel de
aluminio de 1.00 cm² y 0.550 mm de espesor se deja reaccionar con bromo para
formar bromuro de aluminio: (a) ¿Cuántos moles de aluminio se
utilizaron? (La densidad del aluminio es 2.699 g/cm³.) (b) ¿Cuántos gramos de
bromuro de aluminio se forman, asumiendo que el aluminio reacciona
completamente? https://youtu.be/Y_h-8W4usG8
Gases
15.ed.Problema 3.70 La detonación de nitroglicerina procede de
la siguiente manera:
4 C₃H₅N₃O₉(l) ⟶ 12 CO₂(g) + 6 N₂(g) + O₂(g) + 10 H₂O(g) (a) Si una muestra que
contiene 2.00 mL de nitroglicerina (densidad = 1.592 g/mL) se detona, ¿cuántos
moles totales de gas se producen? (b) Si cada mol de gas ocupa 55 L bajo las
condiciones de la explosión, ¿cuántos litros de gas se producen? (c) ¿Cuántos
gramos de N₂ se producen en la detonación?
15.ed.Muestra 10.9. Las bolsas de aire de los
automóviles se inflan con nitrógeno gaseoso generado por la rápida
descomposición de la azida de sodio, NaN₃:
2 NaN₃ (s) → 2 Na (s) + 3 N₂ (g)
Si una bolsa de aire tiene un volumen de 36 L y debe llenarse con nitrógeno
gaseoso a 116.5 kPa y 26 °C, ¿cuántos gramos de NaN₃ deben descomponerse?
15.ed.Práctica 10.9. En el primer paso del proceso
industrial para fabricar ácido nítrico, el amoníaco reacciona con oxígeno en
presencia de un catalizador adecuado para formar óxido nítrico y vapor de agua:
4 NH₃ (g) + 5 O₂ (g) → 4 NO (g) + 6 H₂O (g)
¿Cuántos litros de NH₃ gaseoso a 850 °C y 506.6 kPa se requieren para
reaccionar con 1.00 mol de O₂ en esta reacción?
15.ed.10.22. El hidruro de calcio, CaH₂, reacciona
con agua para formar gas hidrógeno:
CaH₂ (s) + 2 H₂O (l) → Ca(OH)₂ (ac) + 2 H₂ (g)
Esta reacción se utiliza a veces para inflar balsas salvavidas, globos
meteorológicos y similares, cuando se desea un método simple y compacto para
generar H₂. ¿Cuántos gramos de CaH₂ se necesitan para generar 145 L de H₂
gaseoso si la presión del gas es de 110 kPa a 21 °C?
15.ed.10.23. Tanto Jacques Charles como Joseph Louis
Gay-Lussac fueron ávidos aeronautas. En su vuelo original en 1783, Jacques
Charles utilizó un globo que contenía aproximadamente 31 150 L de H₂. Charles
generó el hidrógeno mediante la reacción entre hierro y ácido clorhídrico:
Fe (s) + 2 HCl (ac) → FeCl₂ (ac) + H₂ (g)
¿Cuántos kilogramos de hierro se necesitaron para producir este volumen de H₂
si la temperatura era de 22 °C?
15.ed.10.80. La oxidación metabólica de la glucosa,
C₆H₁₂O₆, en nuestro cuerpo produce CO₂, que se expulsa de los pulmones en forma
de gas:
C₆H₁₂O₆ (ac) + 6 O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 6 H₂O (l)
a) Calcula el volumen de CO₂ seco producido a la temperatura corporal normal
(37 °C) y a 101.33 kPa cuando se consumen 10.0 g de glucosa.
b) Calcula el volumen de oxígeno necesario, a 100 kPa y 298 K, para oxidar
completamente 15.0 g de glucosa.
15.ed.10.81. En un generador de Kipp, el gas
hidrógeno se produce cuando el zinc en láminas reacciona con ácido clorhídrico:
2 HCl (ac) + Zn (s) → ZnCl₂ (ac) + H₂ (g)
Si se recogen 30.0 mL de H₂ húmedo sobre agua a 20 °C y una presión barométrica
de 101.33 kPa, ¿cuántos gramos de Zn se han consumido? (La presión de vapor del
agua está tabulada en el Apéndice B.)
15.ed.10.82. El gas acetileno, C₂H₂, puede prepararse
por la reacción del carburo de calcio con agua:
CaC₂ (s) + 2 H₂O (l) → Ca(OH)₂ (ac) + C₂H₂ (g)
Calcula el volumen de C₂H₂ recogido sobre agua a 23 °C por la reacción de 1.524
g de CaC₂ si la presión total del gas es 100.4 kPa. (La presión de vapor del
agua está tabulada en el Apéndice B.)
Referencias
Brown, T.
L., LeMay, H. E. Jr., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M.
(2022). Chemistry: The Central Science (15th ed., AP Edition). Pearson Savvas
Higher Education.
Chang, R.,
& Overby, J. (2010). Chemistry (10th ed., AP Edition). McGraw Hill.
García
García, J. L. (2025). Dimensional Analysis in Chemistry Textbooks 1900-2020 and
an Algebraic Alternative. Educación química, 36(1), 82-108.
García García, J. L. (2025). Química general: Una guía
moderna para bachillerato y universidad con enfoque algebraico. Ciencias de
Joseleg. https://cienciasdejoseleg.blogspot.com/p/quimica-general-garcia.html
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