TALLER DE pH

1.   Calcular el pH de una solución de ácido nitroso HNO₂ 0.036 M, si su Ka= 4.5*10^-4

2.   El pH de una solución de ácido fórmico HCOOH  0.1 M es 2.39. ¿Cuál es el Ka del ácido?

3.   El ácido oxálico (C₂H₂O₄) es una sustancia venenosa que se utiliza, sobre todo, como agente blaqueador y limpiador. Calcular la concentración de todas las especies en el equilibrio y el pH de una solución 0.1M de este ácido. Ka= 6.1*10^-5

4.   El pH de una disolución de una base débil 0.3 M es 10.66. ¿Cuál es el Kb de la base?

5.   Sabiendo que la Ka del ácido nitroso, HNO2, es 4,5 × 10-4, calcular la cantidad de gramos de este ácido que se necesita para preparar 100 mL de disolución cuyo pH sea 2,5. (PM = 47 g/mol).

6.   Se disuelven 23 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 L de disolución. La concentración de H⁺ es 0.003 M. Calcule:

a) El porcentaje de disociación del ácido en disolución.

b) El valor de la constante Ka.

7.   Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0.01 M tiene un pH de 5.6. Calcule:

a.   La concentración de todas las especies químicas presentes en el equilibrio.

b.   El porcentaje de disociación del HCN y el valor de su constante de acidez.

8.   A 2 g de ácido cloroso se le añade agua hasta tener 250 ml de disolución. La Ka de este ácido es 1,1*10^-2. Hallar el pH de la disolución. R// pH=1,512

9.   Una disolución 01 M de ácido propanoico, CH₃CH₂COOH, tiene un pH = 2,95. Hallar la constante de acidez del ácido propanoico y su grado de disociación.

10.El ácido fenilacético (HC8H7O2) es una de las sustancias que se acumulan en la sangre de los pacientes con fenilcetonuria, un trastorno hereditario que produce retardo mental e incluso la muerte. El pH de una solución de ácido fenilacético 0,085 M es 2,68. Calcular el valor de Ka de este ácido.

11.Cuantas moles de HF Ka =6,8*10^-4 deben estar presentes en 0,5 L para formar una solución de pH 2,7

12.Explicar la manera de preparar 500 mL de una solución de Ba(OH)₂ de pH 12,3

13.  Explicar la manera de preparar 3500 mL de solución de KOH de pH 11,8

TALLER DE EQUILIBRIO QUIMICO

1. A 634K la reacción 2 H₂S(g) ⇔ 2 H2(g) + S2(g) alcanza el equilibrio cuando hay 1 mol de H2S; 0,2 moles de H2 y 0,8 moles de S2 en un reactor de 2 litros. Hallar a) Kc a 634K. b) A la misma temperatura y en un reactor igual, hay 0,1 moles de H2 y 0,4 moles de S2, en equilibrio con H2S ¿Cuántas moles de H2S habrá en la mezcla? R// 0,016 mol/l 0,3535 moles

2. Se mezclan 0,84 moles de PCI5 (g) y 0,18 moles de PCl3 (g) en un reactor de 1 litro. Cuando se alcanza el equilibrio existen 0,72 moles de PCl5(g) Calcula Kc a la temperatura del sistema para la reacción PCl5(g) <===> PCl3(g) + Cl2(g). R//0,05 mol/lit

3. Reaccionan 46 g de yodo y 1 g de hidrógeno a 450 ºC, la mezcla en equilibrio contiene 1,9 g de yodo. Hallar: a) moles de cada gas en el equilibrio; b) Kc para H2(g) + I2(g) <===> 2HI(g) (Ar: I=127 H=1) R// a)0,00748moles, 0,326moles, 0,347moles b)49,152

4. Se produce la reacción: Xe(g) + 2F2(g) <===> XeF4(g) Se mezclan 0,4 moles de Xe(g) con 0,8 moles de F2(g), en un matraz de 2 lit. Cuando se alcanza el equilibrio, el 60 % del Xe(g) se ha convertido en XeF4(g). Hallar Kc.

5. La constante de equilibrio para la reacción CO(g) + H2O(g) <===> CO2(g) + H2(g) es 4 a cierta temperatura. Se introducen 0,6 moles de CO y 0,6 moles de vapor de agua en un recipiente de 2 1itros a esa temperatura. Hallar la concentración de CO2 en el equilibrio. R// 0,2 moles/litro

6. Un recipiente contiene una mezcla en equilibrio según la reacción: PCl5(g) <===> PCl3(g) + Cl2(g). Las concentraciones de equilibrio son 0,2 0,1 y 0,4 moles/l, respectivamente. Se añade, sin modificar el volumen, 0,1 moles de Cl2. Calcula la concentración de PCl5 cuando de nuevo se alcance el equilibrio. R// 0,2127 mol/lit

7. Se introduce en un matraz de 2 litros una mezcla de 2 moles de Br2 y 2 moles de Cl2 se produce la reacción: Br2(g) + Cl2(g) ⇔ 2BrCl(g). Cuando se establece el equilibrio se ha gastado el 9,8% de bromo. Calcúlese la constante de equilibrio para la reacción. R// 0,0472

8. La composición de equilibrio para la reacción CO(g) + H2O(g) <===> CO2(g) + H2(g) es: 0,l 0,l 0,4 y 0,1 moles, respectivamente, en un matraz de 1 litro. Se añaden a al mezcla en equilibrio (sin modificar el volumen) 0,3 moles de H2. Hallar la nueva concentración de CO una vez restablecido el equilibrio. R// 0,167 mol/lit

Documento de equilibrio quimico

Cordial saludo para todos. En el siguiente enlace encontrarán un buen documento de apoyo para el estudio del equilibrio químico. Los invito para que lo descarguen y les sirva como documento permanente de consulta en este tema.

http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf

TALLER GENERAL DE SOLUCIONES

TALLER GENERAL DE SOLUCIONES

1.     Determinar los gramos y la moles de NaCl necesarios para preparar 1000 mL de una solución 0.9 %m/v

2.     En un análisis que se realizó en una muestra de suelo de 8500 g, se encontró que contenía 2.2 mg de plomo. ¿Cuál es la concentración del plomo en ppm?

3.     Determinar la masa en gramos de H₂SO₄ que se necesitan para preparar 250 mL de una solución de una solución 1.5 M

4.     Calcular la normalidad de 500 mL de una solución que se preparó utilizando 35.8 g de KOH.

5.     Hallar la fracción molar de glucosa (C₆H₁₂O₆) En una solución que contiene 10 g de glucosa disuelta en 70 g de agua.

6.     Calcular la molalidad, molaridad y normalidad de una solución al 10 % de CaSO₄ que se preparó con 27 g de sal ( densidad de la solución 1.35 g/mL)

7.      Calcular  las partes por millón de ión fluoruro en una muestra de agua que contiene 15 g de iones fluoruro en 825 ml de solución (La densidad de la solución diluida es 1 g/mL)

8.     Se tiene una solución acuosa al 20 % en peso de CaCl₂ cuya densidad es 1.28 g/mL. Exprese la concentración de la solución en todas las demás formas.

9.     Se dispone de 500 ml de solución acuosa 0.01M de NaOH; si a esta solución se agrega:

a.     0.4 g de NaOH

b.    300 mL de solución acuosa 0.4 N de NaOH

Calcule para la solución resultante, en cada caso, la molaridad, molalidad y normalidad.

10.  ¿Cuál es la molaridad y la normalidad de una solución de HI que es 47 % m/m y tiene una densidad de 1.5 g/mL?

11.  Considere la siguiente reacción:

KCrO₂  +  KClO  → K₂CrO₄  + KCl

La reacción se realiza mezclando 20 mL de sln 0.6 N de KCrO₂ y 30 mL de solución 0.5 N de KClO. Calcule los gramos de K₂CrO₄ obtenidos

12.  La síntesis industrial del ácido nítrico implica la reacción de dióxido de nitrógeno con agua, donde además de generarse ácido nítrico, también se produce monóxido de nitrógeno:

NO_{2 (g)}    +  H₂O _(L)  → HNO₃   +  NO_(g)

Si al finalizar la reacción, la cual tiene lugar a una temperatura de 23°C y a una presión de 785 mmHg, se obtienen 235 mL de HNO₃  3.5 M. ¿Qué volumen de NO₂ se debió utilizar en la reacción?

13.  ¿Cuántos gramos de solución de ácido nítrico concentrado deben utilizarse para preparar 250 mL 2 M de HNO₃? El ácido Nítrico concentrado tiene un 70 % en peso. Si la densidad del ácido nítrico concentrado es 1.42 g/ml ¿Qué volumen debe emplearse?

14.  La concentración de una solución de dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇) es 2.5 M. Cuál es la molaridad final si:

a.     A 15 mL de solución se les adiciona agua hasta completar un volumen de 250 mL de sln

b.    10 g de K₂Cr₂O₇ se disuelven en 150 ml de sln 2.5 M

15.  Se le agregan 560 ml de agua a 1.5 L de una solución de HNO₃ 2.3 M ¿Cuál es la concentración molar y normal de la solución resultante.

16.  En 200 mL de H₂SO₄ 8 M, de densidad 1,46 g/mL, calcular:

a.     moles de soluto.

b.    Molalidad.

c.     Normalidad.

17.  En 500 mL de Na₂SO₄ 10 molal, la densidad 1,19 g/mL, calcular:

a.     moles de soluto.

b.    Moles de solución.

c.     Fracción molar del soluto.

d.    Normalidad.

18.  Cuantos ml de H₂SO₄ 2 M se pueden obtener a partir de 200 mL de H₂SO₄ al 53,7% de densidad 1,46 g/mL?

19.  El ácido nítrico  acuoso comercial tiene una densidad de 1,42 g/mL y es 16,0 molar. Calcule el porcentaje en masa del ácido nítrico en la solución.

20.  Cuantos mL de ácido nítrico comercial del 65% por peso y densidad 1,42 g/mL se necesitan para preparar 300 mL de una solución 0,1 N del ácido.   Describa el procedimiento práctico.

Otros ejercicios de gases

Buenas tardes 

Les comparto otros ejercicios para que complementen su estudio 

Feliz tarde 

1.   Cierta cantidad de oxígeno se recoge sobre agua a 752 Torr y a 70 ºC; el gas recogido ocupa un volumen de 380 mL. Si P_v = 233.7 mm Hg a 70ºC y la cabeza hidrostática mide 27.2 cm, calcular:

a.    El volumen de dicho gas seco a condiciones normales

b.    Volumen del vapor a condiciones normales

c.    Volumen del gas húmedo a condiciones normales

d.    Peso molecular del oxígeno húmedo

e.    El %W del O₂ seco en el O₂ húmedo

2.    El hidruro de calcio reacciona con agua para formar hidrógeno gaseoso e hidróxido de calcio. Esta reacción se utiliza a veces para inflar bolsas salvavidas, globos meteorológicos y cosas semejantes, cuando se requiere un mecanismo sencillo y compacto para generar hidrógeno. ¿Cuántos mL de hidrógeno gaseoso se obtiene a partir de 58.5 g de hidruro de calcio de 89 % de pureza, si la reacción tiene un rendimiento de 78%  a 722 mmHg y 19.7°C

3.    Un recipiente de 760 mL contiene un gas que ejerce una presión de 840 torr a cierta temperatura. Otro recipiente de 120 mL contiene otro gas que ejerce una presión de 5.3 atm a la misma temperatura del recipiente anterior. Si se comunican ambos recipientes ¿Cuál es la presión final? 

4.    A las mismas condiciones, un gas desconocido W se difunde 1.6 veces más rápido que el C3H8. Hallas la masa molecular del gas desconocido. 

5.    Cierta cantidad de un gas desconocido se recoge sobre agua a 668 mm Hg y 29 °C, ocupando un volumen de 1.3 L. Si la cabeza hidrostática mide 32.4 cm. Calcular:

a.   Moles del gas desconocido

b.   Volumen de gas recogido a condiciones normales 

TALLER GENERAL DE GASES

Buenas noches

A continuación encontrarán el taller general de aplicación de las leyes de los gases. Les pido el favor de solucionar los siete primeros ejercicios para el próximo miércoles

1.      Se introducen 3,5 g de N2 en un recipiente de 1,5 L. Si la temperatura del sistema es de 22 °C, ¿cuál es la presión del recipiente? Si calentamos el gas hasta los 45 °C, ¿cuál será la nueva presión si el volumen no varía?

2.      Un gas ocupa un volumen de 250 mL a 293 K. ¿Cuál será el volumen que ocupa cuando su temperatura es de 303 K? Enuncia la ley de los gases que usas para hacer el problema.

3.      ¿Qué volumen ocuparán 500 mL de un gas a 600 Torr, si se aumenta la presión hasta 750 Torr a temperatura constante?

4.      ¿Qué presión hay que aplicar a 2,0 L de un gas que se encuentra a una presión de 1,0 atm para comprimirlo hasta que ocupe 0,80 L?

5.      En un recipiente se tienen 16,4 litros de un gas ideal a 47°C  y una presión de una atmósfera. Si el gas se expande hasta ocupar un volumen de 22 litros y la presión se reduce a 0,8 atm, ¿cuál será la temperatura final del sistema?

6.      Si cierta masa de gas, a presión constante, llena un recipiente de 20 litros de capacidad a la temperatura de 124°C, ¿qué temperatura alcanzará la misma cantidad de gas a presión constante, si el volumen aumenta a 30 litros?

7.      Si el volumen  resulta ser de 4 litros y la temperatura 20°C, y calentamos el aire hasta 200°C  ¿cuál será  el volumen de aire (del recipiente)? ¿Y si lo enfriamos hasta 0°C

8.      En un recipiente de 5 L de volumen, tenemos aire a 1 atm de presión y 0°C de temperatura.  Si disminuimos el volumen del recipiente a 2 L y la presión resulta ser de 3 atm ¿cuál es la temperatura del aire en °C?

9.      Disponemos de un volumen de 20 L de helio, a 2 atm de presión y a una temperatura de 100°C. Si lo pasamos a otro recipiente en el que la presión resulta ser de 1,5 atm y bajamos la temperatura hasta 0ºC ¿cuál es el volumen del recipiente?

10.  ¿Qué volumen  ocuparán 0,23 moles  de hidrógeno a  1,2 atm  de presión y  20°C  de temperatura?

11.  Tenemos 50 litros de helio a 30ºC y 0,8 atm de presión. ¿Qué cantidad de moles de helio tenemos?

12.  Un globo se llena de 2,3 moles de helio a 1 atm de presión y  10°C  de temperatura  ¿cuál es  el volumen del globo?

13.  Un volumen de helio de 4,5 L a 2,9 atm de presión y a 750°C de temperatura, se pasa a 4,6 L de manera que su presión resulta ser de 4,2 atm ¿Cuál será la temperatura en °C a estas nuevas condiciones?

14.  Un estudiante llenó en el laboratorio un recipiente de 250 mL con un gas  desconocido, hasta que obtuvo una presión de 760 torr. Se halló que la muestra de gas pesaba 0,164 gramos. Calcule la masa molecular del gas si la temperatura en el laboratorio era de 25 Celsius.

15.  Una lata de fijador de cabello en aerosol  contiene un gas con una presión de 1,25 atm, a 25°C. La lata explota cuando la presión alcanza  un valor de 2,50 atm. ¿A qué temperatura ocurrirá este fenómeno.

16.  La densidad de un gas cuya masa molecular es de 70 g/mol a 273 K es de 3,5 g/L ¿Cuál es la presión dentro del recipiente?

17.  Dado que 8,2 g de CO están presentes en un recipiente de volumen 23,6 L. Cuál es la presión del gas en atmósferas si la temperatura es de 43 °C.

18.  Una muestra de gas tiene una densidad de 0,99 g/L 64°C y una presión de 569 Torr. Determine la masa molecular de dicho gas.

19.  Una muestra de un gas ocupa un volumen de 1,2 L  a una temperatura de 25°C y una presión de 1,2 atm. ¿Cuál será su volumen si la presión se triplica isotérmicamente?

20.  Cuál es la masa molecular de un gas que se difunde 0,71 veces más rápido que el oxígeno.

21.  Al calentar una muestra de Nitrato de plomo (II) sólido se obtiene Oxígeno molecular, óxido de nitrógeno (IV), gaseoso y óxido de plomo (II) sólido. Si se recoge una muestra de gas que ocupa 293 mL medida a 200°C y 1 Atm de presión, ¿Qué cantidad de nitrato de plomo(II) se ha descompuesto: DATOS: Pesos atómicos: N = 14,00 ; O = 16,00 ; Pb = 207,19

22.  El clorato de potasio se descompone por el calor en cloruro de potasio y oxígeno molecular. Calcule el volumen de oxígeno medido a 125°C y 1 atm que puede obtenerse por descomposición de 148 g de una muestra que contiene el 87% en peso de clorato de potasio? ¿Cuantas moléculas de oxígeno se formarán?

23.  Cuando se hacen reaccionar 0,671 g de hierro con ácido clorhídrico en exceso, se forma un cloruro y se recogen 443 mL de hidrógeno sobre agua a 17 °C y 750 mm Hg. Determinar las moles de H₂ que se obtuvieron en la reacción y el porcentaje de rendimiento de la misma. La presión de vapor del agua a 17°C es de 14,5 mm Hg.

24.  A  24°C se recoge oxígeno sobre agua en una probeta invertida. El volumen que ocupan los gases es 880 mL a 758 mm Hg. Calcular el volumen de oxígeno seco en condiciones normales y los moles de vapor de agua en la mezcla. Pv(agua) a 24°C = 22,4 mmHg.

25.  El hidruro de calcio reacciona con agua para formar hidrógeno gaseoso e hidróxido de calcio. Esta reacción se utiliza a veces para inflar bolsas salvavidas, globos meteorológicos y cosas semejantes, cuando se requiere un mecanismo sencillo y compacto para generar hidrógeno. ¿Cuántos mL de hidrógeno gaseoso se obtiene a partir de 58.5 g de hidruro de calcio de 89 % de pureza, si la reacción tiene un rendimiento de 78%  a 722 mmHg y 19.7°C

26.  Un recipiente de 760 mL contiene un gas que ejerce una presión de 840 torr a cierta temperatura. Otro recipiente de 120 mL contiene otro gas que ejerce una presión de 5.3 atm a la misma temperatura del recipiente anterior. Si se comunican ambos recipientes ¿Cuál es la presión final? 

27.  A las mismas condiciones, un gas desconocido W  se difunde 1.6 veces más rápido que el C3H8. Hallas la masa molecular del gas desconocido. 

28.  Cierta cantidad de un gas desconocido se recoge sobre agua a 668 mm Hg y 29 °C, ocupando un volumen de 1.3 L. Si la cabeza hidrostática mide 32.4 cm. Calcular:

a.       Moles del gas desconocido

b.      Volumen de gas recogido a condiciones normales 

Documento sugerido para el estudio del capítulo de gases

Buenos días

Les envío una dirección donde encontrarán un excelente documento de la UPB para el estudio del capítulo de gases. Les sugiero tenerlo como un texto de estudio. 

http://cmap.upb.edu.co/rid=1J2H18VB4-8V8ZPR-9FM/Cap%206%20Gases.doc

Ademas, en la siguiente dirección encontrarán un simulador de las diferentes leyes de los gases para que también lo tengan presente en su estudio 

http://www.educaplus.org/gases/

Ejercicios fórmula empírica y molecular (Solo para química básica)

1. 1.5 g de una muestra de un compuesto que contiene solo C, H y O  se quemó completamente. Los únicos productos de la combustión fueron 1.738 g de CO2 y 0,711 g de H2O. Hallar la fórmula empírica del compuesto 

La composición siguiente composición porcentual corresponde a un ácido oxácido  2,055% H, 32,69% S y 65,25% O. Determinar la fórmula empírica.

2. El análisis de una muestra de 47,25 mg de cloruro de aluminio (como su nombre lo dice, contiene solamente aluminio y cloro) expresa que ésta contiene 9,56 mg de aluminio. Determinar la fórmula empírica del compuesto.

3. Una muestra de 1,723 g de óxido de aluminio (compuesto de aluminio y oxígeno solamente) contiene 0,912 g de Al. Determinar la fórmula empírica del compuesto.

4. En su fase gaseosa, el cloruro de aluminio (fórmula empírica  AlCl₃) tiene una masa molar de 267 g/mol. ¿Cuál es u fórmula molecular?

5. Calcular la fórmula empírica para cada uno de los compuestos, cuyo análisis elemental por masa dio los siguientes resultados.

a.  ___________________________85,6 % C   y  14,4 % H

b. ___________________________ 69,9% Fe  y 30,1 % O

c. ___________________________38,0% Ni  - 20, 6 % S  y 41,4% O

6. Calcular la fórmula molecular de los siguientes compuestos, para los cuales el análisis elemental por masa dio los siguientes resultados.

a.___________________________ 92,3 % C  y  7,7 % H (Masa molecular  78 gramos)

b.___________________________43,7 % P  y  56,3 % O  (Masa molecular  284 gramos)

c. ___________________________42,1 % C;  6,44 % H  y  51,5 % O (Masa molecular  342 gramos).

7. Hallar la composición porcentual de los siguientes compuestos.

a.  Ca (OH)₂.           b. Acido Fosfórico.         c. C₁₂H₂₂O₁₁          d. Sulfato de sodio

8. Dada la siguiente ecuación equilibrada:

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

Calcula:

a.  Moles de NO formadas a partir de 1,8 moles de cobre.

b.  Gramos de agua formados por 1,5 moles de HNO₃.

c.  Masa de  Cu necesaria para preparar 180 g de Cu (NO₃)₂.

d.  Moles de HNO₃ necesarios para preparar 0,75 g de Cu (NO₃)₂.

TALLER ESTEQUIOMETRIA

1.     El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido  entre 950 y 1150°C

TiCl_{4 (g)}  +  Mg_(l)   →    Ti_(s)  +  MgCl_{2 (l)}

En cierta operación industrial se hacen reaccionar 487,9 g de TiCl₄ con 219.6 g de Mg

1. Calcular el rendimiento teórico de Ti en gramos
2. Calcular  la cantidad en gramos de reactivo en exceso que quedó sin reaccionar

2.     Una de las reacciones primarias en la refinación del hierro, en un alto horno, es la del óxido de hierro (III) (Fe₂O₃) o hematita con el monóxido de carbono (CO); la ecuación balanceada para la reacción es:

Fe₂O_{3 (s)}  +  CO_(g)   → Fe_(s)  +  CO_2(g)

Si la reacción da un rendimiento del 94%. Cuanto hierro puede obtenerse de 4 toneladas de óxido de hierro (III).

3.      El ácido Fluorhídrico (HF) se produce por la reacción de la fluorita (CaF₂)  y el ácido sulfúrico (H₂SO₄); la reacción es la siguiente:

CaF_2(s)   +  H₂SO_4(l)   →  2HF_(l)  +  CaSO_4(s)

Si se hacen reaccionar 164 g de fluorita con un exceso de ácido sulfúrico y se obtienen 70 g de ácido  Fluorhídrico, cual es el porcentaje de eficiencia de la reacción.

4.      Cierto mineral de cobre contiene sulfuro de cobre (I) (Cu₂S); luego, el fundido se trata con oxígeno. La reacción es la siguiente:

Cu₂S   + O_2(g)  → SO₂   +  2Cu

¿Cuántos gramos de cobre metálico se obtienen cuando se funde una tonelada de sulfuro de cobre (I) de 85 % de pureza?

5.     El peróxido de hidrógeno  H₂O₂ tiene numerosas aplicaciones, que van desde antiséptico hasta agente de blanqueo en textiles, y aún explosivos. Pequeñas cantidades se pueden preparar en el laboratorio por la reacción entre el peróxido de bario y un ácido como el clorhídrico

BaO_{2 (s)}   + HCl_(ac)  →  BaCl_{2 (ac)}    +   H₂O_{2 (ac)}

En alguna oportunidad se obtuvieron 27.5 g de H₂O₂ a partir de 154 g de BaO₂ impuro:

1. Calcular el porcentaje de pureza del BaO₂

6.     2 moles de zinc sólido se hacen reaccionar se hacen reaccionar con 3 moles de ácido clorhídrico, para obtener cloruro de zinc e hidrógeno gaseoso. Escriba la reacción y determine cual reactivo se encuentra en exceso y calcule las moles que se obtienen en cada producto.

7.     El óxido de titanio (IV) (TiO₂) es un pigmento usado en la fabricación de pinturas; se obtiene al hacer reaccionar cloruro de titanio (TiCl₄) con oxígeno, según la ecuación

TiCl_4(s)   +   O_2(g)  →  TiO₂ +  Cl_2(g)

1. Si 5 moles de TiCl₄  reaccionan con 3.5 moles de O₂. ¿Cuál es el reactivo limitante?
2. Cuantas moles de reactivo en exceso  permanecen sin reaccionar
3. Cuantas moles de cada producto se obtienen al finalizar la reacción

8.     La urea, CO(NH₂)₂ es uno de los compuestos orgánicos de mayor aplicación industrial, principalmente para su utilización como fertilizante. Anualmente se producen millones de Kg de dicho compuesto mediante la reacción entre el amoniaco y el dióxido de carbono, a saber:

NH₃   +   CO₂   →   CO(NH₂)₂   +  H₂O

Supongamos que cierto proceso industrial necesita producir 970 g de urea:

a)     ¿Cuántos gramos de amoniaco (NH₃) se deben hacer reaccionar, sabiendo que el proceso tenía una eficiencia del 75 % ?

b)    ¿Cuánto CO₂ se requiere en el proceso?

9.     El cloruro de plata se puede preparar mediante la siguiente reacción: 

AgNO₃   +   NaCl   →    AgCl  +  NaNO₃

¿Qué cantidad de AgCl del 90% de pureza se obtiene con 70 g de AgNO₃ del 90% de pureza y 80 gramos de NaCl del 70% de pureza, si la reacción tiene un rendimiento del 95%?

10.  Dados 5 gramos de Óxido Yódico y 11 gramos de Monóxido de Carbono, calcular a partir de la siguiente ecuación:

I₂O₅  + CO  →  I₂  +  CO₂

a. Gramos de I₂ producidos     

b. Gramos de CO₂ producidos

c. Si se producen 2.5 g de I₂ ¿Cuál es la eficiencia de la reacción?

d. Cuántos gramos del reactivo en exceso sobran.

e. Cuál compuesto es el reactivo límite.

11.  En una refinería de cobre, se extrae cobre metálico de sulfuro de cobre, CuS. Durante el proceso, el azufre se convierte en dióxido de azufre, SO₂, que se recoge en un separador. ¿Cuánto cobre metálico se puede producir anualmente en una refinería que trata diariamente 3,7x10⁴ kg de CuS y cuánto SO₂ se recoge anualmente en los separadores?  La ecuación de la reacción es: CuS  →   Cu   +   SO₂