1. El
dióxido de azufre, un contaminante que se produce al quemar carbón y petróleo
en plantas de energía, puede retirarse haciéndolo reaccionar con carbonato de
calcio.
SO2 + CaCO3
+ O2 → CaSO4
+ CO2
a. ¿Qué
masa de CaCO3 se requiere para retirar 155 g . de SO2?
b. ¿Qué
masa de CaSO4 se formará si se consumen en su totalidad 155g de SO2
c. Cuál
será la cantidad de gramos de Dióxido de Carbono si reaccionan, 8.36 gramos de SO2,
10.21 gramos
de Carbonato de Calcio y suficiente Oxígeno Gaseoso.
2. La
formación de cloruro de plata insoluble en agua es útil parta el análisis de
sustancias que contienen cloruro. Considere la siguiente ecuación no
balanceada: Cloruro de Bario que reacciona con Nitrato de Plata para
producir Cloruro de Plata y Nitrato de
Bario
- Escriba la
ecuación balanceada.
- ¿Qué masa de
AgNO3, en gramos, se requiere para la reacción completa con
0.156g de Ba2Cl2? ¿Qué masa de AgCl se produce?
- A partir de 6.24
moles de Cloruro de Bario y 7.5 moles de Nitrato de Plata, Cuántas moles
se producen de ambos productos? y ¿Cuántos gramos sobran del reactivo en
exceso?.
3. La
reacción de metano con agua es una manera de preparar hidrógeno para emplearlo
como combustible:
CH4 + H2O → CO
+ 3H2
Si se combinan 81.23g de CH4 con 55.69g
de agua:
¿Cuál es el reactivo límite?
- ¿Cuál
es la masa máxima de H2 que se puede prepara?
- ¿Qué
masa de reactivo en exceso quedará cuando termine la reacción?
- Cuántos
moles sobran del reactivo en exceso
4. El
amoniaco gaseoso (NH3) puede preparase haciendo reaccionar un óxido
metálico como el óxido de calcio con cloruro de amonio.
CaO
+ 2NH4Cl → 2NH3
+ H2O + CaCl2
Si se mezclan 112g de CaO y 224g de NH4Cl
a. ¿Qué
masa de NH3 se podrá producir?
b. ¿Qué
masa de reactivo en exceso quedará después de la formación del amoniaco?
c. ¿Cuántos
gramos sobran del reactivo en exceso?
5. La
aspirina (C9H8O4) se produce haciendo
reaccionar ácido silícico (C7H6O3) con
anhídrido acético (C4H6O3)
C7H6O3
+ C4H6O3 → C9H8O4
+ CH3CO2H
Si se mezclan 100g de cada uno
de los reactivos, ¿Cuál es la máxima aspirina que se podrá obtener?
6. El
compuesto color azul oscuro Cu(NH3)4SO4 se
fabrica haciendo reaccionar sulfato de cobre (II) con amoniaco.
CuSO4
+ 4NH3
→ Cu(NH3)4SO4
a. Si se
emplean 10g de CuSO4 con 78% de pureza y un exceso de NH3,
¿Cuál es el rendimiento teórico de Cu(NH3)4SO4?
b. Si se
obtienen 12.6g de Cu(NH3)4SO4, ¿Cuál es la
eficiencia de la reacción?
7. Una
reacción estudiada por Wächtershäuser y Huber es:
2CH3SH +
CO → CH3COSCH3
+ H2S
Si se inicia con 10g de CH3SH
y un exceso de CO:
a. ¿Cuál es
el rendimiento teórico de CH3COSCH3?
b. Si se
separan 8.65g de CH3COSCH3, ¿Cuál es el rendimiento
porcentual?
8. El
bicarbonato de sodio, NaHCO3, puede descomponerse cuantitativamente
al calentarlo.
2NaHCO3 → Na2CO3
+ H2O
Una muestra de 0.784g de NaHCO3
impuro da un residuo sólido (formado por Na2CO3 y otros
sólidos) con masa de 0.4724g. ¿Cuál es el porcentaje en masa de NaHCO3
en la muestra?
9. Suponga
que 16.04g de metano al 73 % de pureza, CH4, se queman con 18.7 gramos de oxígeno
al 85% de pureza
a. ¿Cuáles
son los productos de reacción?
b. ¿Cuál es
la ecuación balanceada de la reacción?
c. ¿Qué
masa de ambos productos requiere para la combustión completa del metano?
d. ¿Cuál es
la cantidad de moles que sobran del reactivo en exceso
10. El
trastorno metabólico llamado diabetes ocasiona acumulación de acetona (CH3COCH3)
en la sangre de los enfermos no tratados. El enfermo exhala acetona (Un
compuesto volátil) en el aliento, por lo que los diabéticos sin tratamiento
despiden un olor característico. La acetona es producida por la descomposición
de grasas en una serie de reacciones. La ecuación del último paso es
CH3COCH2CO2H → CH3COCH3
+ CO2
¿Qué masa de acetona se producirá a
partir de 125 mg de ácido acetoacético (CH3COCH2CO2H)?
11. En un
proceso de oxidación del NH3 para obtener acido nítrico, se
produjeron 1.5 moles de acido a partir de 3.75 moles de NH3 y 6
moles de O2.
Calcule la cantidad
máxima de HNO3 que podría producirse y el rendimiento real de la
reacción:
4HN3
+ 7O2 → 2HN3
+ 4H2O + 2HNO2
12. un
mineral de zinc, ZnS, contiene 80% de Zn. Calcule cuantos gramos de oxígeno se
requieren para reaccionar con 450g de mineral. ¿Cuántos moles de SO2 se forman?
2ZnS + 3O2 →
2ZnO + 2SO2
13. 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
BaO2 (s)
+ 2 HCl(ac) →
BaCl2 (ac) + H2O2 (ac)
En alguna oportunidad se obtuvieron 27.5 g de H2O2
a partir de 154 g
de BaO2 impuro. Calcular el porcentaje de pureza del BaO2
14.
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:
2 NH3 + CO2 →
CO(NH2)2
+ H2O
En
cierto proceso industrial se necesita producir 970 g de urea:
- ¿Cuántos
gramos de amoniaco (NH3) se deben hacer reaccionar, sabiendo
que el proceso tenía una eficiencia del 75 % ?
- ¿Cuánto
CO2 se requiere en el proceso?
PREPARACIÓN PARA EL
ICFES. Marque con una X la respuesta correscta y muestre los cálculos que
justifiquen su elección
15. Dos
métodos de preparación de hidrógeno gaseoso, H2(g), son
los siguientes:
Método
1:
pasando vapor de agua sobre carbón caliente
C(s) + H2O(g) → CO(g) +
H2(g)
Método
2: pasando vapor de agua sobre hierro caliente 3Fe(s)
+ 4H2O(g) → Fe3O4 + 4H2(g)
Se
disponen de 168 g de Fe(s) y 120 g de C(s) y vapor de agua en exceso y se puede
utilizar sólo uno de los métodos descritos
para producir la mayor cantidad H2(g) posible. De
acuerdo a esto, el método a utilizar debe ser el
a. 2
porque se producen mínimo 4 moles de H2(g)
b. 1
porque se producen mínimo 10 moles de H2(g)
c. 2
porque se consume mayor masa de H2O(g)
d. 1
porque se consume menor masa de H2O(g)
16.
A una misma presión y temperatura se tienen
dos recipientes rígidos de igual capacidad que contienen compuestos gaseosos.
Inicialmente el recipiente contiene una mol de gas X y un mol de gas Y, y el
recipiente 2 contiene 2 moles de gas Z y un mol de gas W. A estas condiciones
se producen las reacciones:
Reacción 1: X + Y → J
+ K
Reacción 2: 2Z + W → H
Las masas moleculares
de algunos de estos gases se muestran en la siguiente tabla
|
Compuestos Gaseosos
|
Masa Molecular (g/mol)
|
|
X
|
50
|
|
Y
|
15
|
|
J
|
20
|
|
Z
|
10
|
|
W
|
30
|
De acuerdo con la
información anterior, es correcto afirmar que las masas moleculares en g/mol de
los compuestos K y H son respectivamente:
a. 35 Y 40
b. 45 Y 50
c. 35 Y 50
d. 45 Y 40
17.
Un método para obtener hidrógeno es la
reacción de algunos metales con el agua. El sodio y el potasio, por ejemplo,
desplazan al hidrógeno del agua formando hidróxidos (NaOH ó KOH). El siguiente
esquema ilustra el proceso De acuerdo con la información anterior, el número de
moles de potasio necesarias para producir ocho moles de hidrógeno es:
a. 1
b. 2
c. 8
d. 1
18.
El aire está compuesto aproximadamente de 21%
de O2 y 79% de N2. Un combustible se quema de acuerdo con
la siguiente reacción: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Si se
queman 10 moles de CH4 utilizando 100 moles de aire, la cantidad de
moles de O2 que sobra es:
a. 95
b. 1
c. 90
d. 5
19. Los
carbohidratos se transforman en energía y otros productos en presencia de
oxígeno como lo representa la siguiente ecuación Luz
C6H12O6
+
6O2 → 6CO2 + 6H2O +
Energía
En
una atmósfera compuesta en un 80% de Hidrógeno y 20% de Dióxido de Carbono, y
que permite el paso de la luz ultravioleta; se tiene una cantidad de Glucosa.
Transcurrido un tiempo y al analizar los gases de la atmósfera se tiene que:
a. contiene
20% de CO2, 40% de H2O y 40% de H2
b. contiene
10% de CO2, 10% de H2O y 80% de H2
c. contiene
40% de CO2, 20% de H2O y 40% de H2
d. contiene
20% de CO2 y 80% de H2
20. El aire
está compuesto aproximadamente de 21% de O2y 79% de N2. Un combustible se quema
de acuerdo con la siguiente reacción
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Si
reacciona 1 mol de CH4 en presencia de 3 moles de O2 en un recipiente cerrado,
la composición molar final de la mezcla será:
a. 50% H2O,
25% O2, 25% CO2
b. 50% H2O,
50% CO2
c. 25% H2O,
25% O2, 50% CO2
d. 50% H2O,
50% O2
21. A 500°C
y 30 atm de presión se produce una
sustancia gaseosa S a partir de la reacción de Q y R en un recipiente cerrado
10Q(g)+ 20R(g) →
10S(g)
Se hacen reaccionar 5
moles de Q con 10 moles de R. Una vez finalizada la reacción entre Q y R, el
número de moles de S presentes en el recipiente es:
a. 2
b. 3
c. 4
d. 5
La
síntesis industrial del ácido nítrico se representa por la siguiente ecuación:
3NO2(g) +
H2O(g) →2HNO3(ac) + NO(g)
En
condiciones normales, un mol de NO2 reacciona con suficiente agua para
producir:
a. 3/2
moles de HNO3
b. 4/3
moles de HNO3
c. 5/2
moles de HNO3
d. 2/3
moles de HNO3
22. Al
calentar clorato de potasio se produce cloruro de potasio y oxígeno, de acuerdo
con la siguiente ecuación:
2KClO3 → 2KCl
+ 3O2
En una prueba de
laboratorio se utiliza un recolector de gases y se hacen reaccionar 66,25 g de
KClO3 (masa molecular = 132,5 g/mol). Según la información anterior,
se recogerán:
a. 1,2
moles de O2 y quedará un residuo de 0,66 moles de KCl
b. 0,75 moles de O2 y quedará un
residuo de 0,5 moles de KCl
c. 3 moles
de O2 y quedará un residuo de 2 moles de KCl
d. 1,5
moles de O2 y quedará un residuo de 1 mol de KCl
23. La
combustión del propano (C3H8) se realiza según la
reacción: C3H8 + 5O2
→ 3CO2 + 4H2O
Si
se hacen reaccionar 66 g de propano con 96 de oxígeno: (masas atómicas: C=12;
0=16; H=1)
- El reactivo en
exceso será el propano.
- El reactivo en
exceso será el oxígeno.
- Ninguno de los
dos se encuentra en exceso
- No hay datos
suficientes para saber si uno de ellos está o no en exceso
