Guía de las ecuaciones de las reacciones químicas

3.74 Durante muchos años, la recuperación del oro, es decir, la separación del oro de otros materiales, implicó el uso de cianuro de potasio:

4Au + 8KCN + O2 + 2H2O → 4KAu(CN)2 + 4KOH

¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se necesita para extraer 29.0 g (alrededor de una onza) de oro?

La ecuación balanceada muestra que se necesitan ocho moles de KCN para combinar con cuatro moles de Au.

?mol KCN=29.0 g Au x (1 mol Au)/(197.0 g Au) x (8 mol KCN)/(4 mol Au)=0.294mol KCN

3.75 La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calentamiento, en cal viva (CaO) y dióxido de carbono. Calcule cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de 1.0 kg de piedra caliza.

1.0 kg CaCO_3 x (100 g)/(1 kg) x (1 molCaCO_3 )/(100.09 g CaCO_3 ) x (1 mol CaO)/(1 mol CaCO_3 ) x (56.08 g CaO)/(1 mol CaO)=5.6x〖10〗^2 g CaO

3.76 El óxido nitroso (N2O) también se llama “gas hilarante”. Se puede preparar a partir de la descomposición térmica de nitrato de amonio (NH4NO3). El otro producto es agua. a) Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. b) ¿Cuántos gramos de N2O se formarán si se utilizan 0.46 moles de NH4NO3 para la reacción?

(a) NH4NO3(s) ⎯⎯→ N2O(g) + 2H2O(g)

mol NH4NO3 → mol N2O → g N2O

?g N_2 O=0.46 mol NH_4 NO_3 x (1 mol〖 N〗_2 O )/(1 mol NH_4 NO_3 ) x (44.02 g N_2 O )/(1 mol〖 N〗_2 O )=2.0x〖10〗^1 g〖 N〗_2 O

3.77 El fertilizante sulfato de amonio [(NH4)2SO4] se prepara mediante la reacción entre amoniaco (NH3) y ácido sulfúrico: 2NH3(g) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4(ac) ¿Cuántos kg de NH3 se necesitan para producir 1.00 × 105 kg de (NH4)2SO4?

1.00x〖10〗^8 g 〖(NH_4)〗_2 SO_4 x (1 mol 〖(NH_4)〗_2 SO_4)/(132.15 g 〖(NH_4)〗_2 SO_4 ) x (2 mol NH_3)/(1 mol 〖(NH_4)〗_2 SO_4 ) x (17.034 g NH_3)/(1 mol NH_3 ) x (1 kg)/(1000 g)=2.58x〖10〗^4 kg NH_3

3.78 Un método común para la preparación de oxígeno gaseoso en el laboratorio utiliza la descomposición térmica de clorato de potasio (KClO3). Suponiendo que la descomposición es completa, calcule el número de gramos de O2 gaseoso que se obtendrán a partir de 46.0 g de KClO3. (Los productos son KCl y O2.)

3.91 El óxido de titanio(IV) (tiO2) es una sustancia blanca que se produce a partir de la reacción entre el ácido sulfúrico con el mineral ilmenita (FetiO3):

FetiO3 + H2SO4 → tiO2 + FeSO4 + H2O

Sus propiedades de opacidad y no toxicidad lo convierten en una sustancia idónea para pigmentos de plásticos y pin turas. En un proceso, 8.00 × 103 kg de FetiO3 produjeron 3.67 × 103 kg de tiO2. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

La ecuación equilibrada muestra una relación molar de 1 mol de TiO2: 1 mol FeTiO3. La masa molar de FeTiO3 es 151,73 g / mol, y la masa molar de TiO2 es 79,88 g / mol. El rendimiento teórico de TiO2 es:

8.00x〖10〗^6 g 〖FeTiO〗_3 x (1 mol 〖FeTiO〗_3)/(151.73 g 〖FeTiO〗_3 ) x (1 mol TiO_2)/(1 mol 〖FeTiO〗_3 ) x (79.88 g TiO_2)/(1 mol TiO_2 ) x (1 kg)/(1000 g)=4.21x〖10〗^3 kg TiO_2

El rendimiento real se da en el problema (3.67 × 103 kg TiO2).

% rendimiento=(Rendimiento real)/(Rendimiento teórico) x100%= (3.67x〖10〗^3 kg)/(4.21x〖10〗^3 kg) x100%=87.2%

3.92 El etileno (C2H4), un importante reactivo químico industrial, se puede preparar calentando hexano (C6H14) a 800°C:

C6H14 → C2H4 + otros productos

Si el rendimiento de la producción de etileno es 42.5%, ¿qué masa de hexano se debe utilizar para producir 481 g de etileno?

El rendimiento real de etileno es 481 g. Vamos a calcular el rendimiento de etileno si la reacción es 100 por ciento eficiente. Podemos calcular esto desde la definición de rendimiento porcentual. Entonces podemos calcular la masa de hexano que debe hacerse reaccionar.

% rendimiento=(Rendimiento real)/(Rendimiento teórico) x100%

42.5% rendimiento=(481 g C_2 H_4)/(Rendimiento teóricox100%)

Rendimiento teórico C_2 H_4=1.132 x〖10〗^3 g C_2 H_4

La masa de hexano que debe hacerse reaccionar es:

(1.132x〖10〗^3 g C_2 H_4 )x (1 mol C_2 H_4)/(28.052 g C_2 H_4 ) x (1 mol C_6 H_14)/(1 mol C_2 H_4 ) x (86.172 g C_6 H_14)/(1 mol C_6 H_14 )=3.48x〖10〗^3 g C_6 H_14

3.93 Cuando se calienta, el litio reacciona con el nitrógeno para formar nitruro de litio:

6Li(s) + N2(g) → 2Li3N(s)

¿Cuál es el rendimiento teórico de Li3N en gramos cuando 12.3 g de Li se calientan con 33.6 g de N2? Si el rendimiento real de Li3N es 5.89 g, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

Este es un problema reactivo limitante. Vamos a calcular los moles de Li3N produjo asumiendo reacción completa para cada reactivo.

6Li(s) + N2(g) → 2Li3N(s)

12.3 g Li x (1 mol Li)/(6.941 g Li) x (2 mol 〖Li〗_3 N)/(6 mol Li)=0.5907 mol 〖Li〗_3 N

33.6 g N_(2 ) x (1 mol N_(2 ))/(28.02 g N_(2 ) ) x (2 mol 〖Li〗_3 N)/(1 mol N_(2 ) )=2.398 mol 〖Li〗_3 N

Li es el reactivo limitante, sino que limita la cantidad de producto producido. La cantidad de producto producido es 0.5907 Li3N mole. Vamos a convertir esto en gramos.

¿g 〖Li〗_3 N=0.5907 mol 〖Li〗_3 N x (34.833 g 〖Li〗_3 N)/(1 mol 〖Li〗_3 N)=20.6 g 〖Li〗_3 N

Este es el rendimiento teórico de Li3N. El rendimiento real se da en el problema (5,89 g). El rendimiento porcentual es:

% rendimiento=(Rendimiento real)/(Rendimiento teórico) x100%= (5.89 g)/(20.6 g) x100%=28.6%

3.94 El dicloruro de diazufre (S2Cl2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide que las moléculas del caucho se separen cuando éste se estira. Se prepara mediante el calentamiento del azufre en una atmósfera con cloro:

S8(l) + 4Cl2(g) → 4S2Cl2(l)

¿Cuál es el rendimiento teórico de S2Cl2 en gramos cuando 4.06 g de S8 se calientan con 6.24 g de Cl2? Si el rendimiento real de S2Cl2 es 6.55 g, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento?

Este es un problema reactivo limitante. Vamos a calcular los moles de S2Cl2 produjo asumiendo reacción completa para cada reactivo.

S8(l) + 4Cl2(g) → 4S2Cl2(l)

4.06 g S_8=(1 mol S_8)/(256.56 g S_8 ) x (4 mol S_2 〖Cl〗_2)/(1 mol S_8 )=0.0633 mol S_2 〖Cl〗_2

6.24 g 〖Cl〗_2=(1 mol 〖Cl〗_2)/(70.90 g 〖Cl〗_2 ) x (4 mol S_2 〖Cl〗_2)/(4 mol 〖Cl〗_2 )=0.0880 mol S_2 〖Cl〗_2

S8 es el reactivo limitante, sino que limita la cantidad de producto producido. La cantidad de producto producido es 0,0633 mol S2Cl2. Vamos a convertir esto en gramos.

¿g〖 S〗_2 〖Cl〗_2=0.0633 mol S_2 〖Cl〗_2 x (135.04 g S_2 〖Cl〗_2)/(1 mol S_2 〖Cl〗_2 )=8.55 g S_2 〖Cl〗_2

Este es el rendimiento teórico de S2Cl2. El rendimiento real se da en el problema (6,55 g). El rendimiento porcentual es:

% rendimiento=(Rendimiento real)/(Rendimiento teórico) x100%= (6.55 g)/(8.55 g) x100%=76.6%

Problemas adicionales

3.95 El siguiente diagrama representa los productos (CO2 y H2O) formados después de la combustión de un hidrocarburo (un compuesto que contiene sólo átomos de C y H). Escriba una ecuación para la reacción. (Sugerencia: La masa molar del hidrocarburo es aproximadamente 30 g.)

3.96 Considere la reacción del hidrógeno gaseoso con el oxígeno gaseoso:

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Suponga que ocurre una reacción completa, ¿cuál de los siguientes diagramas representa las cantidades de reactivos y productos que se pueden recuperar una vez finalizada la reacción?

3.97 El ácido nítrico se produce industrialmente mediante el proceso de Ostwald, representado con las siguientes ecuaciones:

4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(l)

2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)

2NO2(g) + H2O(l) → HNO3(ac) + HNO2(ac)

¿Qué masa de NH3 (en g) se debe utilizar para producir 1.00 tonelada de HNO3 de acuerdo con el procedimiento anterior? Suponga un porcentaje de rendimiento del 80% en cada uno de los pasos (1 tonelada = 2 000 lb, 1 lb = 453.6 g).

En primer lugar, vamos a convertir a moles de HNO3 producido.

1.00 ton HNO_3 x (2000 lb)/(1 ton) x (453.6 g)/(1 lb) x (1 mol HNO_3)/(63.018 g HNO_3 )=1.44x〖10〗^4 mol HNO_3

Ahora, vamos a trabajar en la dirección inversa para calcular la cantidad de reactivo necesaria para producir 1,44 × 103 moles de HNO3. Darse cuenta de que, puesto que el problema dice a asumir un rendimiento del 80% para cada paso, la cantidad de reactivo necesario en cada paso será más grande en un factor de (100%)/(80%), En comparación con una estequiometría estándar cálculo donde se supone un rendimiento del 100%. En referencia a la ecuación de equilibrio en el último paso, calculamos los moles de NO2.

(1.44x〖10〗^4 mol HNO_3)x (2 mol NO_2)/(1 mol HNO_3 ) x (100%)/(80%)=3.60x〖10〗^4 mol NO_2

Ahora, vamos a calcular la cantidad de NO necesita para producir 3,60 × 104 moles de NO2. Siguiendo el mismo procedimiento que el anterior, y haciendo referencia a la ecuación equilibrada en el paso intermedio, calculamos los moles de NO.

(3.60x〖10〗^4 mol NO_2 )x (1 mol NO)/(1 mol NO_2 ) x (100%)/(80%)=4.50x〖10〗^4 mol NO

Ahora, vamos a calcular la cantidad de NH3 necesaria para producir 4,5 × 104 mol NO. Refiriéndose a la equilibrada ecuación en la primera etapa, los moles de NH3 es:

(4.50x〖10〗^4 mol NO)x (4 mol NH_3)/(4 mol NO) x (100%)/(80%)=5.625x〖10〗^4 mol NH_3

Finalmente, la conversión de gramos de NH3:

5.625x〖10〗^4 mol NH_3 x (17.034 g NH_3)/(1 mol NH_3 )=9.58x〖10〗^5 g NH_3

3.98 Una muestra de un compuesto de Cl y

...