Actividades estequiometria y quimica del carbono

ACTIVIDADES ESTEQUIOMETRIA
1 Formula adecuadamente las ecuaciones de las reacciones químicas que se describen a continuación:
a) El benceno reacciona con el cloro, formándose clorobenceno y cloruro de hidrógeno.
b) El metano arde con facilidad en presencia de oxígeno, formando agua y dióxido de carbono.
c) El hierro se combina con el azufre para formar sulfuro de hierro (II).
d) El aluminio se combina con el ácido clorhídrico formándose tricloruro de aluminio e hidrógeno.
Solución:
a) C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl
b) CH4 + 2 O2 → CO2 +2 H2O
c) S + Fe → FeS
d) 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
)(4,65
)(10
mol
g
gZn
10·03,915,0
15,01 222
==⇒= A
A
Nx
x
mol
N
Hmol
x
moléculas
Hat
molécula 22
10·03,9
2
1
=
2
Reaccionan 10 g de cinc con ácido clorhídrico diluido, obteniéndose cloruro de cinc e hidrógeno.
a) Escribe la ecuación química ajustada.
b) Calcula el número de moles de sal obtenidos.
c) Calcula el número de moléculas de hidrógeno formadas.
d) Averigua el número de átomos de hidrógeno formados.
Solución:
a) Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
b) Sabiendo los gramos de cinc, se calcula el número de moles: moles = = 0,15 moles de Zn, y de acuerdo con la
estequiometría de la reacción se forman 0,15 moles de ZnCl2 y 0,15 moles H2
c) El número de moléculas de hidrógeno se obtiene teniendo en cuenta que:
moléculas de H2
d) El número de átomos será pues:
x = 1,8 · 1023
átomos de H.
3 Completa y ajusta las reacciones entre:
a) Hidróxido de magnesio y ácido clorhídrico
b) Amoniaco y ácido clorhídrico.
Solución:
a) Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O
b) NH3 + HCl → NH4Cl
 → iselectrólis
4
Escribe adecuadamente las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones químicas siguientes:
a) En el proceso que recibe el nombre de aluminotermia, el dióxido de manganeso junto con el aluminio
reaccionan dando lugar a la formación de manganeso y óxido de aluminio.
b) El amoniaco, en condiciones adecuadas, reacciona con el oxígeno obteniéndose monóxido de
nitrógeno y agua.
c) El sodio reacciona en el agua originándose hidróxido de sodio e hidrógeno gaseoso.
d) Mediante un proceso electrolítico, el cloruro de sodio se disocia en cloro y sodio.
Solución:
a) 3 MnO2 + 4 Al → 3 Mn + 2 Al2O3
b) 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
c) 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

d) 2 NaCl 2 Na + Cl2
46,0
93,0
)(1
)(2
2
4
=⇒= x
xOHmol
ClNHmol
5
Cuando reacciona el óxido de calcio con el cloruro de amónico se forma cloruro de calcio, amoniaco y
agua.
b) Calcula el número de moles de amoniaco que se obtienen al reaccionar 50 g de cloruro amónico.
c) Calcula el número de moléculas de agua que se forman.
Solución:
a) 2 NH4Cl + CaO → 2 NH3 + CaCl2 + H2O
b) El número de moles de cloruro amónico es: 50 (g) / 53,5 (g/mol) = 0,93 moles. De acuerdo con la
estequiometría: 1mol NH4Cl: 1 mol NH3. Por tanto los moles de amoniaco son 0,93.
c) Los moles de agua según indica la estequiometría:
moles
0,46 (moles de H2O) · NA (moléculas/mol) = 2,8 · 1023
moléculas de H2O.
2
2
83
OL50
10
)(5
)C(1
=⇒= x
x
propanoL
molO
Hmol
L250x
O50O20
aire100
22
=⇒=
L
x
L
L
6
Se queman 10 L de propano medidos en c.n. formándose dióxido de carbono y agua. Determina el
volumen de aire medido en c.n. que será necesario emplear si la composición volumétrica del mismo es el
20 % de oxígeno.
Solución:
La ecuación de la combustión es:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Conocida la composición del aire:
de aire
 →calor
PbOg9,53
80
223
)331
=⇒= x
x
g
g
g
2O7,2
80
4,22
331·2
Lx
x
g
L
g
=⇒=
2222
10·26,7
7,24,22
=⇒= x
x
OL
atN
OL
A
7
Al tratar el nitrato de plomo (II) a elevadas temperaturas, se descompone en óxido de plomo (II), dióxido de
nitrógeno y oxígeno.
a) ¿Cuántos gramos de óxido de plomo (II) se obtendrán al descomponerse 80 g de nitrato de plomo (II).
b) ¿Qué volumen de oxígeno se recogerá en c.n.?
c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en ese volumen?
Solución:
2Pb(NO3)2 2 PbO + 4 NO2 + O2
De acuerdo con la estequiometría: 1 mol Pb(NO3)2: 1mol de PbO
Teniendo en cuenta la estequiometría: 2 moles Pb (NO3)2: 1mol de O2
átomos de O
 →calor
%9,20
)(100
)(36
)(172
2
=⇒= x
x
g
OgH
salg
mol84,1
)(136
)(1
·sal)(250 =
g
mol
g
Al calentar el yeso (sulfato cálcico dihidratado) se convierte en sulfato cálcico anhidro. Calcula:
a) El tanto por ciento en agua que pierde al transformarse en la sal anhidra.
b) Los gramos de sal hidratada que han de calentarse para obtener 250 g de sal anhidra.
c) El volumen de vapor de agua que se recogerá a 200ºC y 2 atm al calentarse la cantidad de sal hidratada
del apartado anterior.

OHmolx
mol
x
anhidrasalmol
hidratadasalmol
24 2·CaSOde84,1
84,11
1
=⇒=
5,316
1
172
84,1 =
mol
g
hidratadasalmol
7,3
18
1
·OHg66,5 2 =
g
mol
L75,71
2
)(473·
·
·
082,0·)(7,3
=






==
atm
K
Kmol
Latm
mol
p
nRT
V
8
Solución:
a) CaSO4· 2 H2O CaSO4 + 2 H2O
1 mol de sal hidratada = 172 g
1 mol de sal anhidra = 136 g
La cantidad de agua es, por tanto: 172 - 136 = 36 g
Es decir, que:
de agua
b) Calculando los moles de sal anhidra:
c) De acuerdo con la ley de conservación de la masa:
g de sal hidratada
316,5 g sal hidratada − 250 g sal anhidra = 66,5 g H2O, que expresado en moles:
moles agua
El volumen que ocupa es:
de vapor de agua
2
2
4
MnClg119,5x
150
126
1,158
=⇒=
x
g
gMnCl
gKMnO
Cl4,168
150
715
1,1582 4
2
4
gx
x
KMnOg
Clmolg
KMnOmolg
=⇒=
⋅
⋅
9
Al reaccionar el permanganato potásico con suficiente cantidad de ácido clorhídrico se produce dicloruro
de manganeso, cloruro potásico, agua y cloro.
a) Calcula la masa de dicloruro de manganeso que se obtiene si reaccionan 150 g de permanganato
potásico.
b) ¿Qué volumen de cloro se obtiene medido a 0,92 atm y 18 ºC?
Solución:
a) 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2
1 mol de KMnO4 = 158,1 g
1 mol de MnCl2 = 126 g
De acuerdo con la estequiometría:
La proporción entre el permanganato y el oxígeno es de 2 mol KMnO4 : 5 mol O2
b)
42
42
2
17,68
100
142
3,208
SONagx
x
g
SONag
BaClg
=⇒=
4
4
2
BaSOg112
100
3,233
3,208
=⇒= x
x
g
BaSOg
BaClg
g
mol
3,208
1
NaClmol07,1
54,0
2
1 2
=⇒= x
x
mol
NaClmol
BaClmol
1
0
Ha reaccionado 125 g de sulfato de sodio, Na2SO4 con 100 g de cloruro de bario, BaCl2.
a) ¿Cuántos gramos de sulfato de bario se obtienen?
b) ¿Cuántos moles se originan de cloruro de sodio?
Solución:
a) BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4
1 mol de BaCl2 = 208,3 g
1 mol de Na2SO4 = 142 g
1 mol BaSO4 = 233,3 g
Por tanto este reactivo está en exceso.
112 g·= 0,54 moles de BaSO4
b)

HClg84
50
146
87 22
=⇒= x
x
MnOg
HClg
MnOg
2
2
Clg15,12
25
71
146
=⇒= x
x
g
Clg
HClg
( ) L3,4
92,0
)(283·/082,0·)(17,0
===
atm
KmolKLatmmol
p
nRT
V
1
1
Se han tratado 25 g de cloruro de hidrógeno con 50 g de dióxido de manganeso, obteniéndose cloruro de
manganeso (II) cloro y agua. ¿Qué volumen de cloro se obtiene medido a 10ºC y 700 mm de Hg?
Solución:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
1 mol MnO2 = 87 g
4 moles de HCl = 146 g
1 mol de Cl2 = 71 g
El MnO2 es el reactivo en exceso.
que expresado en moles es 12,15 g Cl2/71 mol/g = 0,17moles, y por tanto el volumen es:
Cr171
)(250
)(522
)(152
gxx
g
g
g
=⇒=
⋅
Cr4,145x
171
85
cos100
g
x
g
realesg
teórig
=⇒=
teóricos168
)(250
)(102
)Cr(152
32
32
gx
x
g
OgAl
Og
=⇒=
32OAlg143
)(168
)(85
cos)(100
=⇒= xx
g
realesg
teórig
2432
10·53,2
)(4,1
)(·3
)(1
=⇒= xx
mol
átomosON
OmolAl
A
1
2
El trióxido de dicromo reacciona con el aluminio, en el proceso conocido por aluminotermia, obteniéndose
el metal de una elevada pureza y óxido de aluminio. Si han reaccionado 250 g de trióxido de cromo
calcula:
a) La masa de cromo obtenida.
b) El número de átomos de oxígeno, formando parte del óxido de aluminio que se han obtenido.
El rendimiento del proceso es del 85%.
Solución:
a) Cr2O3 + 2 Al → 2 Cr + Al2O3
1 mol Cr2O3 = 152 g
1 mol Cr = 52 g
teóricos
Teniendo en cuenta el rendimiento del proceso:
reales
b) 1 mol de Cr2O3 = 152 g
1 mol de Al2O3 = 102 g
Expresándolo en moles: 143 (g) / 102 (g/mol) = 1,4 moles
moléculas
Feg2,227
3256,159
6,111
32
=⇒= x
g
x
OFeg
Feg
41,3%100·
550
2,227
=
g
Feg
32
32
Femol03,2
07,4
1
2
Ox
x
mol
OFemol
Femol
=⇒=
05,3
07,4
3
4
2
=⇒= x
x
mol
Omol
Femol
Un trozo de hierro de 550 g se combina con el oxígeno del aire y se forman 325 g de óxido de hierro(III).
a) ¿Cuál ha sido el rendimiento de la reacción?
b) ¿Cuántos moles de óxido de hierro (III) se forman?
c) ¿Cuántas moléculas de oxígeno han reaccionado con el hierro?
Solución:
a) 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
2 moles de Fe = 111,6 g y 1 mol de Fe2O3 = 159,6 g. Conforme señala la estequiometría:

24
10·84,1
05,31
=⇒= x
x
mol
molecN
mol
A
1
3
Por tanto, el rendimiento del proceso será:
b) El número de moles de Fe es:
227,2 (g Fe)/55,8 (mol/g) = 4,07 moles
Por tanto, de acuerdo con la estequiometría:
c) moles
Por tanto el número de moléculas:
moléculas
Ox
x
g
OHg
CaHg
2
2
2
Hg43,21
50
18
42
=⇒=
( ) 2
2
2
Ca(OH)g1,88
50
74
42
=⇒= x
x
g
OHCag
CaHg
1
4
El hidruro de calcio reacciona con el agua y se origina hidróxido de calcio e hidrógeno. Reaccionan 50 g
de CaH2 y 80 g de H2O. Calcula los gramos de hidróxido de calcio que se obtienen.
Solución:
CaH2 + H2O → Ca(OH) 2 + H2
1 mol CaH2 = 42 g
1 mol H2O = 18 g
1 mol Ca(OH) = 74 g
Primero se ha de determinar qué reactivo es el limitante. De acuerdo con la estequiometría:
El reactivo limitante es, por tanto, el CaH2.
2
32
5
32
2
FeSkg900
10·6160
240
⇒=
OFeg
x
OFeg
FeSg
2
2
2
OL462
900
Ode4,2211
480
⇒=
⋅ x
kg
L
FeSg
L
L
x
OL
aireL
3102
46220
100
2
⇒=
1
5
La tostación de la pirita (disulfuro de hierro) origina óxido de hierro (III) y dióxido de azufre. Al reaccionar 1
tonelada de pirita se han obtenido 600 Kg de óxido de hierro (II).
a) Calcula la masa de pirita que no ha reaccionado
b) ¿Cuál es el volumen de aire medido en c.n. necesario para que se lleve a cabo la tostación?
Solución:
a) 4 FeS2 + 11 O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3
2 moles de FeS2 = 240 g
1 mol de Fe2O3 = 160 g
Por tanto: 103 kg − 900 kg = 100 kg de FeS2 no han reaccionado.
b)
Por tanto:
3
3
AgNOdeg3,21
185,143
170
=⇒= x
AgClg
x
AgClg
AgNOg
1
6
Reaccionan 30 g de nitrato de plata con cloruro de sodio. Si se obtienen 18 g de cloruro de plata, calcula la
masa de nitrato de plata que no ha reaccionado.
Solución:
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
1 mol de AgNO3 = 170 g
1 mol de AgCl = 143,5 g

Por tanto no han reaccionado: 30 g − 21,3g = 8,7 g de AgNO3
Cugx
g
x
g
g
20
)(50)(5,159
)(5,63
=⇒=
%80
100
)(20
)(25
=⇒= x
x
g
Cug
muestrag
2
2
16,20
)(20
)(64
)(5,63
SOdegx
x
Cug
SOmolg
Cumolg
=⇒=
L
mol
L
g
mol
SOg 7
1
4,22
64
1
)(16,20 2 =⋅⋅
24,8
)(92,0)(273
)(303)(1)(7
'
'
';
'
''
SOL
atmK
KatmL
pT
TpV
V
T
Vp
T
pV
=
⋅
⋅⋅
=
⋅
⋅
==
1
7
Para determinar la pureza de una muestra de Cu, se disuelven 25 g de la misma en una disolución con
suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Sabiendo que se han formado 50 g de sal, además de formarse
dióxido de azufre.
a) Determina el contenido porcentual de cobre en la muestra.
b) Calcula el volumen recogido de SO2 medido a 700 mm Hg y 30 ºC.
Solución:
a) Cu + 2 H2SO4 →CuSO4 + 2 H2O + SO2
1 mol Cu = 63,5 g
1 mol CuSO4 = 159,5 g
La estequiometría es 1 mol Cu: 1 mol CuSO4
b) 1 mol Cu: 1 mol SO2
molesLLmolvmmoles
v
moles
m 6,0)(3,0)/(2; =⋅=⋅==
338)/(63)(6,0 HNOgmolgmol =⋅
3
3
3
33 6,75;
60
126
100
2:1 HNOgx
x
g
HNOg
CaCOg
HNOmolCaCOmol ==⇒
gx
x
g
NOCamolg
CaCOmolg
4,98;
60
)(/164
/100
23
3
==
23 )(5,93
100
95
4,98 NOCadegg =⋅
2
2
3
4,13;
60
)1(4,22
)1(100
COLx
x
g
COmolL
CaOmolg
==
27,12
100
95
4,13 COLL =⋅
1
8
El nitrato de calcio se puede obtener por reacción entre el carbonato de calcio y el ácido nítrico. Si se han
añadido 60 g de carbonato de calcio a 300 mL de disolución de ácido nítrico 2 M, calcula:
a) Los gramos de sal obtenidos.
b) El volumen recogido de CO2, medido en c.n.
El rendimiento del proceso es del 95 %.
Solución:
CaCO3 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
De acuerdo con los datos de la disolución, averiguamos los gramos de HNO3:
El carbonato de calcio es el reactivo limitante.
a) De acuerdo con la estequiometría, los gramos de sal que se obtienen son:
teóricos
reales
b) El volumen de CO2, según la estequiometría del proceso, se calcula del modo siguiente:
teóricos
reales
23
23
)(5,29;
10
)(1(5,187
)1(5,63
NOCugx
x
g
NOCumolg
Cumolg
==
2
2
58,10;
10
)2(2,67
)1(5,63
NOLx
x
Cug
NOmolesL
Cumolg
==
3
3
7,39;
10
)4(252
)1(5,63
HNOgx
x
g
HNOmolesg
Cumolg
==
Se añaden 10 g de virutas de cobre a un vaso de precipitados que contiene cierto volumen de una
disolución de ácido nítrico de 1,4 g/mol de densidad y concentración del 90 % en masa. Los productos de
la reacción son el nitrato de cobre (II), dióxido de nitrógeno y agua.
a) ¿Cuántos gramos de sal se obtienen?
b) ¿Qué volumen de dióxido de nitrógeno se forma, medido en c.n.?
c) ¿Qué volumen de disolución se ha empleado en la reacción.

gx
g
x
HNOg
disolucióng
1,44;
7,3990
100
3
==
3
5,31
/4,1
1,44
; cm
mLg
g
d
m
v
v
m
d ====
1
9
Solución:
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
a) De acuerdo con la estequiometría:
b)
c)
Teniendo en cuenta la concentración de la disolución:
disolución
disolución
233
100
1
300 CaClmolesCaCOmol
g
mol
g ==⋅
22 333
1
111
3 CaClg
mol
g
CaClmol =⋅
OHmoléculasNx
x
OHmol
moléculasN
OHmol
A
A
2
22
3;
31
⋅==
HClmolx
x
mol
HClmol
CaCOmol
6;
3
2
1 3
==
L
Lmol
mol
M
molesn
V
disoluciónV
molesn
M 4
/5,1
6ºº
===⇒=
2
0
Se tratan 300 g de carbonato de calcio puro con una disolución de ácido clorhídrico 1,5 mol/L.
b) Calcula la masa de sal obtenida.
c) Las moléculas de agua que se forman.
d) El volumen de disolución consumido.
Solución:
a) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 ↑
b) 1 mol CaCO3: 1 mol CaCl2 , por tanto como el nº de moles de CaCO3 es:
c) De acuerdo con la estequiometría: 3 moles CaCO3 ; 3 moles H2O
d)
disolución HCl
HClgx
x
g
HClmolesg
MnOmolg
3,50;
30
)4(146
)1(87 2
==
mol
g
mol
g 38,1
5,36
1
)(3,50 =⋅
;6,167;
3,5030
100
disolucióngx
g
x
HClg
disolucióng
==
3
3
7,111
/5,1
6,167
; cm
cmg
g
d
m
v
v
m
d ====
2
1
El cloro se puede obtener en el laboratorio mediante la reacción entre el dióxido de manganeso con ácido
clorhídrico. Si reaccionan 30 g de MnO2, calcula el volumen de disolución que habrá que emplear si ésta
tiene una concentración del 30 % en masa y densidad 1,15 g/mL.
Solución:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
Según la estequiometría del proceso:
Teniendo en cuenta la concentración de la disolución:
por tanto, conocida la densidad de la misma:
disolución
3
3
12;
31
4
HNOmolx
mol
x
NOmol
HNOmol
==
L
Lmol
mol
M
moles
V
V
moles
M 8
/5,1
12
; ====
Cug285,7)63,5(g/mol·)(5,45,4;
32
3
==== molmolx
mol
x
NOmol
Cumol
Se hace reaccionar una disolución de ácido nítrico diluido 1,5 M con virutas de cobre, formándose tres
moles de monóxido de nitrógeno, además de nitrato de cobre (II) y agua. Calcula:
a) El volumen de disolución que se ha consumido.
b) Los gramos de cobre que han reaccionado.
c) El volumen de aire, medido en c.n., empleado para posteriormente oxidar el monóxido de nitrógeno a
dióxido de nitrógeno.

2
2
5,1;
3
1
2
Omolx
x
mol
Omol
NOmol
==
2
2
6,33;
5,1
4,22
1
OLx
x
mol
L
Omol
==
Lx
L
x
OL
aireL
168;
O6,3320
100
22
==
2
2
Solución:
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
a) de disolución
b)
c)
De acuerdo con la composición volumétrica del aire:
aire
gmLmLgvdm
v
m
d 550)(500)/(1,1; =⋅=⋅==
3
3
165;
550
30
100
HNOgx
x
g
HNOg
disolucióng
==
2
33
2
)(9,96;
165HNO126
)(74
OHCagx
HNOg
x
g
OHCag
==
23
3
23
3
)(215;
165
)(164
126
NOCagx
x
HNOg
NOCag
HNOg
==
2
3
Reaccionan 150 g de hidróxido de calcio con un volumen de 500 mL de una disolución de ácido nítrico,
cuya densidad es de 1,1g/mL y concentración del 30% en masa. Los productos obtenidos son nitrato de
calcio y agua.
a) Calcula la masa de sal obtenida.
b) Determina los gramos que sobran del reactivo que está en exceso.
Solución:
Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3) 2 + 2 H2O
En primer lugar, es preciso determinar qué reactivo está en exceso. Para ello habrá que calcular el nº de gramos
de HNO3, de acuerdo con los datos de la disolución:
Por tanto, el Ca(OH) 2 está en exceso; o dicho de otro modo el HNO3 es el reactivo limitante.
a)
b) Masa en exceso de Ca(OH) 2 = 150 - 96,9 = 53,1 g
22 4,1
293082,0
225,1
H22 Hmoles
TR
Vp
nL =
⋅
⋅
==⇔
NagmolgNamolesx
x
Hmol
Namol
4,64)/(23)(8,2
4,1)(1
)(2
2
=⋅=⇒=
%92
4,64)(70
100
=⇒= x
x
Nag
NaOHgmolgNaOHmolx
x
Hmol
NaOHmoles
112)/(40)(8,2
4,1)(1
)(2
2
=⋅=⇒=
2
4
Al reaccionar una muestra de 70 g de sodio en agua se forma hidróxido de sodio y se desprenden 22 L de
hidrógeno medidos a 20 ºC y 1,5 atm.
a) Averigua la riqueza en sodio que contiene la muestra.
b) Los gramos de hidróxido sódico formados.
Solución:
a) 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
b)
2
5
Calcula la cantidad de carbonato de sodio que se puede obtener a partir de la calcinación de 30 000 kg de
una muestra del 70 % de riqueza en bicarbonato de sodio.
Solución:

2 NaHCO3 → Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)
30 000 (kg de muestra) · 70/100 = 21 000 kg de NaHCO3 = 21 · 106
(g) /84(g/mol) = 2,5 · 105
moles
La estequiometría es 2 mol NaHCO3 : 1 mol Na2CO3 ⇒ 1,25·105
(mol Na2CO3) · 106
(g/mol) = 1,32 · 107
g
Se obtienen 13 250 kg de carbonato.
32
3
Fe10·8,2
50026,143
160
Ogx
g
x
g
g
=⇒=
g10·3,3
85
100·)(10·8,2 3
3
=
g
2
6
A 400 ºC se carga en un alto horno un mineral que contiene un 85 % en óxido de hierro (III). Al reaccionar
con monóxido de carbono, se reduce a óxido de hierro (II) y se desprende dióxido de carbono. Calcula la
cantidad de muestra de mineral añadida, si se han formado 2 500 g de óxido de hierro (II).
Solución:
Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2
1 mol de Fe2O3 = 160 g
2 mol de FeO = 143,6 g
Por tanto, la cantidad de mineral es:
de muestra
2
22
2
Clg5,372
)(500)(3,95
)(71
=⇒= x
MgClg
x
MgClg
Clg
2
2
Cldeg65,87
30
71
3,24
=⇒= x
x
Mgg
Clg
Mgg
22
2
MgClmol1,23(g/mol)3,95/)(65,117;MgClg65,117
)(30
)(3,95
)(3,24
==⇒= gx
x
Mgg
MgClg
Mgg
kJx
mol
x
MgClmol
kJ
4,789
23,11
641
2
−=⇒=
−
2
7
Para obtener cloruro de magnesio es preciso que reaccionen el magnesio y el cloro desprendiendo 641,8
kJ.
a) Escribe la ecuación termoquímica correspondiente a dicho proceso.
b) Calcula los gramos de cloro necesarios para que se formen 500 g de producto.
c) Determina cuantas kcal se desprenderán al reaccionar 30 g de Mg con 90 g de cloro.
Solución:
a) Mg (s) + Cl2 (g) → MgCl2 (s) H = -641,8 kJ/mol
b) 1 mol de Mg = 24,3 g
1 mol Cl2 = 71 g
c) Primero se identifica el reactivo limitante:
.
El magnesio es el reactivo limitante.
-789,4(kJ) · 0,24 (kcal/kJ) = -188,8 kcal
6126Cmol55,0
100180
1
OHx
g
x
g
mol
=⇒=
kcal-370,5(kcal/kJ)0,24·(kJ)1548,8-kJ8,1548
55,0
)8162
)(1 6126
==−=⇒=
−
x
x
mol
kJ
OHCmol
2
8
En la combustión de la glucosa (C6H12O6) se desprenden 2 816 kJ.
a) Escribe y ajusta la correspondiente ecuación termoquímica.
b) Al ingerir hidratos de carbono, estos se descomponen en glucosa. Si tomamos 100 g de glucosa,
expresa en kJ y kcal, la energía aportada al organismo.
Solución:
a) C6H12O6 (s) + 6 O6 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) ∆ H = -2 816 kJ/mol
b)

128108
4,2341
3,461
2
kJx
mol
x
CaCmol
kJ
=⇒=
2
9
Para que al tratar químicamente el óxido de calcio con carbono se origine carburo de calcio y monóxido
de carbono es preciso comunicar 461,3 kJ/mol de energía.
a) Escribe la ecuación termoquímica ajustada.
b) Calcula la cantidad de calor necesaria para obtener 15 kg de carburo de calcio.
Solución:
a) CaO (s) + 3 C (s) + 461,3 kJ → CaC2 (s) + CO (g)
b) 15 · 103 (g de CaC2) · 1/ 64 (mol/g) = 234,4 moles
que hay que aportar
2
66
2
66
OL2154
)(82,12
)O(168
)(1
=⇒= x
x
HCmol
L
HmolC
kJx
x
mol
kJ
HCmol
32316
5
)(2653
)(1 66
−=⇒=
−
3
0
Sabiendo que el calor desprendido en la combustión del benceno es de 781 kcal/mol:
a) Escribe la correspondiente ecuación termoquímica.
b) Determina el volumen de oxígeno medido en c.n. que se consumirá en la combustión de 1 kg de
benceno.
c) Calcula cuantos kJ se desprenderán en la combustión de 5 moles de benceno.
Solución:
a) C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 3H2O (l) ∆ H = -781 kcal/mol
b) 103 (g benceno) · 1 (mol) / 78 (g) = 12,82 moles
1 mol de benceno corresponde a 7,5 moles de O2, que ocupan 168 L en c.n.
c) -781 (kcal/mol) · 4,18 (kJ/kcal) =- 3 265 kJ/mol que es ∆ H de combustión
∑ ∑ −=−−−−++=∆−∆=∆ kJHHH reactivosproductosr 9080·5)46(4)242(6)90(4
3
1
Cuando el amoníaco se combina químicamente con el oxígeno se produce monóxido de nitrógeno y agua.
Sabiendo que el calor de formación del NO es 90 kJ/mol, el calor de formación del amoníaco es -46 kJ/mol
y el del agua es -242 kJ/mol (todos en condiciones estándar) calcula el calor de la reacción indicada.
Solución:
La ecuación es:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g)
3
2
Sabiendo que en la combustión de 1 mol de butano se desprenden 2 876,8 kJ y teniendo en cuenta que las
entalpías de formación del agua (l) vale -285,6 kJ/mol y la del dióxido de carbono es -393,4 kJ/mol, calcula
la entalpía de formación de 1 mol de butano.
Solución:
C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (l)
∆Hr = ∆Hproductos - ∆Hreactivos
-2 876,8 = 4 (-393,4) + 5 (-285,6) - ∆H (C4H10)
∆H (C4H10) = 2876,8 - 1573,6 - 1428 = -124,8 kJ/mol
3
3
Calcula la entalpía de reacción para la tostación de la pirita que origina óxido de hierro (III) y óxido de
azufre (IV) a partir de los datos que se indican al final del enunciado.
Datos: ∆H(FeS2) (s) = -178,2 kJ; ∆H(Fe2O3) (s) = -824,2 kJ; ∆H (SO2) (g) = -296,8 kJ

Solución:
La ecuación correspondiente a la tostación de la pirita es:
FeS2 (s) + 11/4 O2 (g) → 2 SO2 (g) + 1/2 Fe2O3 (s)
La entalpía de la reacción para 1 mol de pirita a presión constante es:
∆ Hr = 2 ∆ H (SO2)(g) + ½ ∆ H (Fe2O3) - [∆ H (FeS)(s) + 11/4 ∆ H (O2)(g)] =
= 2 (-296,8) + 1/2 (-824,2) - (-178,2) = -827,5 kJ/mol
3
4
Determina el valor de la entalpía de la siguiente reacción:
6 C (s) + 3H2 (g) →C6H6 (l)
Datos:
Entalpías de formación (a 25 ºC y 1 atm): H2O (l) = -285,9 kJ/mol
Entalpías de combustión: C(s) = - 393,7 kJ/mol; C6H6 (l) = 3 267 kJ/mol
Solución:
6C (s) + 2H2 (g) → C6H6 ∆Hr
A partir de las ecuaciones termoquímicas:
(I) C(s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆HI = -397,7 kJ
(II) C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 2H2O (l) ∆HII = -3 267 kJ
(III) H2(g) + ½ O2 (g) → H2 O (l) ∆HIII = -285, 9kJ
Para obtener la entalpía de reacción buscada:
∆Hr = 6 (I) + 3 (III) - (II) = 6 · (-393,7) + 3 (-285,9) - (-3 267) = 47,1 kJ/mol
kJ/mol382)287(95000
335
−=−+−=∆⇒∆−∆=∆ PClPClPClr HHHH
3
5
En la reacción entre el tricloruro de fósforo (l) y el cloro gaseoso el calor desprendido a presión constante
es de 95 kJ/mol. Sabiendo que el calor de formación a 298 K y 1 atm para el tricloruro de fósforo es -287
kJ/mol:
a) Escribe la expresión de todas las ecuaciones termoquímicas citadas
b) Determina la entalpía de formación en esas condiciones del pentacloruro de fósforo.
Solución:
a) P (s) + 3/2 Cl2 (g) → PCl3 ∆H0
= -287 kJ/mol
PCl3 (l) + Cl2 (g) →PCl5 (s) ∆Hr = -95 kJ/mol
b)
2Nmol4,13
3004,22
1
=⇒= x
L
x
L
mol
3
3
2
NHmol8,26
4,13
2
1
=⇒= x
x
mol
NHmol
Nmol
Jx
x
mol
J
NHmol 53
10·3,12
8,26
98045
1
−=⇒=
−
3
6
En la reacción de formación del amoníaco a partir del nitrógeno e hidrógeno a 20 ºC se desprenden 45 980
J/mol. ¿Qué cantidad de calor se desprenderá al reaccionar 300 L de nitrógeno medido en c.n.?
Solución:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ∆H = - 45 980 · 2 = 91 960 J
El número de moles de N2 de acuerdo con el concepto de volumen molar es:
De acuerdo a la estequiometría:
Por tanto, el calor desprendido es:
( ) 5:6:441,23:1,5:1Omoles:Hmoles:Cmoles
1
0,039
0,039
Cdemoles
Cdemoles
1,5
0,039
0,059
Cdemoles
Hdemoles
1,23
0,039
0,048
Cdemoles
Odemoles
⇒×⇒⇒⇒









==
==
==
Un compuesto contiene 0,039 moles de carbono, 0,059 moles de hidrógeno y 0,048 moles de oxígeno. Se
pide:
a) Calcular la fórmula empírica.
b) Representa dos posibles isómeros que se ajusten a la fórmula calculada.
Solución:
a) Relacionando los moles del compuesto:

3
7 La fórmula empírica del compuesto será: C4H6O5.
b) Dos posibles isómeros que se ajustan a la fórmula calculada (C4H6O5) serán:
COOH─CHOH─CH2─COOH
COOH─CH2─O─CH2─COOH
Cmol1:Hmol2Cmol
0,5
1,5
:Hmol
0,5
3
Cmol0,5:Hmol3
Cmol5,1
Cg12
Cmol1
Cg18
Hmol3
Hg1
Hmol1
Hg3
Hg31821g18
COg44
g12
gCO66
2
2
⇒⇒⇒







=⋅
=⋅
=−⇒=⋅ C
C
( ) 3
14
42
n1212n42g/mol42M
g/mol42g/mol41,86
atm1
K273
molK
latm
0,082g/l1,87
p
dRT
MdRTpMRT
V
m
pMRT
M
m
pVnRTpV
==⇒⋅+⋅=⇒=
≈=
⋅
⋅
⋅
⋅
==⇒=⇒=⇒=⇒=
3
8
Se quema una muestra de 21 g de un hidrocarburo gaseoso y se obtienen 66 g de CO2.
a) Calcula las fórmulas empírica y molecular si su densidad en condiciones normales es 1,87 g/l.
b) Indica de qué compuesto se puede tratar y escribe las fórmulas desarrollada y semidesarrollada en
cada caso.
Solución:
La reacción de combustión del carburo es: CxHy + O2 → x CO2 + y/2 H2O
Todo el C del hidrocarburo proviene del CO2, y todo el H, del H2O. Según eso el hidrocarburo tiene:
La fórmula empírica es: CH2
Para hallar la fórmula molecular utilizamos el dato de la densidad en condiciones normales:
La fórmula molecular será, por tanto: (CH2)3 = C3H6
b) Puede tratarse de un alqueno (con una sola instauración) o de un cicloalcano, pues ambos responden a la
fórmula general : CnH2n, al igual que el compuesto obtenido.
-. Si es un alqueno:
Fórmula semidesarrollada:
CH2═CH─CH3
Fórmula desarrollada:
H H H
  
C═C─C─H
 
H H
-. Si es un cicloalcano:
Fórmula semidesarrollada:
CH2
H2CCH2
Fórmula desarrollada:
H H
/
C
H─CC─H
/
H H
1
2
Cmoles0,018
Hmoles0,036
Cmoles
Hmoles
Hmoles0,036
Hg1
Hmol1
O
2
Hg18
Hg2
O2Hg0,324
Cmoles0,018
Cg12
Cmol1
2
COg44
Cg12
2
COg0,792
==
=⋅⋅
=⋅⋅
Al quemar en el laboratorio 0,252 g de un hidrocarburo líquido se han obtenido 0,792 g de CO2 y 0,324 g de
H2O. Si la masa molecular del compuesto es M = 70 g/mol:
a) Calcula la fórmula molecular.
b) Escribe los posibles isómeros de cadena abierta que se ajusten a la fórmula calculada.
Solución:
a) A partir de los datos de la combustión podemos obtener la composición de la muestra:

5
14
70
n ==
3
9
La fórmula empírica será: CH2.
La fórmula molecular será: CnH2n.
Como M = 70 g/mol: 70 = n (12 + 2 · 1)
La fórmula molecular será: C5H10.
b) Los posibles isómeros de cadena abierta que se ajusten a la fórmula calculada (C5H10) serán:
CH2═CH─CH2─CH2─CH3 1-penteno
CH2═C─CH─CH3 2-metil-1-buteno

CH3
CH3─CH═CH─CH2─CH3 2-penteno
CH3─C═CH─CH3 2-metil-2-buteno

CH3
CH2═CH─CH─CH3 3-metil-1-buteno

CH3
CH3 CH3
 
CH3─CH2─CH─CH2─CH─CH2─C─CH3
 
CH3─CH─CH3 CH3
C
P
H3 C
P
H3
 
CP
H3 - CS
H2 - CT
H - CS
H2- CT
H -CS
H2-CC
- CP
H3
 
C
P
H3? C
T
H? C
P
H3 C
P
H3
4
0
Identifica los carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios de la siguiente molécula
orgánica:
Solución:
4
1
Formula los siguientes compuestos, e indica cuáles de ellos presentan isómeros y por qué:
a) 1,1-dicloroetano.
b) 1,2-dicloroetano.
c) 1,1-dicloroeteno.
d) 1,2-dicloroeteno.
e) Dicloroetino.
Solución:
a) CHCl2─CH3; b) CH2Cl─CH2Cl; c) CCl2═CH2; d) CHCl═CHCl; e) CCl≡CCl
Los compuestos a) y b), así como los compuestos c) y d), son isómeros de posición entre ellos.
El compuesto d) no presenta isómeros.
Además, el compuesto d) presenta dos estereoisómeros correspondientes a las posibilidades cis y trans, que son
distintas y no resultan interconvertibles debido a que el doble enlace no puede girar sobre sí mismo:
Cl Cl
/
C═C
/

H H
cis-1,2-dicloroeteno
H Cl
/
C═C
/
Cl H
trans-1,2-dicloroeteno
4
2
Escribe y nombra los isómeros, sin cadenas ramificadas, de un alcohol insaturado de fórmula molecular
C4H8O.
Solución:
Los posibles isómeros estructurales son:
a) CH2═CH─CH2─CH2OH 3-buten-1-ol
b) CH3─CH═CH─CH2OH 2-buten-1-ol
c) CH3─CH2─CH═CHOH 1-buten-1-ol
d) CH2═CH─CHOH─CH3 3-buten-2-ol
e) CH3─CH═COH─CH3 2-buten-2-ol
f) CH3─CH2─COH═CH2 1-buten-2-ol
Además, los compuestos b), c) y e) presentan isomería geométrica cis-trans. Así, por ejemplo, para el compuesto
b) tendríamos:
CH3 CH2OH
/
C═C
/
H H
cis-2-buten-1-ol
CH3 H
/
C═C
/
H CH2OH
trans-2-buten-1-ol
Por ultimo, el compuesto d) tiene un carbono asimétrico, el 2, por lo que tendrá dos isómeros ópticos o
enantiómeros.
4
3
Dados los siguientes compuestos, indica cuáles son isómeros entre sí y escribe el tipo de isomería que
presentan:
a) 1-pentino.
b) 1,4-pentadieno.
c) 4-bromo-2-penteno.
d) bromociclopentano.
e) 1,3-pentadieno.
f) 3-metil-1-butino.
Solución:
Las formulas de los compuestos son:
a) CH≡C─CH2─CH2─CH3 (C5H8)
b) CH2═CH─CH2─CH═CH2 (C5H8)
c) CH3─CH═CH─CHBr─CH3 (C5H9Br)
d) Br
 (C5H9Br)

e) CH2═CH─CH═CH─CH3 (C5H8)
f) CH≡C─CH─CH3 (C5H8)

CH3
Según su fórmula podemos decir que:
a) y f) son isómeros de cadena.
a) y e) son isómeros de función.
b) y f) son isómeros de función.
e) y f) son isómeros de función.
a) y b) son isómeros de función.
b) y e) son isómeros de posición.
c) y d) son isómeros de función.
Además:
c) tiene dos isómeros geométricos cis-trans;
c) presenta isomería óptica, ya que el carbono-4 es asimétrico; y,
e) tiene dos isómeros geométricos cis-trans.
Cmol3:Hmol7C1mol:Hmol2,33Cmol
0,6
0,6
:Hmol
0,6
1,4
Cmol0,6:Hmol1,4
Cmol0,6
Cg12
Cmol1
Cg7,2
Hmol1,4
Hg1
Hmol1
Hg1,4
Cg7,21,48,6Hg1,4
OHg18
Hg2
OHg12,6
2
2
⇒⇒⇒⇒
⇒







=⋅
=⋅
=−⇒=⋅
4
4
Al quemar 8,6 g de un hidrocarburo saturado (de fórmula CnH2n+2), se forman 12,6 g de agua. Determina las
fórmulas empírica y molecular, así como la desarrollada y la semidesarrollada del hidrocarburo.
Solución:
La reacción de combustión del carburo es: CxHy + O2 → x CO2 + y/2 H2O
Todo el C del hidrocarburo proviene del CO2, y todo el H, del H2O. Según eso el hidrocarburo tiene:
La fórmula empírica es: C3H7
La fórmula semidesarrollada: (C3H7)n
Así pues, dado que la fórmula general es del tipo CnH2n + 2 deberá cumplirse que:
7 n = 2 · 3n + 2 ⇒ 7 n = 6 n + 2 ⇒ n = 2
La fórmula molecular será: C6H14 (hexano)
CH3─CH2─CH2─CH2─CH2─CH3
La fórmula desarrollada:
H H H H H H
     
H─C─C─C─C─C─C─H
     
H H H H H H
CH3

CH3 -CH -CH2 -C -CH3
 
CH3 CH3
CP
H3

CP
H3 -CT
H -CS
H2 -CC
-CP
H3
 
CP
H3 CP
H3
4
Identifica los carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios de la siguiente molécula
orgánica:
Solución:

5
1:6:2Omoles:Hmoles:Cmoles
1
6
1
5,99
0,1
0,599
Omol
Hmol
1
2
1
1,99
0,1
0,199
Omol
Cmol
⇒⇒







===
===
4
6
Un compuesto contiene 0,199 moles de carbono, 0,599 moles de hidrógeno y 0,1 moles de oxígeno. Se
pide:
a) Calcular la fórmula empírica.
b) Escribir los posibles isómeros que se ajusten a la fórmula calculada.
Solución:
a) Relacionando los moles del compuesto:
La fórmula emírica del compuesto será: C2H6O
b) Los posibles isómeros que se ajustan a la fórmula calculada (C2H6O) serán de función:
CH3─CH2OH (etanol) y CH3─O─CH3 (dimetiléter)
1:10:4
1,35
1,35
:
1,35
13,5
:
1,35
5,4
Omol:Hmol:Cmol
Omol1,35
g16
Omol1
Og21,7
Hmol13,5
g1
Hmol1
Hg13,5
Cmol5,4
g12
Cmol1
Cg64,8
⇒⇒⇒









=⋅
=⋅
=⋅
( )
g/mol73,9
l1atm
760
675
K273127
molK
latm
0,082g2
Vp
TRm
MTR
M
m
VpTRnVp =
⋅
+⋅
⋅
⋅
⋅
=
⋅
⋅⋅
=⇒⋅⋅=⋅⇒⋅⋅=⋅
4
7
Un compuesto orgánico contiene un 64,8 % de carbono, un 13,5 % de hidrógeno y el resto es oxígeno. Si a
la temperatura de 127 ºC, 2 g de ese compuesto recogidos en un matraz de 1 litro, ejercen una presión de
675 mm Hg, se pide:
a) Calcular la fórmula empírica y molecular.
b) Escribir cuatro posibles isómeros que se ajusten a la fórmula molecular calculada.
Solución:
a) En función de la composición centesimal, determinamos la fórmula empírica del compuesto:
La fórmula empírica del compuesto será: C4H10O
Para hallar la fórmula molecular, calculamos la masa molecular (M) aplicando la ecuación de los gases.
Como la masa de la fórmula empírica es: 4 · 12 + 10 · 1 + 1 · 16 = 74 g/mol: ambas masas coinciden.
b) Cuatro posibles isómeros que se ajustan a la fórmula calculada (C4H10O) serán:
CH3─CH2─CH2─CH2OH 1-butanol
CH3─CH2─CHOH─CH3 2-butanol
CH3─CH2─O─CH2─CH3 dietiléter
CH3─O─CH2─CH2─CH3 metilpropiléter
OH
2
y
COxOHC 222yx +→+
C1mol:Hmoles2Cmoles
0,015
0,015
:Hmoles
0,015
0,03
Cmoles0,015:Hmoles0,03
Cmoles0,015
Cg12
Cmol1
Cg0,18
Hmoles0,03
Hg1
Hmol1
Hg0,03
Hg0,030,180,21Cg0,18
COg44
Cg12
COg0,66
2
2
⇒⇒⇒







=⋅
=⋅
=−⇒=⋅
g/mol42g/mol41,86
atm1
K273
molK
latm
0,082g/l1,87
p
dRT
MdRTpM
RT
V
m
pMRT
M
m
pVnRTpV
≈=
⋅
⋅
⋅
⋅
==⇒=
=⇒=⇒=
Se quema una muestra de 0,21 g de un hidrocarburo gaseoso y se obtienen 0,66 g de dióxido de carbono.
Calcula las fórmulas empírica y molecular si su densidad en condiciones normales es 1,87 g/L.
Solución:
La reacción de combustión del hidrocarburo es:
Todo el C del hidrocarburo proviene del CO2, y todo el H del agua. Según eso:
Para hallar la fómula molecular utilizamos el dato de la densidad en condiciones normales:
Como M = 42 g/mol se tiene: 42 = n · (12 + 2 · 1) ⇒
La fórmula molecular será: C3H6

3
14
42
n ==
4
8
rohidrocarbumoles0,5
rohidrocarbug81
mol1
rohidrocarbug40,5 =⋅
22 Imol1
g260
mol1
Ig260 =⋅
4
9
Se hacen reaccionar 40,5 g de un hidrocarburo etilénico de masa molecular 81 g/mol, con 300 g de yodo.
Cuando ha reaccionado todo el hidrocarburo quedan 40 g de yodo sin reaccionar. ¿Cuántos dobles
enlaces tiene el hidrocarburo?
Solución:
La reacción de adición al doble enlace es de la forma: R─HC═CH─R´ + I2 → R─HC─CH─R´
 
I I
Es decir, por cada doble enlace se adiciona una molécula de yodo. Según eso:
La cantidad del I2 que ha reaccionado es: 300 - 40 = 260 g I2.
Por tanto:
Si el hidrocarburo tuviera sólo un doble enlace, los 0,5 moles de hidrocarburo hubieran añadido 0,5 moles de
yodo; como han añadido un mol, el hidrocarburo tiene dos dobles enlaces.
( ) 66ClHCmol,3410
g/mol291
g0103
g/mol635,561612
g3010
M
m
n 6==
⋅+⋅+⋅
==
2
666
2
666
Clmoles,0331334,10x
x
ClHCmoles10,34
Clmoles3
ClHCmol1
=⋅=⇒=
2
22
ClL09,6954,2203,31V
V
Clmoles31,03
L22,4
Clmol1
=⋅=⇒=
34,10x
x
ClHCmoles10,34
HCmol1
ClHCmol1
666
66
666
=⇒=
( ) g52,806g/mol61612moles34,10Mnm =⋅+⋅⋅=⋅=
5
0
Por adición de cloro al benceno (en presencia de luz ultravioleta) se obtiene hexaclorociclohexano. Si se
obtienen 3010 g de hexaclorociclohexano, se pide:
a) Escribir la reacción ajustada.
b) Calcular el volumen de cloro utilizado, en condiciones normales, para que tenga lugar la reacción.
c) Calcular los gramos de benceno empleados.
Solución:
Luz U.V.
a) La reacción ajustada: C6H6 + 3Cl2 (g) --> C6H6Cl6
b) Los moles de hexacolociclohexano:
Según la estequimetría de la reacción:
En condiciones normales:
c) Según la estequiometría de la reacción: moles de benceno.
La masa de benceno es:
6,41
g/mol78
g500
M
m
n ===
2
2
Hmol19,23341,6x
x
bencenomol6,41
Hmol3
bencenomol1
=⋅=⇒=
2
22
HL430,75V
V
Hmos19,23
L22,4
Hmol1
=⇒=
5
1
Por adición de hidrógeno al benceno (en presencia de níquel y a altas presiones y temperaturas) se
obtiene ciclohexano. Si se parte de 500 g de benceno, se pide:
b) Calcular el volumen de hidrógeno necesario, en condiciones normales, para que tenga lugar la
reacción.
Solución:
a) La reacción ajustada: C6H6 + 3H2 (g) ---> C6H12
b) Los moles que se emplean de benceno son: moles de benceno
Según la estequiometría de la reacción:
c) En condiciones normales y según la estequiometría de la reacción:

( )
ClHCmol,433
g/mol291
g1000
g/mol635,561612
g1000
M
m
n 66==
⋅+⋅+⋅
==
2
666
2
666
Clmol10,29343,3x
x
ClHCmos3,43
Clmol3
ClHCmol1
=⋅=⇒=
2
ClL123,61V
2
2930,08210,29
p
TRn
VTRnVp =⇒
⋅⋅
=
⋅⋅
=⇒⋅⋅=⋅
5
2
Por adición de cloro al benceno (en presencia de luz ultravioleta) se obtiene hexaclorociclohexano. Si se
obtiene 1 kg de hexaclorociclohexano, se pide:
b) Calcular el volumen de cloro utilizado, a 2 atm de presión y 20 ºC, para que tenga lugar la reacción.
Solución:
Luz U.V.
a) La reacción ajustada: C6H6 + 3 Cl2 (g) --> C6H6Cl6
Los moles de hexaclorociclohexano son:
Para cualquier volumen:
22HCmoles0,036
K293
molK
latm
0,082
00,92atm0,94
RT
pV
nnRTpV =
⋅
⋅
⋅
⋅
==⇒=
22 CaCg3,2
mol1
g64
CaCmoles0,036 =⋅
%76,7x
x
100
2,3
3
=⇒=
5
3
El acetileno (etino) se obtiene por hidrólisis del carburo de calcio según la reacción siguiente:
CaC2 + 2H2O → CH ≡ CH + Ca(OH) 2
Halla el porcentaje de pureza del carburo cálcico comercial sabiendo que se necesitan 3 g de dicho
producto para obtener 920 cm3
de acetileno, medido a 20 ºC y 0,94 atm.
Solución:
Los moles de acetileno obtenidos son:
La relación estequiométrica entre el CaC2 y el C2H2 es 1:1, por tanto se tienen que partir de 0,036 moles de CaC2.
La masa del CaC2, sabiendo su masa molecular (M = 64 g/mol) será:
Por tanto, la pureza de la muestra será:
1
2
Cmoles0,36
Hmoles0,72
Cmoles
Hmoles
Hmoles0,72
Hg1
Hmol1
OHg18
Hg2
OHg6,48
Cmoles0,36
Cg12
Cmol1
COg44
Cg12
COg15,84
2
2
2
2
==
=⋅⋅
=⋅⋅
( ) 10
14
140
n1212n014g/mol140M ==⇒⋅+⋅=⇒=
5
4
Al quemar en el laboratorio un hidrocarburo líquido se han obtenido 15,84 g de dióxido de carbono y 6,48
g de agua. Si la masa molecular del compuesto es M = 140 g/mol, calcula las fórmulas empírica y
molecular.
Solución:
A partir de los datos de la combustión podemos obtener la composición de la muestra:
La fórmula empírica será: CH2.
La fórmula molecular será: (CH2)n
Como:
42,3
g/mol78
g3300
M
m
n ===
2
2
Hmol126,9342,3x
x
bencenomol42,3
Hmol3
bencenomol1
=⋅=⇒=
2
HL1019,1V
3,4
3330,082126,9
p
TRn
VTRnVp =⇒
⋅⋅
=
⋅⋅
=⇒⋅⋅=⋅
3,42x
x
bencenomo42,3
ociclohexanmol1
bencenolmo1
=⇒=
( ) g2,5533g/mol121612moles3,42Mnm =⋅+⋅⋅=⋅=
Por adición de hidrógeno al benceno (en presencia de níquel y a altas presiones y temperaturas) se
obtiene ciclohexano. Si se parte de 3,3 kg de benceno, se pide:
b) Calcular el volumen de hidrógeno necesario, a 3,4 atm y 333 K, para que tenga lugar la reacción.
c) Calcular los gramos de ciclohexano obtenidos.
Solución:
Ni / p y T
a) La reacción ajustada: C6H6 + 3H2 (g) ---> C6H12
b) Los moles que se emplean de benceno son: moles de benceno

5
5 Para calcular el volumen:
c) Según la estequiometría de la reacción: moles de ciclohexano
La masa será: de ciclohexano
OH
2
y
COxOHC 222yx +→+
Cmol1:Hmoles2Cmoles
0,45
0,45
:Hmoles
0,45
0,9
Cmoles0,45:Hmoles0,9
Cmoles45,0
Cg12
Cmol1
Cg5,4
Hmoles0,9
Hg1
Hmol1
Hg0,9
Hg9,04,53,6Cg4,5
COg44
Cg12
COg19,8
2
2
⇒⇒⇒







=⋅
=⋅
=−⇒=⋅
6
14
84
n ==
5
6
Se quema una muestra de 6,3 g de un hidrocarburo gaseoso y se obtienen 19,8 g de dióxido de carbono.
Calcula las fórmulas empírica y molecular si su peso molecular es M = 84 g/mol.
Solución:
La reacción de combustión del hidrocarburo es:
Todo el C del hidrocarburo proviene del CO2, y todo el H del agua. Según eso:
Como M = 84 g/mol se tiene: 84 = n · (12 + 2 · 1) ⇒
0,027
L22,4
mol1
COL0,6COmL600 22 =⋅⇒
g3,24
mol1
g60
=
%2,7100
120
g3,24
=⋅
5
7
Se trata con carbonato cálcico un exceso en volumen de 120 mL de un vinagre y se recogen 600 mL de
dióxido de carbono medido en condiciones normales. Calcula la riqueza del ácido acético que tiene ese
vinagre de densidad 1 g/mL.
Solución:
La reacción que tiene lugar es: 2 CH3─COOH + CaCO3 → (CH3─COO) 2Ca + CO2 + H2O
Los 600 mL de CO2 equivalen a:
moles de CO2.
Según la estequiometría: 0,027 moles de CO2 se corresponden con 0,054 moles de ácido acético
La masa de ácido es: 0,054 moles de ácido · de ácido acético
La riqueza es: de riqueza
puroacéticoácidomoles83,5
acéticog60
acéticomol1
comercialacéticog100
puroacéticog70
comercialacéticog500 =⋅⋅
comercialetanolg5,792
puroetanolg96
comercialetanolg100
etanolmol1
etanolg46
puroetanolmoles5,83 =⋅⋅
5
8
Con la oxidación del etanol se obtiene ácido acético (etanoico). Calcula los gramos de alcohol del 96 %
que se necesitan para obtener 500 g de un ácido acético del 70 % de pureza.
Solución:
La reacción de oxidación del etanol a ácido acético es: CH3─CH2OH + O2 → CH3─COOH + H2O
Los moles de ácido acético que se obtienen, serán:
Como la estequiometría es 1:1 se tiene:
O0,77g0,0590,471,3
Hg0,059
O
2
Hg18
Hg2
O
2
Hg0,53
Cg0,47
2
COg44
Cg12
2
COg1,72
=−−⇒







=⋅
=⋅
Al quemar 1,3 g de un hidroxiácido orgánico diprótico se obtuvieron 1,72 g de dióxido de carbono.
Determina su fórmula empírica.
Solución:
Al quemarse el compuesto orgánico, todo el carbono que se obtiene proviene de dicho compuesto, al igual que el
hidrógeno del agua. Según eso:










=⋅
=⋅
=⋅
Omoles0,048
Og16
Omol1
Og0,77
Hmoles0,059
Hg1
Hmol1
Hg0,059
Cmoles0,039
Cg12
Cmol1
Cg0,47
5:6:41,23:1,5:1
0,039
0,048
:
0,039
0,059
:
0,039
0,039
Omoles:Hmoles:Cmoles ⇒⇒⇒
5
9
Calculamos la fórmula empírica:
La fórmula será: C4H6O5.
( )
74,2
g/mol73
g200
g/mol141671312
g200
M
m
n ==
++⋅+⋅
==
( ) 88,43V
1,5
022730,0822,74
p
TRn
VTRnVp =⇒
+⋅⋅
=
⋅⋅
=⇒⋅⋅=⋅
6
0
Una reacción típica de las amidas es la degradación de Hofmann. La propilamida se degrada a etilamina
según la reacción siguiente:
CH3─CH2─CONH2 + NaOBr → CH3─CH2─NH2 (g) + CO2 + NaBr
Calcula el volumen del gas etilamina que se obtiene, a partir de 200 g de propilamida, a 1,5 atm y 20 ºC.
Solución:
La reacción ajustada: CH3─CH2─CONH2 + NaOBr → CH3─CH2─NH2 (g) + CO2 + NaBr
Los moles que se emplean de propilamida son: moles
Según la estequiometría de la reacción se tienen 2,74 moles de etilamina.
El volumen será: L de etilamina
( )
54,2
g/mol59
g150
g/mol141651212
g150
M
m
n ==
++⋅+⋅
==
( ) 4,152g/mol60moles2,54g/mol21641212moles54,2Mnm =⋅=⋅+⋅+⋅⋅=⋅=
2
NL9,65,42254,2V =⋅=
6
1
Las amidas reaccionan con el ácido nitroso para formar un ácido carboxílico, agua y nitrógeno (gas). Si
partimos de 150 gramos de etanamida, se pide:
b) Calcular, en gramos y moles, la cantidad de ácido etanoico que se obtiene.
c) Calcular el volumen de nitrógeno que se desprende en condiciones normales.
Solución:
a) La reacción ajustada: CH3─CONH2 + HNO2 → CH3─COOH + H2O + N2 (g)
b) Moles que se emplean de etanamida:
moles de etanamida
Y según la estequiometría de la reacción que es de 1:1 se tienen 2,54 moles de ácido etanoico.
La masa es: g de ácido etanoico.
c) Según la estequiometría de la reacción, el volumen que se corresponde con 2,54 moles de N2 es:
( ) 740g/mol74moles10g/mol21661312moles10Mnm =⋅=⋅+⋅+⋅⋅=⋅=
( ) 4,132V
2
502730,08210
p
TRn
VTRnVp =⇒
+⋅⋅
=
⋅⋅
=⇒⋅⋅=⋅
6
2
Las amidas reaccionan con el ácido nitroso para formar un ácido carboxílico, agua y nitrógeno (gas). Si
partimos de 10 moles de propanamida, se pide:
b) Calcular, en gramos y moles, la cantidad de ácido propanoico que se obtiene.
c) Calcular el volumen de nitrógeno que se desprende a 2 atm y 50 ºC.
Solución:
a) La reacción ajustada: CH3─CH2─CONH2 + HNO2 → CH3─CH2─COOH + H2O + N2 (g)
b) Según la estequiometría se necesitan 10 moles de ácido propanoico para los 10 moles de propanamida.
La masa es: g de ácido propanoico

c) El volumen de los 10 moles es: L de N2
( )
03,22
g/mol59
g1300
g/mol141651212
g1300
M
m
n ==
++⋅+⋅
==
56,493,42203,22V =⋅=
6
3
Una reacción típica de las amidas es la degradación de Hofmann. La etilamida se degrada a metilamina
según la reacción siguiente:
CH3─CONH2 + NaOBr → CH3─NH2 (g) + CO2 + NaBr
Calcula el volumen del gas metilamina que se obtiene, a partir de 1,3 kg de etilamida, en condiciones
normales.
Solución:
La reacción ajustada: CH3─CONH2 + NaOBr → CH3─NH2 (g) + CO2 + NaBr
Los moles que se emplean de etilamina son: moles de etilamina
Según la estequiometría se obtienen 22,03 moles de metilamina
En condiciones normales: L de metilamina

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