En el caso del cobalto, al estar formado por un único isótopo, la ...

1
En el caso del cobalto, al estar formado por un único isótopo, la
masa del cobalto natural coincide con la del isótopo:
Ar (Co) = 58,9332 uma

1
Ar(
Ni)
En el caso del níquel tendremos que hacer una media proporcional a las
masas relativas de sus isótopos y la abundancia relativa.
57,
9353
68,
274
59,
9332
26,
095
Ar(
Ni)
60,
9310
100
55,
68
1,
134
61,
9283
3,
593
63,
9280
0,
904

2
Vamos a aplicar la fórmula:
Ar
% abundancia
107,
87
106,
905
isotopo i
106,
905
51,
75%
x
masa
100
108,
905 ( 100
100
y
atómica
108,
905
x)
relativa
48,
25%
isotopo
i

3
Moles de agua Moléculas de
agua
3
N( H2O) 3 mol H2O m( H2O) 3 mol H2O 1,3· 10 25
23
6,02 10 .
1
18 g H O
24
N( H) 1,8 10 moléc. H2O 1
2
molH O
2
Gramos de agua Átomos de
hidrógeno
moléc H O
molH O
2
2
54g H2O 2 at. H
1 moléc. H O
2
250
24
1,8 10 .
24
3,6 10 at. H
1,5 · 10 33
moléc H O
2

3
Moles de agua Moléculas de
agua
Gramos de agua Átomos de
hidrógeno
3 1,8·10 24 54 3,6·10 24
21,58 1,3· 10 25 388,5 2,6·10 25
13,9 8,3·10 24 250 1,67·10 25
1,25·10 9 7,5·10 32 2,24·10 10 1,5 · 10 33

4
mL
g
1
mL
1000
litro
1
litro
1
dm
1
dm
1000
m
1
kg
1
g
1000
m
kg
1000
3
3
3
3
O
H
moléculas
10
67
,
1
g
18
.
molec
10
023
,
6
O
H
g
5 2
23
23
2
mL
5
en
O
H
de
g
5
mL
5
mL
g
1
2

5
1,
0
Lo único que hay que hacer es pasar los gramos de H
a número de átomos de H, utilizando el factor de
10
6
g
6,
023
10
1
conversión:
1 gramo de H = 6,023·10 23 átomos de H
23
g
atomos
H
H
6,
02
10
17
atde
H.

6
180 g C6H12O6
100
Para el C x 40,
0%
C
72 g C x
Para el H
Calculamos la masa molar de la glucosa: 180 g/mol
Ahora averiguamos el tanto por ciento en masa de cada elemento que
forma parte de la glucosa
180 g C6H12O6
12
g
H
100
Para el O 100 – 40,0 – 6,7 = 53,3 % O
x
x
6,
7%
H

7
Todo el yodo se encuentra dentro del yoduro. De los 103,2 g de
yoduro formado, 94,2 g corresponden al yodo
94,2
I % 100 91,27%
103,2
9
Mg%
100 8,72% o simplemente 100 91,27 8,72%
103,2

8
Partimos de la misma cantidad de pirita y magnetita y vemos que muestra contiene
más hierro.
100 g de pirita (90% en FeS 2 ) 90 g de FeS 2
119,9 gdeFeS 90gdeFeS
2 2
55,9gdeFe
x gdeFe
41,95gdeFe
100 g de magnetita (85% en Fe 3 O 4 ) 85 g de Fe 3 O 4
231,7gdeFe 3O4 85gdeFe 3O4 167,7gdeFe x gdeFe
61,52g deFe
Sacamos más hierro de la muestra de magnetita (más rentable)

9
Cuando tenemos como dato la composición centesimal del compuesto hay
que dividir el porcentaje de cada elemento entre su masa atómica relativa,
C = 12, H = 1 y O = 16, y así, obtenemos la relación numérica entre los
átomos del compuesto.
C
H
O
40
3,
3
12
6,
7
1
53,
3
16
6,
7
3,
33
F.M. = (F.E.) x
Ahora hay que
conseguir números
enteros, es decir,
sin decimales. Para
ello dividimos cada
uno de los
resultados por el
número menor.
donde
x
C
H
O
M(
F.
M.)
M(
F.
E.)
3,
3
3,
3
6,
7
3,
3
3,
3
3,
3
¿?
30
1
2
1
F.E. CH 2O
M (F.E.) = 30

9 F.M. = (F.E.) x donde
n
m
2,
4
x
M(
F.
M.)
M(
F.
E.)
¿?
30
Para calcular la masa molecular de la formula
empírica necesitamos los gramos y los moles
10
24·10
-3
M
20
molec
gramos
( F.
M.)
x
6,
023
m
n
4
1mol
10
24
10
M(
F.
M.)
M(
F.
E.)
23
10
4
molec
3
g
moles
60
30
F.M. = C 2 H 4 O 2
2
4
10
4
60 g/
mol
moles

10
C
H
O
48,
7
12
8,
1
1
43,
2
16
Dividiendo el tanto por ciento de cada elemento entre su
masa atómica relativa C = 12, H = 1 y O = 16, obtenemos la
8,
1
4,
05
2,
7
relación numérica de átomos
Si dividimos por la
cantidad más pequeña,
obtenemos la proporción
que hay entre los átomos
de los distintos
C
H
O
1,
5
3
1
H
4,
05
2,
7
8,
1
2,
7
2,
7
elementos: O 1
2
2
2
6
2
3
. E . F
C
C
3
2,
7
H
6
O
2
M(F.E.) = 74 g/mol
3
1,
5
Multiplicamos
por dos para
conseguir
números
enteros

10
La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica
F.M (C 3 H 6 O 2 ) x donde
M(
F.
M.)
gramos
mol
x
73,
92
74
x
3,
3
L
M(
F.
M.)
M(
F.
E.)
g
ds
ds
F.E. = F.M. C 3 H 6 O 2
1
22,
4
mol
M(
F.
M.)
L
74
73,
92g/
mol

11
M
P
M
v
m
P
m
n
R
n
v
R
T
n
T
m
M
P
Despejando M
1
0,
082
1,
01
v
350
0,
0615
m
M
R
T
462
g/
mol

11 En lugar de hacer el sistema entre las dos fórmulas, podemos trabajar
con ellas por separado
M
donde, m = 1 gramo y los moles (n) los sacamos de P · v = n · R · T
n
P
R
v
T
1,
01 0,
0615
0,
082 350
m
n
2,
164
10
3
moles
Ahora ya podemos calcular la masa molar (gramos/mol)
M
m
n
2,
164
1
10
3
462,
1
g/
mol

11
El enunciado del problema nos proporciona la composición centesimal
del cloruro de mercurio:
Hg: 84,7 % y Cl: 100 - 84,7 = 15,03 %
Dividimos el tanto por cien de cada elemento entre su masa atómica
(Hg: 200,6 y Cl: 35,5)
Hg
Cl
84,
97
200,
6
15,
03
35,
5
0,
423
0,
423
Como el resultado son números enteros ya tenemos la fórmula empírica:
F.E. HgCl
1
1

11
La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica
x
F.M. (HgCl) x
M(
F.
M.)
M(
F.
E.)
462,
04
236,
1
F.M. = Hg 2 Cl 2
2

12
En las reacciones de combustión de un compuesto orgánico, todo el
carbono pasa a CO 2 y todo el hidrógeno pasa a H 2 O.
3
g
0,
816
CO
g
2
H
2
O
12
44
g
18
g
2
C
CO
g
g
2
H
H
O
0,
818
g
0,
09
Calculamos la cantidad de oxígeno por diferencia:
2 g vitamina C – 0,818 g C – 0,09 g H = 1,091 g O
2
C
g
H

12 Hallamos el número de moles de átomos de cada sustancia:
C
H
0,
818
12
0,
09
1
0,
068 mol C
0,
09 mol H
Si dividimos por la
cantidad más pequeña,
obtenemos la
proporción que hay
C
H
0,
068
0,
068
0,
09
0,
068
1
1,
32
O
1,
092
16
0,
068 mol O
entre los átomos de los
distintos elementos: O
0,
068
0,
068
1
Multiplicamos por tres para conseguir números enteros
O
1,
32
Por tanto, la fórmula empírica del compuesto es: C 3 H 4 O 3
C
H
1
1
3
3
3
3
3
4
M (F.E.) = 88 g/mol

12
F.E. C 3 H 4 O 3 M (F.E.) = 88 g/mol
La fórmula molecular ha de ser un múltiplo de la fórmula empírica
Probamos multiplicando, la masa de la fórmula empírica, por 1, 2, 3, …,
1 · 88 = 88
2 · 88 = 166
3 · 88 = 264
F.M. (C 3 H 4 O 3 ) x
M (F.M.) = x · M (F.E.)
hasta que salga una masa molar entre 150 y 200.
M (F.M.) = 2 · M (F.E.)
F.M. = C 6 H 8 O 6

13
En las reacciones de combustión de un compuesto orgánico, todo el
carbono pasa a CO 2 y todo el hidrógeno pasa a H 2 O.
3
g
CO
1,
842
2
g
H
44
2
12
O
g
g
18
C
CO
2
g
2
g
H
H
2
0,
818
O
g
C
0,
204
Calculamos la cantidad de oxígeno por diferencia:
1,570 g compuesto - 0,818 g C – 0,204 g H = 0,548 g O
g
H

13 Hallamos el número de moles de átomos de cada elemento,
0,
818
12
0,
204
1
0,
548
16
dividiendo la masa de cada elemento entre su masa atómica:
0,
068
0,
204
0,
034
mol
mol
mol
C
H
O
Si dividimos por la
cantidad más pequeña,
obtenemos la proporción
que hay entre los
átomos de los distintos
elementos:
Por tanto, la fórmula empírica del compuesto es:
C 2 H 6 O ; (F.E.) = 46 g/mol
C
H
O
0,
068
0,
034
0,
204
0,
034
0,
034
0,
034
2
6
1

13
T
P
V
Aplicando la ecuación de los gases perfectos:
14º
C
0,
977
216cm
at
3
M(
F.
M.)
PV
nR
T
gramos
mol
n
0,
977
0,
082
cuya masa es 0,412 g
x
8,
96
0,
412
45,
98
46
10
1
3
F.M. = C 2 H 6 O
g
0,
216
287
mol
8,
96
10
3
45,
98g/
mol
moles

14
En las reacciones de combustión de un compuesto orgánico, todo el
carbono pasa a CO 2 y todo el hidrógeno pasa a H 2 O.
3,
967
1,
082
g
g
CO
H
2
2
O
18
12
44
2
g
g
g
g
H
H
C
CO
2
O
1,
081
0,
120
Calculamos la cantidad de O por diferencia
2,885 g de ácido - 1,081 g C - 0,120 g H = 1,684 g O
2
g
g
C
H

14 Hallamos el número de moles de átomos de cada sustancia:
C
H
O
1,
081
12
0,
120
1
1,
684
16
0,
090
0,
120
0,
105
mol
mol
mol
C
H
O
Si dividimos por la
cantidad más pequeña,
obtenemos la proporción
que hay entre los átomos
de los distintos elementos:
0,
090
0,
090
0,
120
0,
090
0,
105
0,
090
Multiplicamos por seis para conseguir números enteros
C
H
O
1
6
1,
3
1,
16
6
6
6
7,
8
6,
96
Por tanto, la fórmula empírica del compuesto es:
C 6 H 8 O 7 Cuya masa molar es 192
8
7
C
H
O
1
1,
3
1,
16

14
1,
95
La fórmula molecular ha de ser un múltiplo de la fórmula empírica
10
F.
M.
2
( C
moles
litro
M(
F.
M.)
6
H
8
O
7
)
x
0,
85litros
gramos
mol
x
donde
3,
187
0,
016
199,
18
192
x
0,
016moles
gramos
mol
1
F.M. = F.E. = C 6 H 8 O 7
M(
F.
M.)
M(
F.
E.)
M(
F.
M.)
192
que equivalen a 3,187 gramos
199,
18g/
mol

15
n(
CaSO
n(
H
2
O)
4
)
Sal hidratada - Sal anhidra = agua
2,
588
0,
685
g
3,273 g - 2,588 g = 0,685 g
g
1mol
18
1mol
136
g
g
0,
038
0,
019
CaSO 4 · 2H 2 O
0,
019
0,
019
0,
038
0,
019
1
2
( CaSO
4
)
1
( H
2
O)
2

16
H
O
C
4,
80
1
76,
15
16
19,
05
12
C x H y O z · wH 2 O
4,
80/
1,
59
4,
76/
1,
59
1,
59/
1,
59
3,
02
1
2,
99
Con 3 hidrógenos, como mucho, se pueden formar 1 H 2O
F.E. CHO 2 · H 2 O ; M(F.E.) = 63 g/mol
3
3

16
F. M. = (F.E.) x = (CHO 2 · H 2 O) x
x
M(
F.
M.)
M(
F.
E.)
126
63
2
F.M. C 2 H 2 O 4 · 2 H 2 O

17
C%
m
m
d
d
s
m
m
1,
06g/
s
ds
35g
5g
H
2
HCl
100
O
cm
3
5
40
m
ds
100
40g
12,5 %

17
Otra forma de hacerlo:
m
m
d
d
s
35g
5g
1,
06g/
Teniendo en cuenta la densidad 1,06 g/cm 3 y la riqueza calculada en el
apartado anterior, 12,5 %:
H
2
HCl
O
cm
3
1,
06
m
cm
ds
3
g ds
ds
40g
12,
5
g s
100 g ds
40g
10
3
1cm
1L
3
1,
06g
cm
5
3
10
g
0,
0378
1L
3
L
cm
132,5 g/L
3
132,
5
0,
0378
g/
L
L

17
Conociendo el dato calculado en el apartado
anterior, 132,5 g/L, lo único que hay que hacer es,
pasar los gramos a moles utilizando la masa molar
del soluto (HCl : 36,45 g/mol)
132,
5
L
g
1mol
36,
45g
3,63 mol/L

18
23 %
0,914 g/mL
23gsoluto
100g
ds
Primero calculamos la molaridad de la disolución que
23 g NH
tenemos, a partir de, su riqueza, 3 , la
100g
disol.
densidad
0,
914 gdisol
y la masa molar del NH3 1 mL disol.
0,
914
1
g
mL
ds
1mol
17 g
12,36 M
1000mL
1L
12,
36moles
/ L
17 g
1
mol

18
¿v?
12,36 M
v 1
v 1
n 1 = n 2
(V · M) 1 = (V · M) 2
12,
36
200
M
mL
12,
36
200
M
M
mL
Ponemos 64,7 mL de disolución y
enrasamos con agua hasta 200 mL.
4
200 mL
4 M
4
64,
7
M
mL
Cuando preparamos una disolución
menos diluida a partir de otra más
diluida lo único que hacemos es
añadir agua pero la cantidad de
moles de soluto es la misma antes
y después, la única diferencia es
que después esos moles están más
diluidos
¿v?
12,36 M
64,7 mL
200 mL
4 M
H 2O

19
Primero calculamos la molaridad de la disolución de H 3 PO 4 que tenemos, a
partir de, su riqueza ,
60 g H3PO4
la densidad 1,
64g
disol.
y la masa
100 gdisol
.
3
1 cm disol.
molar del H3PO 98g
4
1 mol
50 mL
60%
1,64 g/cm 3
60 g soluto
100 g ds
1,
64
cm
M 1
3
g ds
ds
98g
1mol
H
3
10 moles / L
PO
4
1000 cm
1L
3
V 1= 50 mL
M 1 = 10 mol/L
10 moles / L

19
V 1= 50 mL
M 1 = 10 mol/L
M
2
Añadimos agua
El número de moles de
soluto no varia
v
1
v
M
2
n 1 = n 2
(M · v) 1 = (M · v) 2
1
50mL
M 2 = 1 mol/L
V 2= 500 mL
M 2 = ¿? mol/L
10M
500mL
Aunque el resultado estaba claro, si se diluye 10 veces (50 mL 500 mL)
la molaridad disminuye 10 veces (10 M 1 M)
Al añadir agua, aumenta el
volumen de la disolución
pero el número de moles
de soluto permanece
invariable y por tanto
ahora la concentración
será menor

20
1:
2:
3:
n(
CH
n(
O
2
N(
O)
4
)
)
32g
CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O
32 g
2moles
1mol
16g
CH
4
2
2mol
1mol
moles
O
2
CH
4
CH
4
4moles
23
6,023 10 molec. O2
24
2 2 2
1mol O2
N(O ) 4molesO 2,41 10 moléculas O
2,
41
1
moles
10
24
2
3
moles
moléculas
O
2
1
2
O
átomo
molécula
2
O
O
2
4,
82
10
24
átomo
O

20
T = 20 + 273 = 293 K
P
912
n = 4 mol O 2
R
0,
082
mmHg
CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O
atm L
K mol
1
760
4 mol
atm
mmHg
1,
2
atm
v
v
4
n
R
P
0,
082
1,
2
T
V = 80,1 L O 2
293

20
n(
CO
2
v(
CO
2
)
)
m(
CO
2
)
CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O
2 mol
2moles
2moles
2moles
CH
CO
4
2
CO
1mol
1mol
22,
4
2
1
mol
44
CO
CH
2
4
LCO
g
1mol
CO
2
2
CO
CO
2
2
2moles
44,
8
88
g
L
CO
CO
2
CO
2
2
Directamente se puede
averiguar, viendo los
coeficientes
estequiometricos, que a
patir de 2 moles de CH 4 se
obtendrán 2 moles de CO 2.

21
2 NH 4NO 3 (s) 2 N 2 (g) + 4 H 2O (g) + O 2 (g)
10.000 g
n(NH4NO 3) 10.000 g NH4NO3 Calculamos los moles de nitrato (80 g/mol)
1mol NH NO
4
80 g NH NO
4
3
3
125 moles NH NO
Calculamos los moles de todos los gases que se obtienen a partir de 2 moles de nitrato
(2 moles de nitrato 7 moles de gases)
125 moles NH NO
2 NH 4NO 3 (s) 2 N 2 (g) + 4 H 2O (g) + O 2 (g)
125 mol
4
3
7 moles de gases
2 moles NH NO
4
3
437,5 moles de gases
4
3

21
P = 1 atm
T = 873 K
n = 437,5 mol
R = 0,082 atm·L·K -1 ·mol -1
2 NH 4NO 3 (s) 2 N 2 (g) + 4 H 2O (g) + O 2 (g)
v
437,5 moles
Calculamos el volumen de todos los gases utilizando la ecuación de
estado de los gases perfectos p · v = n · R ·T
v
437,5 mol
0,082 atm
1 atm
n R T
P
-1
L K
-1
mol 873 K
3,13 · 10 4 litros gaseosos
31.318,88 L

22
Primero calculamos la molaridad de la disolución de HCl que tenemos, a partir de, su
36
g
HCl
riqueza , la densidad y la masa molar del HCl
100 gdisol
.
1,
179 gdisol
.
1
cm
3 1 mol
disol.
36gHCl
C( HCl)
1,179 gdisol.
100 gdisol.
3
cm disol.
M1 v1 M2 v2
v
2
v 2 = 0,05 L
1molHCl
36,5 gHCl
2
36,
5
g
3
1000 cm
11,63 M
1 L
v1 M1
1,5 L 0,4 M
M 11,63M

22
Concentración disolución
0,4 mol/L
1:
2:
n(
BaCl
2
n(
HCl)
2 HCl + Ba(OH) 2 BaCl 2 + 2 H 2 O
)
¿v? 22,5 g
3
moles
22,
5g
BaCl
2
2
Coeficientes
1mol
208,
3
g
1
moles
2molHCl
estequiometricos 1molBaCl2
0,
108moles
BaCl
2
1mol
masa molar: 208,3 g/mol
0,
108moles
2mol
HCl
BaCl
1 L
3: v ( HCl)
0,
216moles
HCl
0,
54 L
0,
4moles
2
BaCl
2
0,
216moles
HCl

23
2 HCl (ac) + Zn ZnCl 2 + H 2
¿V? 1,45 g
40 % ; 1,2 g/mL
Con el tanto por cien y la densidad puedo calcular la molaridad
40g
soluto
100g
ds
1,
2gds
cm
3
1mol
HCl
36,
5g
1000
1
L
cm
3
13,
15
2 HCl (ac) + Zn ZnCl 2 + H 2
¿V? 1,45 g
13,15 M
mol / L

23
Concentración disolución
13,15 mol/L
1:
2:
3:
1,
45gZn
0,
022
0,
044
mol
mol
2 HCl (ac) + Zn ZnCl 2 + H 2
¿V? 1,45 g
3
moles
2
1
moles
Coeficientes 2molHCl
estequiometricos 1mol
Zn
1mol
Zn
65,
35g
Zn
HCl
2moles
0,
022
HCl
1mol
Zn
1 L
13,
15
mol
mol
masa molar: 65,35 g/mol
Zn
0,
044
3,
34
10
mol
3
L
HCl
3,34 mL

23
2 HCl (ac) + Zn ZnCl 2 + H 2
1,45 g ¿v?
0,
02
mol
1
0,02 moles 2 0,02 moles
Al ser iguales los coeficientes estequiometricos,
obtendremos los mismos moles
Zn
1mol
1mol
H
2
Zn
3
0,
02moles
P · v = n · R · T
H
2
v
0,
02
v
n
R
P
0,
082
1
V = 0,54 L H 2
T
P = 1 atm
T = 298 K
298

24
x
1000 g 100 x g
80
carbón carbono + impurezas
1000
g
carbón
80
100
x
800 g de carbono
C + O2 800 g ¿v?
g
+
carbono
CO 2

24
Masa atómica = 12 g/mol
1:
2:
3:
800g
C
C + O2 800 g ¿v?
1
1mol
12g
C
3
mol 2 mol
66,
7
66,7 mol C = 66,7 mol O 2
66,
7moles
O
2
22,
4L
1mol
O
2
mol
C
1494,
1
L
O
CO 2
Gas en C.N. 22,4 L/mol
Cuando los coeficientes estequiométricos
son iguales los moles también son iguales
2

24
composición
volumétrica
del aire:
80 % de nitrógeno y 20% de oxígeno
20
Aire x
O2 x litros 1494,1 L O 2
x litros
aire
20
100
100
1.
494,
1
7470,5 L aire
De cada 100 litros de aire 20 litros son de oxígeno
100
20
L
L
litros
aire
O
2
O2
x
L
1.
494,
1
7470,5 L aire
aire
L
O
2

25
(caliza 80%)
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O
150 mL
36 % ; 1,19 g/cm 3
Lo primeo que hacemos es calcular la molaridad a partir
del tanto por cien y la densidad
36
100
g
g
s
ds
1,
19
mL
d
ds
ds
1
mol
36,
5
g
1000
1
L
mL
11,
74
mol / L
(caliza 80%)
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O
150 mL
11,74 M

25
masa molar:
100 g/mol
1:
2:
3:
n
( HCl)
n ( CaCO
(caliza 80%)
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O
¿g? 150 mL
3
m ( CaCO
)
3
3
mol
0,
150
)
L
2
1
Coeficientes
1,
761
0,
88
mol
11,
74
1
moles
mol
L
mol
HCl
CaCO
2mol
HCl
estequiometricos 1mol
CaCO3
3
1
Concentración disolución
11,74 mol/L
1,
761
mol
2
100
1
mol
mol
moles
CaCO
g
HCl
3
88
g
HCl
0,
88
CaCO
mol
3
CaCO
3

25
x
g
x g de caliza
80% pureza
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O
88 g
x
x g 100 88 g
caliza carbonato + impurezas
caliza
80
100
100
88
80g
g
80
g
carbonato
De cada 100 g de caliza 80 g son de carbonato
caliza
CaCO
3
x
g
88g
+
caliza
CaCO
110 g de caliza
3
110 g de caliza

25
T = 20 + 273 = 293 K
P
780
mmHg
n = 0,88 mol CO 2
R
0,
082
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O
0,88 mol 1,71 mol ¿v?
atm L
K mol
1
760
Como los coeficientes estequiometricos
son los mismos se obtendrán 0,88 mol de CO 2
atm
mmHg
1,
026
atm
v
v
0,
88
n
R
P
T
0,
082
1,
026
V = 20,61 L CO 2
P · v = n · R · T
293

26
Calculamos la molaridad de la disolución de HCl que tenemos, a partir de, su
35 g HCl
1,
18 gdisol
.
riqueza, la densidad y la masa molar del HCl
100 g disol.
1 mL disol.
35g
s
100 gds
1,
18 gds
ml ds
1mol
HCl
35,
5 gHCl
1000 mL
1litro
11,
31
mol / L
36,
5
1
g
mol

26
cinc comercial
Total = 12 g
cinc + impurezas
No sabemos cuanto cinc puro
hay en los 12 gramos de
muestra. Y eso es, precisamente
lo que nos preguntan
Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl 2 (ac) + H 2 (g)
x g 11,31 M
30 mL

26
masa molar:
65,4 g/mol
1:
2:
3:
0,
03
0,
34
0,
17
Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl 2 (ac) + H 2 (g)
x g 30 mL
3
mol
2
1
mol
Coeficientes 1mol
Zn
estequiometricos 2molHCl
litros
moles
moles
11,
31
1
HCl
Zn
moles
litro
2
1
1
65,
4
mol
mol Zn
moles
g
Zn
Concentración disolución
11,31 mol/L
0,
34
HCl
11,
09
moles
0,
17
g
Zn
HCl
moles
Zn

26
12
Cinc
comercial
O bien:
g
11,
09
muestra
g
12 g muestra
Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl 2 (ac) + H 2 (g)
11,09 g
Zn
12 g 11,09 g
100
g
muestra
x
x
.
100
12 g cinc comercial
x
100
11,
09
92,5 % de contenido en cinc
+
g cinc puro
cinc puro
+
impurezas
92,5 % de contenido en cinc

27
n
n
m
CO
C
9
C
2
H
9
8
H
O
8
3,
36L
4
O
4
0,
15
C 9 H 8 O 4 + 9 O 2 9 CO 2 + 4 H 2 O
3,36 L (C.N.)
1
mol
22,
4
0,
0167
3,
16
3
L
moles
g
g
180
1
CO
0,
15
g
mol
2
aspirina
ácido
1
moles
mol
9
3
C
9
moles
g
100
C
x
9
g
H
H
g
CO
8
8
O
2
4
CO
O
4
2
aspirina
ácido
0,
0167
Mr (C 9 H 8 O 4 ) = 180 u.
moles
C
9
H
8
94,9 %
O
4

28
Al disolver en ácido nítrico toda la plata de la moneda estará en forma de
AgNO 3 y al final toda la plata estará en forma de AgCl.
Ag + impurezas = 2,5 g
AgNO 3
AgCl
3 g
La cantidad de plata en el cloruro = cantidad de plata en la moneda.

28
Ag + impurezas = 2,5 g
143,
4
AgCl
AgCl
Mr (AgCl) = 143,4 u.
Ar (Ag) = 107,9 u. 107,
9 g Ag x Ag
g
Al averiguar la plata que hay en el cloruro de plata, obtenemos la cantidad
de plata que había en la moneda
Moneda = 2,5 g
2,
5g
x
100
x
100
2,
26
3
g
AgNO 3
Plata = 2,26 g
90,4 %
AgCl
x = 2,26 g Ag
+ impurezas
3 g

29
4 KClO3 + 2 H2SO4 77,3 %
2 K2SO4 + 4 ClO2 + O2 + 2 H2O. 25,6 g x
Calculamos los moles de clorato de potasio (122,6 g/mol)
n KClO3 25,6 g KClO3
1 mol
122,6 g KClO
3
0,21 mol KClO3

29
4 KClO3 + 2 H2SO4 77,3 %
2 K2SO4 + 4 ClO2 + O2 + 2 H2O. 25,6 g x
Calculamos los moles de clorato de potasio (122,6 g/mol)
1 mol
n KClO 25,6 g KClO 0,21 mol KClO
3 3 3
122,6 g KClO3
Calculamos los moles de ClO 2, para ello tenemos en cuenta:
1.- la relación entre los coeficientes estequiometricos
2.- El rendimiento
100 mol KClO
77,3 mol ClO
n ClO2 0,21 mol KClO3
3
2
4 77,3 mol ClO
4 100 mol KClO
2
3
4 mol KClO
4 mol ClO
0,16 mol ClO2
2
3

29
122,6 g/mol
77,3 %
4 KClO 3 + 2 H 2SO 4 2 K 2SO 4 + 4 ClO 2 + O 2 + 2 H 2O.
25,6 g x
1 mol
n KClO 25,6 g KClO 0,21 mol KClO
3 3 3
122,6 g KClO3
n ClO2 0,21 mol KClO3
m ClO2 0,16 mol ClO2
4 77,3 mol ClO
4 100 mol KClO
67,5 g ClO
1 mol ClO
2
2
67,5 g/mol
2
3
10,8 g ClO2
0,16 mol ClO2

30
83,9 %
2 B (s) + 2 NH 3 (g) 2 BN (s) + 3 H 2 (g)
x 455 g
Calculamos los moles de nitruro (24,8 g/mol)
1 mol
n BN 455 g BN 18,35 mol BN
24,8 g BN

30
83,9 %
2 B (s) + 2 NH 3 (g) 2 BN (s) + 3 H 2 (g)
x 18,35 mol
Calculamos los moles de Boro, para ello tenemos en cuenta:
1.- la relación entre los coeficientes estequiometricos
2.- El rendimiento
n B 18,35 mol BN
100 mol B
83,9 mol BN
2 100 mol B
2 83,9 mol BN
21,87 mol B
2 mol B
2 mol BN

30
10,8 g/mol
2 B (s) + 2 NH 3 (g) 2 BN (s) + 3 H 2 (g)
21,87 mol
m B 21,87 mol B
10,8 g B
1 mol BN
236,2 g B

31
masa molar:
100 g/mol
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2
35 g ¿V?
1
mol
2
mol
Coeficientes mol CaSO
estequiometricos 2 mol HCl
3
1 4
Concentración
1,5 M
1: 35g
1 mol
100 g
0,
35 moles CaCO3
2: 0,
35 moles CaCO3
2moles
HCl
1 mol CaCO
0,
7 moles HCl
1 litro
3: , 7 moles HCl
0,
47 litros
1,
5 moles HCl
0 470 mL HCl
3

31
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2
35 g 6,95 L
0,35 mol
T = 20 + 273 = 293 K
R
P = 1 atm
v = 6,95 L
atm L
0,
082
K mol
P · v = n · R · T
n
n
P
R
v
T
1 6,
95
0,
082 293
n = 0,29 mol CO 2
x mol

31
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2
35 g 6,95 L
0,35 mol 0,29 mol
0,35 mol CaCO3
1 x mol CO2
1 100 mol CaCO3
0,29 100
x 82,86%
0,35
0,29 mol CO2

32
El problema esta en que tenemos
las cantidades de dos reactivos,
el Zn y el H 2SO 4.
¿Con cuál de los dos
reactivos hacemos los
cálculos?
Dividimos el número de moles de
cada reactivo entre su propio
coeficiente estequiometrico. Y el
reactivo que obtenga el menor
resultado es el limitante.
Zn + H 2 SO 4 H 2 + ZnSO 4
50 g 60 g v?
Con el reactivo limitante
(R.L.), es decir, aquel
reactivo que se acaba antes
¿Cómo averiguamos cuál de los
dos es el reactivo limitante?

32
1.- Calcular el número de moles de cada reactivo
Zn + H2SO4 H2 + ZnSO4 50 g 60 g v?
masa molar:
65,4 g/mol masa molar:
98 g/mol
1 mol
50 g 0,
76 mol Zn
2 4
65,
4 g
SO H mol 61 , 0
1 mol
60 g
98 g
2.- dividimos los moles de cada reactivo entre su propio
coeficiente estequiometrico y el que obtenga menor
resultado es el reactivo limitante
Zn
H
2
SO
4
0,
76
1
0,
76
0,
61
1
0,
61
( menor)
R.L. H 2 SO 4

32 Zn + H 2 SO 4 H 2 + ZnSO 4
0,61 mol v?
Los coeficientes
estequiometricos
son iguales
n = 0,61 mol H 2
T = 25 + 273 = 298 K
P = 760 mmHg = 1 atm
R
0,
082
atm L
K mol
0,61 mol
v
P · v = n · R · T
P · v = n · R · T
v
n
R
P
0,
61
T
0,
082
1
298
Los cálculos se
hacen a partir de
los moles de
reactivo limitante
14,
91
L
H2

33
3 MgCO 3 + 2 H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3 CO 2 + 3 H 2 O
72 g 37 mL ¿v?
1,34 g/mL, 50%
1.- Calcular el número de moles de cada reactivo
Masa molar
84,3 g/mol
n(
MgCO
3 MgCO 3 + 2 H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3 CO 2 + 3 H 2 O
72 g
3
)
72g
MgCO
3
1mol
MgCO
84,
3g
3
0,
85moles
MgCO
3

33
Calculamos la concentración de la disolución de ácido
fosfórico teniendo en cuenta la densidad, 1,34 g/mL, la
riqueza, 50 % y la masa molar, 98 g/mol.
1, 34 g ds 50 g H3PO4
1 mol H3PO4
1 mL ds 100 g ds 98 g
1000
1
L
mL
3 MgCO 3 + 2 H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3 CO 2 + 3 H 2 O
0,85 mol 37 mL
0,
037
L
Concentración
6,
83
6,83 M
1
L
mol
25 , 0
mol
Ahora ya tenemos los moles de los dos
reactivos
3 4 PO H
3 MgCO 3 + 2 H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3 CO 2 + 3 H 2 O
0,85 mol 0,25 mol
6,
83 mol / L

33 3 MgCO 3 + 2 H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3 CO 2 + 3 H 2 O
0,85 mol 0,25 mol ¿v?
2.- Averiguamos cual de los dos es el reactivo limitante (el que se
acaba antes), Para ello dividimos los moles de cada reactivo entre
su propio coeficiente estequiometrico y el que obtenga menor
resultado es el reactivo limitante
MgCO
H
3
PO
4
3
0,
25moles
0,
85
3
0,
25
2
0,
28
0,
12
( menor)
Calculamos el volumen de CO 2 a partir del
reactivo limitante
3
4
3
2
4
R.L. H 3 PO 4
3 MgCO 3 + 2 H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3 CO 2 + 3 H 2 O
0,25 mol ¿v?
H
PO
3moles
2moles
H
CO
PO
0,
38
moles
CO
2

33
P
CO T H2O
2
3 MgCO 3 + 2 H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3 CO 2 + 3 H 2 O
0,25 mol ¿v?
Como calcular la presión del gas
P T = 743 mmHg
P agua= 21 mmHg
P
P
n = 0,38 mol CO 2
T = 23 + 273 = 296
P = 0,95 atm
R
0,
082
atm L
K mol
PCO2 PCO2 743
V
CO2
VCO2 P · v = n · R · T
21
722mmHg
n
CO2
722mmHg
P
0,
38
R
CO2
T
0,
082
0,
95
0, 38 mol
1at
760mmHg
296
0,
95atm
9,
7
L
CO
2

34
2 KClO 3 + 3 S 2 KCl + 3 SO 2
20 g 10 g
Calculamos los moles de KClO 3 y S, a partir de sus masas molares:
20 g KClO
KClO 3 = 122,6 g/mol y S = 32 g/mol
10
g
3
S
1
mol
123,
5
1mol
32
g
KClO
S
g
3
0,
313
0,
163
mol
S
mol
KClO
3

34 2 KClO 3 + 3 S 2 KCl + 3 SO 2
0,163 mol 0,313 mol
Averiguamos cual de los dos es el reactivo limitante (el que se acaba
antes), Para ello dividimos los moles de cada reactivo entre su
propio coeficiente estequiometrico y el que obtenga menor
resultado es el reactivo limitante
S
0,
163
KClO 3
mol
0,
163
2
0,
313
3
0,
104
0,
082 ( menor)
Calculamos los gramos de KCl a partir del
reactivo limitante, KClO 3
2 KClO 3 + 3 S 2 KCl + 3 SO 2
0,163 mol ¿g?
KClO
3
2
2
moles
moles
KCl
KClO
3
74,
6
1mol
g
KCl
KCl
R.L. KClO 3
12,
16
g
KCl

34
2 KClO 3 (s) + 3 S (s) 2 KCl (s) + 3 SO 2 (g)
0,163 mol
0,
163
Calculamos los moles de SO 2 a partir del
reactivo limitante:
mol
KClO
3
3 moles
2
moles
SO
2
KClO
3
0,
24moles
Calculamos la presión de SO 2 a partir de:
P · v = n · R · T
0,24 0,082 295
P 2 atm
3
SO
2

35
SiC + 4 KOH + 2 H 2 O K 2 SiO 3 + K 2 CO 3 + 4 H 2
0,5 g 0,5 L
0,04 M
Calculamos los moles de los dos reactivos
Los moles de SiC a partir de
su masa molar: 40 g/mol
Los moles de KOH a partir del
volumen (0,5 L) y la molaridad
(0,04 mol/L)
1mol
SiC
0,
04 moles
0, 5gSiC
0,
0125 mol SiC 0,
5 L
0,
02 mol KOH
40g
1 L

35 SiC + 4 KOH + 2 H 2 O K 2 SiO 3 + K 2 CO 3 + 4 H 2
0,0125 mol 0,02 mol ¿V?
Averiguamos cual de los dos es el reactivo limitante (el que se acaba
antes), Para ello dividimos los moles de cada reactivo entre su
propio coeficiente estequiometrico y el que obtenga menor
resultado es el reactivo limitante
SiC
KOH
0,
0125
1
0,
02
4
0,
0125
0,
005
( menor)
Calculamos el volumen de H 2 a partir del
reactivo limitante, KOH
R.L. KOH
SiC + 4 KOH + 2 H 2 O K 2 SiO 3 + K 2 CO 3 + 4 H 2
0,02 mol ¿V?

35 SiC + 4 KOH + 2 H 2 O K 2 SiO 3 + K 2 CO 3 + 4 H 2
0,02 mol ¿v?
Teniendo en cuenta los 0,02 moles de H 2, la
temperatura = 17 + 273 = 290 K y la presión del
H 2, que será la diferencia entre la presión total
y la presión de vapor de agua
P P PV
H 2
PH 2
v ( H
T
743,
5
758
mmHg
14,
5
1
760
atm
743,
5
mmHg
Sustituimos estos datos en la
ecuación de los gases ideales
2
)
n
H2
P
R
H2
T
0,
02
0,
082
0,
97
290
mmHg
0,
97
P
atm
H2
v
P · v = n · R · T
n
H2
R
T
v (H 2 ) = 0,49 L
0,02 mol

36
3 MnO 2 + 4 Al 2 Al 2 O 3 + 3 Mn
100 kg 50 kg
Calculamos los moles de los dos reactivos
Los moles de MnO 2 a partir
de su masa molar: 86,9 g/mol
Los moles de Al a partir de su
masa molar: 27 g/mol
5 1 mol
4 1 mol
10 g MnO2
1 150,
7 mol MnO2
5 10 g 1 851,
9 mol Al
86,
9g
27 g

36
3 MnO 2 + 4 Al 2 Al 2 O 3 + 3 Mn
1150,7 mol 1851,9 mol
Averiguamos cual de los dos es el reactivo limitante (el que se acaba
antes), Para ello dividimos los moles de cada reactivo entre su
propio coeficiente estequiometrico y el que obtenga menor
resultado es el reactivo limitante
MnO 2
Al
1150,
7
3
1851,
9
4
383,
6
462,
9
( menor)
R.L. MnO 2

36
Hacemos los cálculos a partir de los moles del reactivo limitante
3 MnO 2 + 4 Al 2 Al 2 O 3 + 3 Mn
1 150,7 mol
En primer lugar vamos a calcular los kg de aluminio que sobran, para ello
debemos averiguar los kg de aluminio que reaccionan
1 534,
3
1 150,7
moles
Al
mol
27
1
MnO
g
mol
Al
Al
2
3
41
4
mol
mol
Al
MnO
426,
1
g
2
Al
1
534,
3
41,
4
Si tenemos 50 kg y reaccionan 41,4, al final
quedarán 8,6 kg de aluminio sin reaccionar
moles
kg
Al
Al
reaccionan

36
3 MnO 2 + 4 Al 2 Al 2 O 3 + 3 Mn
1 150,7 mol
1 150,7
767,
1
Ahora vamos a calcular los kg de Al 2 O 3
mol
MnO
moles
2
Al
2
2
3
O
mol
mol
3
Al
2
O
MnO
102
1
g
mol
3
2
78,2 kg Al 2O 3
767,
1
78 244,
2
moles
g
Al
2
Al
O
3
2
O
3

36
3 MnO 2 + 4 Al 2 Al 2 O 3 + 3 Mn
1 150,7 mol
1150,7
mol
1 150,
7
Ahora vamos a calcular los kg de Mn
MnO
2
moles
3
3
Mn
mol
mol
Mn
MnO
54,
9
1
mol
g
2
63,2 kg Mn
1150,7
63 173,
4
moles
g
Mn
Mn

37
Calculamos los moles del ácido a partir de su masa molar (98 g/mol)
10
5
g
H
2
SO
4
1
98
mol
g
H
H
2
2
SO
SO
4
4
1.
020,
4
moles H
2
SO
4

37
III)
II)
I)
4 FeS 2 + 11 O 2 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
x gramos
2 SO 2 + O 2 2 SO 3
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
1020,4 mol
Pasamos de moles de H 2 SO 4 a moles de FeS 2 , utilizando los
coeficientes estequiométricos
1020,
4
1020,
4
1020,
48
mol
mol
moles
H
SO
3
2
SO
SO
2
2
2
4
mol
mol
4
8
1
1
mol
mol
SO
SO
2
3
moles
moles
H
SO
2
3
SO
4
1020,
4
FeS
SO
2
2
1020,
4
mol SO
510,
2
2
mol
moles
SO
FeS
3
2

37
4 FeS 2 + 11 O 2 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
510,2 mol
2 SO 2 + O 2 2 SO
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
1020,4 mol
Pasamos los moles de FeS 2 a gramos, utilizando su masa molar = 120 g/mol
510,
2
moles
FeS
2
120
1
g
mol
FeS
FeS
2
2
61,2 kg de pirita
61.
224
g
FeS
2

37
Según el resultado del apartado a) a partir de 61,2 kg de FeS 2
obtendríamos los 100 kg de H 2 SO 4 , con un rendimiento del 100 %.
Pero ahora nos dicen que el rendimiento es del 80 %, por lo que para
seguir obteniendo los 100 kg de H 2 SO 4 tendremos que poner más
cantidad de FeS 2 .
Al aplicarle el 80% al FeS 2 solo hay dos posibilidades:
( 1)
( 2)
61,
2
61,
2
kg
kg
FeS
2
FeS
2
80
100
100
80
48,
96
76,
5
kg
kg
FeS
FeS
Si el rendimiento de la reacción disminuye, habrá que poner mayor
cantidad de reactivo, en este caso en lugar de los 62,2 kg de FeS 2
habrá que poner 77,75 kg de FeS 2 .
2
2

37
III)
II)
1020,
4
1020,
4
4 FeS 2 + 11 O 2 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
x gramos
2 SO 2 + O 2 2 SO 3
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
1020,4 mol
mol
mol
H
SO
3
2
SO
2
2
4
mol
mol
80 %
1
1
mol
mol
SO
SO
2
3
H
SO
2
3
SO
4
1020,
4
1020,
4
mol SO
2
mol
SO
4 100 moles FeS
I) 1020,48 moles SO 637,5 moles FeS
2
2 2
8 80 moles SO2
3

37
4 FeS 2 + 11 O 2 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
637,5 mol
2 SO 2 + O 2 2 SO
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
1020,4 mol
Pasamos los moles de FeS 2 a gramos, utilizando su masa molar = 120 g/mol
120 g FeS
637,5 moles FeS 76.500 g FeS
2
2 2
1 mol FeS2

37
Ahora hay que tener en cuenta el 90 % de pureza de la pirita, lo que
significa que de cada 100 kg de pirita 90 kg son de FeS 2 , el 10%
restante son impurezas que no nos interesan.
Pureza 90 %
100
kg
90
kg
pirita
FeS
2
85 kg de pirita
x
kg
76,
5
pirita
kg
FeS
2

38
Blenda contiene 67,2 %
de ZnS
2 ZnS + 3 O 2 2 SO 2 + 2 ZnO
2 SO 2 + O 2 2 SO 3
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
10 6 g (89,6 %)

38
Blenda contiene 67,2 %
de ZnS
40%
2 ZnS + 3 O 2 2 SO 2 + 2 ZnO
2 SO 2 + O 2 2 SO 3
6
89,6
10 g muestra x g H SO
100
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
10 6 g (89,6 %)
2 4
896.000 gramos H 2SO 4
1 mol H SO
896.000 g H SO 9.142,9 mol H SO
2 4
2 4 2 4
98 g H2SO4

38
Blenda contiene 67,2 %
de ZnS
40%
2 ZnS + 3 O 2 2 SO 2 + 2 ZnO
2 SO 2 + O 2 2 SO 3
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
9.142,9 mol
40%
2 ZnS + 3 O 2 2 SO 2 + 2 ZnO
9.142,9 mol
2 SO 2 + O 2 2 SO 3
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4

38 Blenda contiene 67,2 %
de ZnS
40%
2 ZnS + 3 O 2 2 SO 2 + 2 ZnO
9.142,9 mol
2 SO 2 + O 2 2 SO 3
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
2 100 moles ZnS
9.142,9 mol SO2 22.857,1 moles ZnS
2 40 moles SO
97,4 g ZnS 100 g blenda
22.857,1 moles ZnS 3.312.925 g blenda
1 moles ZnS 67,2 g ZnS
2

39
Calculamos los
moles de C2H2 CaC 2 + 2 H 2 O Ca(OH) 2 +
80 g
2 C + 5 O2 4 CO2 + 2 H2O 2H2 ¿v?
80
g
CaC
CaC 2 + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + C 2 H 2
80 g ¿mol?
2
64
1
g
mol
CaC
2
1
1
mol
mol
C
2
H
CaC
2
2
C 2 H 2
En las reacciones sucesivas, siempre, el producto de
una reacción es el reactivo de la siguiente.
masa molar:
64 g/mol
1,
25
moles
C
2
H
2

39
Calculamos
los moles
de O2 P
CaC 2 + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + C 2 H 2
1,25 mol 1,25 mol
2 C 2 H 2 + 5 O 2 4 CO 2 + 2 H 2 O
1,25 mol ¿v?
747mmHg
1,
25
n = 3,125 mol O 2
T = 20 + 273 = 293 K
moles
1atm
760mmHg
C
2
H
2
2
5
0,
98atm
moles
moles
C
O
2
2
H
2
3,
125
Los coeficientes
estequiométricos
solo tienen sentido
dentro de una
ecuación, no cuando
vamos de una a otra
moles
P V n R T
V
n R T
P
atm L
R 0,
082
2
K mol
O L 61 , 76
3,
125 0,
082 293
V
0,
98
O
Calculamos el volumen de
O 2 a partir de la
expresión
2

40
I )
g
(
CO
2
)
g
(
CO
)
s
(
C 2
)
g
(
CO
3
)
s
(
Fe
2
)
g
(
CO
3
)
s
(
O
Fe 2
3
2
II
Reac. II CO
mol
875
.
1
O
Fe
mol
1
CO
mol
3
g
160
O
Fe
mol
1
O
Fe
g
000
.
100
3
2
3
2
3
2
Reac. I
C
g
11.250
C
mol
1
g
12
CO
mol
2
C
mol
1
CO
mol
875
.
1
100 kg
¿masa?

41
Aunque, al estar las sustancias mezcladas, las reacciones se producen
simultáneamente, se trata de dos reacciones diferentes. Las reacciones que tienen
lugar son:
2 Al + 6 HCl 2 AlCl 3 + 3 H 2 (1)
Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 (2)
PV 1 0,129
n( H ) 0,0052 moles H
RT 0,082 300
2 2
obtenidos a partir de las dos reacciones
Si a la masa, en gramos, de aluminio en la muestra le llamamos x, entonces la masa de
cinc en la muestra será (0,135- x) g.
moles H 2 (1) + moles H 2 (2) = moles H 2 totales

41
teniendo en cuenta los coeficientes estequiometricos y las masas molares: Al = 27
g/mol y Zn = 65,4 g/mol, obtenemos la siguiente ecuación:
3
2
x
27
x
18
0,
136
0,
136 x
65,
4
0,
136 x
65,
4
0,
052
0,
052
65,4 x + 2,448 – 18 x = 6,12
47,4 x = 3,67
x = 0,0774 g de Al
0,
0774
aleación
g Al
100
g
aleación
x g Al
56,9 % de Al y 43,1 % Zn

42
Aunque, al estar las sustancias mezcladas, las reacciones se producen simultáneamente,
se trata de dos reacciones diferentes. Las reacciones que tienen lugar son:
Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2
ZnO + 2 HCl ZnCl 2 + H 2O
Calculamos los moles de HCl consumidos por las dos reacciones:
20,22g 1mol
n( HCl) 100g 0,28 moles HCl totales
100g 36,5g
Si a la masa en gramos de cinc en la muestra le llamamos x, entonces la masa
de monóxido de cinc en la muestra será (10,7- x) g.
moles HCl (1) + moles HCl (2) = moles HCl totales

42
teniendo en cuenta los coeficientes estequiometricos y las masas molares:
Zn = 65,4 g/mol y ZnO = 81,4 g/mol, obtenemos la siguiente ecuación:
2
x
65,
4
2
10,
7 x
81,
4
0,
28
0,031x + 0,263 – 0,025x = 0,28
6·10 -3 x = 0,017 x = 2,83 g Zn
10,
7 g
2,
83
mezcla
g zn
100
mezcla
x g zn
26,45 % Zn y 73,55 % ZnO
g