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50 PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA. Desde Cero

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Química desde cero 50 problemas de estequiometría desde cero Una introducción progresiva para aprender sin agobios: masa molar, mol, número de Avogadro, gases, ecuaciones químicas, disoluciones, reactivo limitante, rendimiento y pureza. 50 ejercicios resueltos Paso a paso Matemáticas con Juan Química básica Abrir soluciones Cerrar soluciones Imprimir Índice rápido 1–5 Masa molar, mol y número de Avogadro Ejercicios 1–5 6–10 Partículas, moles y volumen molar de gases Ejercicios 6–10 11–15 Ajuste de ecuaciones químicas Ejercicios 11–15 16–20 Relaciones mol--mol Ejercicios 16–20 21–30 Relaciones gramo--gramo Ejercicios 21–30 31–35 Estequiometría con gases Ejercicios 31–35 36–40 Disoluciones y molaridad Ejercicios 36–40 41–45 Reactivo limitante Ejercicios 41–45 46–50 Rendimiento, pureza y ...
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Cálculo del volumen de Formación y de Reacción

Volumen de Amoníaco Formado en la Reacción entre Hidrógeno y Nitrógeno Problema Se dispone de 1200 litros de hidrógeno (H₂) que reaccionan con nitrógeno (N₂) para formar amoníaco (NH₃). Asumiendo condiciones en las que se pueden aplicar relaciones volumétricas directas, determina: El volumen de nitrógeno (N₂) que reacciona. El volumen de amoníaco (NH₃) que se forma. Resolución Detallada 1. Ecuación Química Balanceada La síntesis del amoníaco se describe mediante la reacción: \[ \text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \; \longrightarrow \; 2\,\text{NH}_3 \] En esta ecuación, 1 volumen de N₂ reacciona con 3 volúmenes de H₂ para producir 2 volúmenes de NH₃. 2. Relación Volumétrica en la Reacción Según la estequiometría, la proporción de volúmenes N₂ : H₂ : NH₃ es 1 : 3 : 2. Por cada 3 volúmenes de H₂, se requiere 1 volumen de N₂ y se forman 2 volúmenes de NH₃. 3. Cálculo del Volumen de N₂...
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Masa Equivalente de un Elemento Químico

Cálculo de la Masa Equivalente del Aluminio Problema Si 0,60 g de aluminio se combinan totalmente con 0,53 g de oxígeno , obteniéndose 1,13 g de trióxido de dialuminio (Al₂O₃) , ¿cuál es la masa equivalente del aluminio? Resolución Detallada 1. Reacción y Masa de Oxígeno Combinada Se ha medido experimentalmente que 0,60 g de aluminio reaccionan con 0,53 g de oxígeno para formar Al₂O₃. El producto resultante (trióxido de dialuminio) tiene una masa total de 1,13 g (suma de 0,60 g de Al y 0,53 g de O). 2. Concepto de Masa Equivalente La masa equivalente (o peso equivalente) de un elemento se define como la masa que reacciona con, o desplaza, 8 g de oxígeno (considerando a 8 g de O como un equivalente) o 1,008 g de hidrógeno, entre otras definiciones clásicas. En este ejercicio, tomaremos como base la combinación con oxígeno. 3. Cálculo de Equivalentes de Oxígeno Dado que 8 g de oxígeno constituyen ...
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Preparación de disolución de sulfato de cobre (II)

Preparación de 6 L de Disolución de Sulfato de Cobre(II) al 12% Problema Se desean obtener 6 litros de una disolución que contenga un 12% en masa de sulfato de cobre(II) (CuSO₄). Para su preparación, se parte de sulfato de cobre(II) pentahidratado (CuSO₄·5H₂O). Asumiendo que la densidad de la disolución es aproximadamente 1 g/mL, ¿cuántos gramos de CuSO₄·5H₂O se necesitan? Resolución Detallada 1. Cálculo de la Masa Total de la Disolución Dado que se necesitan 6 litros de disolución y se asume una densidad de 1 g/mL (equivalente a 1 g por cada 1 mL), la masa total de la disolución es: \[ \text{Masa total} = 6\, \text{L} \times \frac{1000\, \text{mL}}{1\, \text{L}} \times 1\, \frac{\text{g}}{\text{mL}} = 6000\, \text{g} \] 2. Masa de Sulfato de Cobre(II) Anhidro (CuSO₄) Requerida El 12% en masa de CuSO₄ en la disolución significa que, por cada 100 g de disolución, hay 12 g de CuSO₄ anhidro. En...
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Problema Aplicación de la Ley de Avogadro

Cálculo de Moléculas de Nitrógeno (N₂) Utilizando la Ley de Avogadro Problema Se dispone de 8.0 L de gas nitrógeno (N₂) a condiciones normales de temperatura y presión (0 °C y 1 atm). Utilizando la Ley de Avogadro, determina el número de moles y el número de moléculas de N₂ presentes en la muestra. ¿En qué consiste la Ley de Avogadro? La Ley de Avogadro establece que, a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de gases ideales contienen el mismo número de partículas (átomos o moléculas). Esto implica que el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles que contiene, de acuerdo con la relación: \[ V \propto n \] donde \(V\) es el volumen y \(n\) es el número de moles. En condiciones normales, el volumen molar es de 22.4 L/mol. Resolución Detallada 1. Condiciones Normales y Volumen Molar A condiciones normales (0 °C y 1 atm), el volumen molar de un gas ideal es de 22.4 L/mol. 2. Cálculo d...
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Cálculo de la Riqueza de un Elemento

Cálculo de la Riqueza de una Muestra de Cobre Problema Determinar la riqueza de una muestra de 10 g de cobre que, al disolverse en ácido sulfúrico, produce 30 g de sulfato cúprico hidratado (CuSO₄·5H₂O). Resolución Detallada 1. Masa molar del CuSO₄·5H₂O \[ \begin{align*} \text{Cu: } & 63.55\, \text{g/mol} \\ \text{S: } & 32.07\, \text{g/mol} \\ \text{O (en CuSO₄): } & 4 \times 16.00 = 64.00\, \text{g/mol} \\ \text{5H₂O: } & 5 \times (2 \times 1.01 + 16.00) = 90.10\, \text{g/mol} \\ \text{Total: } & 63.55 + 32.07 + 64.00 + 90.10 = \boxed{249.72\, \text{g/mol}} \end{align*} \] 2. Masa de cobre en 30 g de CuSO₄·5H₂O \[ \text{Masa de Cu} = \left(\frac{63.55\, \text{g/mol}}{249.72\, \text{g/mol}}\right) \times 30\, \text{g} \approx \boxed{7.66\, \text{g}} \] 3. Cálculo de la riqueza de la muestra \[ \text{Riqueza} = \left(\frac{7.66\, \text{g}}{10\, \text{g}}\right) \times 100\% = \boxed{76.6\%} \] Conclusi...
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Ley de Dalton

Ley de las Proporciones Múltiples en Compuestos de Cloro Problema Demostrar que los siguientes datos cumplen la ley de las proporciones múltiples: - 2.5 g de KClO₃ producen 0.98 g de O₂. - 4.16 g de KClO₄ producen 1.918 g de O₂. Resolución Detallada 1. Calcular moles de compuestos y oxígeno Masas molares: - KClO₃: 122.55 g/mol - KClO₄: 138.55 g/mol - O₂: 32 g/mol Moles de KClO₃: \[ \frac{2.5\, \text{g}}{122.55\, \text{g/mol}} \approx 0.0204\, \text{mol} \] Moles de O₂ en KClO₃: \[ \frac{0.98\, \text{g}}{32\, \text{g/mol}} \approx 0.0306\, \text{mol} \] Moles de KClO₄: \[ \frac{4.16\, \text{g}}{138.55\, \text{g/mol}} \approx 0.0300\, \text{mol} \] Moles de O₂ en KClO₄: \[ \frac{1.918\, \text{g}}{32\, \text{g/mol}} \approx 0.0599\, \text{mol} \] 2. Relación molar oxígeno/cloro En KClO₃ (ClO₃⁻): 3 átomos de O por 1 de Cl. En KClO₄ (ClO₄⁻): 4 átomos de O por 1 de ...
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