La composición de un compuesto está dada por su fórmulaquímica

Composición significa no solo los elementos presentes sino también la proporción en la cual se combinan los átomos. Las fórmulas químicas que indican los tipos de átomos y el número real de cada uno en una molécula, se denominan fórmulas moleculares.
Ejemplo: H2, O2, O3, H2O. Los subíndices numéricos, indican la cantidad de átomos de cada elemento presentes en una molécula. Se omite el subíndice “uno” de las fórmulas. Las fórmulas moleculares son las fórmulas verdaderas de las moléculas. Las fórmulas que solo indican el menor número relativo de átomos de cada tipo en una molécula se llaman fórmulas empíricas.
Éstas nos indican cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en números enteros entre sus átomos, pero no indica, necesariamente el número real de átomos en una molécula determinada. La palabra empírica significa que se deriva de un experimento, es decir se determinan experimentalmente. Los subíndices de una fórmula empírica siempre son las proporciones enteras más pequeñas.

Ejemplo: Fórmula molecular del peróxido de hidrógeno: H2O2; fórmula empírica: HO, nos indica que el H y el O están presentes en una proporción 1 : 1. Esta proporción se mantiene sea cual sea el tamaño de la muestra. Para muchas sustancias la fórmula molecular y la empírica son idénticas, como en el caso del agua.
Ciertos métodos de analizar sustancias, sólo conducen a la fórmula empírica, y una vez conocida la fórmula empírica, experimentos adicionales pueden proporcionar la información necesaria para convertir la fórmula empírica en la molecular. Hay sustancias, como el carbono, que noexisten como moléculas aisladas; su símbolo químico, C, es su fórmula empírica.
Las fórmulas de los compuestos iónicos siempre son las mismas que sus fórmulas empíricas, debido a que los compuestos iónicos no están formado por unidades moleculares discretas.


En el NaCl existe una relación entre cationes y aniones de 1: 1, de forma que el compuesto es eléctricamente neutro. NaCl es la fórmula empírica del cloruro de sodio.
Este mismo número de iones Na + y Cl - están acomodados en una red tridimensional en la que cada ion sodio es atraído por los seis iones Cl – que le rodean y viceversa. En los compuestos iónicos, los cationes y aniones se acomodan de tal forma, que el compuesto resulta eléctricamente neutro.
Para que esto sea así, la suma de las cargas del catión y del anión de cada unidad de fórmula debe ser igual a cero. En la fórmula de un compuesto iónico no se muestra la carga del catión ni del anión.



Para obtener información acerca de una sustancia dada, necesitamos conocer su fórmula química y su nombre. Cuando eran pocos los compuestos conocidos, era posible memorizar sus nombres, muchos de los cuales se derivaban de su aspecto físico, de sus propiedades, de su origen o de sus aplicaciones. Por ejemplo: leche de magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía, polvo para hornear, etc. La asignación de nombres a las sustancias, se denomina nomenclatura química, del latín nomen: nombre y calare: llamar. Si cada una de las 10 millones de sustancias conocidas, tuviera un nombre especial, independiente de todos los demás, sería muy complicado nombrarlas.Por eso para la mayor parte de las sustancias, nos apoyamos en un conjunto sistemático de reglas que nos llevan a un nombre único para cada sustancia, en base a su composición. El número de oxidación de un átomo es la carga que resulta cuando se asignan los electrones de un enlace covalente al átomo más electronegativo. Es la carga que un átomo poseería si el enlace fuera iónico. En el HCl el número de oxidación del H es +I y el del Cl es - I.
Se escribe el signo delante del número para distinguirlos de las cargas eléctricas reales. 20
Los números de oxidación no corresponden a cargas reales de los átomos, excepto en el caso de las sustancias iónicas simples; se los determina siguiendo una serie de reglas:

a) El número de oxidación de un elemento en su forma elemental es cero.
b) El número de oxidación de un in monoatómico es igual a su carga.
c) En los compuestos binarios (dos elementos distintos), al elemento con mayor electronegatividad se le asigna un número de oxidación igual a su carga en compuestos iónicos simples del elemento.
d) La suma de los números de oxidación es igual a cero para un compuesto eléctricamente neutro y es igual a la carga global para una especie iónica.

La tabla periódica nos ayuda a asignar números de oxidación, GIA: + 1; GIIA: + II; el F es el elemento más electronegativo y siempre se encuentra en sus compuestos como - I; el oxígeno casi siempre está en sus compuestos como - II y el hidrógeno cuando está unido a un elemento más electronegativo actúa como + I y cuando está unido a un elemento menos electronegativo (la mayor parte de losmetales) actúa con - I. El orden en que aparecen escritos los elementos en una fórmula química es de izquierda a derecha, de electronegatividades crecientes; teniendo en cuenta el siguiente orden
REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción o transformación química es un proceso por el cual los enlaces de las sustancias iniciales, llamadas reactivos, sufren una transformación y sus átomos se reorganizan de distinta manera para formar otras sustancias llamadas productos, y normalmente se produce un intercambio de energía.
Una transformación química es homogénea si tanto los reactivos como los productos se encuentran en el mismo estado (sólido, líquido o gas). En caso contrario se dice que es heterogénea.
Una transformación química se representa esquemáticamente mediante una ecuación química.
Una ecuación química consta de dos miembros. En el primero se escriben las fórmulas de las moléculas de los reactivos y en el segundo las de los productos.
Por ejemplo, vamos a escribir la ecuación química de la combustión del metano (CH4):


Nota: siempre que os digan que una sustancia se quema o que se realiza la combustión de una sustancia, la ecuación química es

Para escribir correctamente la ecuación química se requiere:
Conocer las fórmulas de los reactivos y los productos.
Satisfacer la ley de conservación de los átomos: la suma de todos los átomos de los reactivos es igual a la suma de los átomos de todos los productos. Para conseguirlo se utilizan los llamados coeficientes estequiométricos, que son números que se colocan delante de cada uno de los compuestos que intervienen en la reacción. Esteproceso se denomina ajustar la reacción. Para ajustar una reacción no hay un método concreto. Ya os diré algún truco cuando lo haya.
En la molécula de agua (H2O) hay dos átomos de H y un átomo de O.
Si tengo 3H2O, el coeficiente estequiométrico es 3, y significa que hay tres moléculas de agua, por tanto hay 6 átomos de H y 2 de O. Si tengo H2O, el coeficiente estequiométrico es 1, que no se pone.
La ecuación química ajustada del ejemplo es:

Esta reacción química significa que 1 molécula (mol) de metano reacciona con dos moléculas (moles) de oxígeno para dar 1 molécula (mol) de dióxido de carbono y 2 moléculas (moles) de agua.
Cuando mezclo dos sustancias (que son los reactivos) se van consumiendo hasta conseguir los productos y puede ocurrir que un reactivo se consuma totalmente mientras que aún quedan cantidades de otros reactivos. Se llama reactivo limitante al reactivo que se consume primero y reactivo excedente a los demás.

En la práctica, las cantidades de productos que se obtienen son generalmente menores que las calculadas teóricamente. Se define el rendimiento como el cociente entre la cantidad que se obtiene experimentalmente y la cantidad que se obtiene teóricamente: Se suele expresar en tanto por ciento.

Cuando se dice que el rendimiento de la reacción es del 90% significa que de 100 g del producto que debería obtenerse se obtienen 90 g.

Ejercicio: Con la reacción química ajustada anterior, calcular:

1 Los moles de dióxido de carbono que se obtienen con 18 g de metano.





2. Los gramos de metano necesarios para conseguir 0’2 moles de agua.3. Los gramos de agua que se obtienen con 22 g de oxígeno.





4.

5. Los gramos de dióxido de carbono que se obtienen con 5 g de oxígeno, si el rendimiento de la reacción es del 80%.






Ejercicios
1) Ajustar las siguientes reacciones químicas:
a. NH3 + O2 N2 + H2O (combustión)
b. CH4 + O2 CO2 + H2O (combustión)
c. CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O
d. HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
e. NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O
f. KClO3 KCl + O2 (descomposición)
2) Dada la ecuación química:


a. Ajusta la ecuación.
b. sQué cantidad de HCl será necesaria para reaccionar completamente con 52 g de ?
c. sQué cantidad de NaCl se formará?
3) Disponemos en un matraz de 60 g de HCl a los que añadimos 30 g de Mg(OH)2, según la reacción:

a. Ajusta la reacción.
b. sQué reactivo se encuentra en exceso?
c. sCuántos gramos de dicho reactivo permanecerán sin reaccionar al final del proceso?
d. sCuántos gramos de MgCl2 se producirán?
4) En la reacción química:
BaS + Na2SO4  BaSO4 + Na2S (ajústala)
Calcula los gramos de sulfato de bario, BaSO4, que se obtienen con 200 g de sulfuro de bario, BaS, si el rendimiento de la reacción es del 80%.
5) Según la reacción:
NH3 + CO2  (NH2)2CO + H2O (ajústala)
hacemos reaccionar 500 g de amoniaco, NH3, con 750 g de CO2, para obtener urea.
a. sCuál de los dos es el reactivo limitante?
b. sCuántos gramos de urea se obtienen supuesto un rendimiento del 100%?
6) El amoniaco (NH3) se quema para producir nitrógeno y agua.
a. Escribe y ajusta la reacción.
b. sCuántos gramos de agua obtengo quemando 27 g de amoniaco?c. Si quemo 20 g de amoniaco con 20 g de oxígeno, scuántos gramos de nitrógeno obtengo?
7) La caliza (CaCO3) se descompone calentándose en cal viva (CaO) y dióxido de carbono.
a. Escribe la reacción química y ajustala.
b. Calcular el peso de cal viva que puede prepararse calentando 200 g de caliza con una pureza del 95% de CaCO3.
8) La reducción del Cr2O3 por el Al se realiza provocando la ignición de una mezcla adecuada y la reacción química es:

a. Ajusta la reacción.
b. sCuántos gramos de cromo se obtienen con 250 g de Cr2O3.













ESTEQUIOMETRÍA

Masa atómica relativa o masa atómica (Ar) La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del isótopo 12C. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma, este átomo se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Experimentalmente se puede determinar la masa de un átomo en relación con la masa de otro átomo utilizado como referencia. Esta masa así determinada se denomina masa atómica relativa y la designaremos Ar.
Masa molecular relativa (Mr) Se puede calcular la masa de las moléculas a partir de las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular relativa (para compuestos moleculares) y masa fórmula relativa (para compuestos no moleculares) es la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que componen su fórmula. Es un número adimensional que expresa cuántas veces más pesada es la molécula considerada que la uma. A partir de la masa molecular se puede determinar lamasa molar de una molécula o un compuesto. La masa relativa de un átomo o de una molécula se determina experimentalmente con un espectrómetro de masas.
Para calcularla, es necesario multiplicar las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos, por el número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula (es el subíndice del elemento en la fórmula) y sumar la de todos los elementos. Por ejemplo, la masa molecular relativa del agua se calcula: Mr (H2O) = 2x Ar (H) + Ar (O) Mr (H2O) = 2x 1,008 + 16 = 18,016 El mol El mol es la unidad utilizada por los químicos para expresar grandes cantidades de átomos, iones y moléculas. En el sistema SI el mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como 22
átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de 12C. Experimentalmente se ha determinado que el número de átomos que hay en esta cantidad de 12C es de 6,0221367 x 1023. Este número recibe el nombre de Número de Avogadro en honor a Amadeo Avogadro.
A los fines del cálculo usaremos el valor de NA = 6,022x1023. Masa molar La masa molar (M) es la masa en gramos de un mol de partículas.

Es numéricamente igual a la masa atómica relativa o a la masa molecular relativa pero expresada en unidades de g/mol. M = Ar g/mol M = Mr g/mol Si se conoce la masa atómica de un elemento también se conoce su masa molar. Si se conoce la masa molecular de un compuesto, también se conoce su masa molar. Para la interconversión de masas, moles, números de partículas y volumen se pueden utilizar las siguientes relaciones:


La masa molary el número de Avogadro se emplean como factores de conversión para convertir: gramos → moles → número de átomos o de moléculas como así también calcular la masa de un solo átomo.
Volumen molar normal El volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura es el mismo y se conoce como volumen molar normal (Vm,0).
Este tiene un valor de 22,414 litros. Para los cálculos se considerará Vm,0 = 22,4L. El volumen molar normal se emplea como factor de conversión, en el caso de gases en condiciones normales de presión y temperatura, para convertir masa, moles y número de átomos o moléculas en volumen y viceversa. 23
Cálculos estequiométricos a partir de fórmulas. La fórmula de una sustancia brinda una información muy valiosa de la que se pueden obtener factores de conversión apropiados. Por ejemplo la fórmula Cl2 representa:



De esta información se deducen un gran número de factores unitarios, llamados así porque son cantidades equivalentes.





Composición porcentual La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada elemento contenida en un mol del compuesto y la masa molar del compuesto, se multiplica por 100%.
Ejemplo:


TALLER DE ESTEQUIOMETRIA
QUÍMICA 10s
 
 
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.      sQué masa de CaCO3se requiere  para retirar 155 g. de SO2?
b.     sQué 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    Reacciona con Nitrato de Plata para producir Cloruro de Plata y Nitrato de Bario             
a.           Escriba la ecuación balanceada.
b.            sQué masa de AgNO3, en gramos, se requiere para la reacción completa con 0.156g de Ba2Cl2? sQué masa de AgCl se produce?
c.            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.           El compuesto SF6 se obtiene quemando azufre en una atmósfera de flúor. La ecuación balanceada es: S8   +   F2      SF6
 Si se emplean 1.6 mol de azufre, S8, y 3.5 mol de F2, sCuál es el reactivo límite?, Cuál es la cantidad en gramos de producto que se forma?, cuántos gramos sobran del reactivo en exceso?
 4.          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:
sCuál es el reactivo límite?
a. sCuál es la masa máxima de H2 que se puede prepara?
b. sQué masa de reactivo en exceso quedarácuando termine la reacción?
c. Cuántos moles sobran del reactivo en exceso
El bicloruro de azufre, SCl2, se emplea para la vulcanización del hule. Puede fabricarse tratando azufre fundido con cloro gaseoso:
S8   +   Cl2      SCl2
5. En una mezcla de 32g de azufre y 71g de Cl2, sCuál es el reactivo límite?, cuántas moles del producto se forman?, cuántos moles sobran del reactivo en exceso? El cloruro de aluminio, AlCl3, se fabrica tratando pedazos de aluminio con cloro. Cuál es la reacción balanceada.
Si se comienza con 2.7g de Al y 4.05g de Cl2:
sCuál es el reactivo límite?
a. sQué masa de AlCl3 se puede producir?
b. sQué masa de reactivo en exceso quedará cuando la reacción termine?
6.  El amoniaco gaseoso 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. sQué masa de NH3 se podrá producir?
c. sQué masa de reactivo en exceso quedará después de la formación del amoniaco?
d. Cuántos gramos sobran del reactivo en exceso?
7. 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, sCuál es la máxima aspirina que se podrá obtener?
8. Si reaccionan 78.23 gramos de C7H6O3 con 86.21 gramos de C4H6O3. Cuántos gramos se producen de ambos producto?. Cuántos gramos sobran del reactivo en exceso?
9. La mezcla de CO y H2 produce 407g de CH3OH
 CO  +   H2              CH3OH
Si en realidad sólo se producen 332g de CH3OH, sCuál es el rendimiento porcentual del compuesto?
 10. El amoniaco gaseoso puede prepararse mediante el procedimiento mostrado en la pregunta número 7. Si se mezclan 112g de CaO y 224g de NH4Cl, el rendimiento teórico de NH3 es 68g. Si sólo se obtienen 16.3g de NH3 en realidad, sCuál es el rendimiento porcentual?
11. 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, sCuál es el   rendimiento teórico de Cu(NH3)4SO4?
 b. Si se obtienen 12.6g de Cu(NH3)4SO4, sCuál es el rendimiento            porcentual?
12. Una reacción estudiada por Wächtershäuser y Huber es:
 2CH3SH   +   CO           CH3COSCH3   +   H2S
Si se inicia con 10g de CH3SH y un exceso de CO:
 sCuál es el rendimiento teórico de CH3COSCH3?
a. Si se separan 8.65g de CH3COSCH3, sCuál es el rendimiento porcentual? 
 13. Una mezcla de CuSO4 y CuSO4 * 5H2o tiene masa de 1.245g, pero después de calentarla para que se desprenda toda el agua, su masa es tan sólo 0.832g. sCuál es el porcentaje en masa de CuSO4 * 5H2O en la mezcla?
14. Se calienta una muestra de 2.634g que contiene CuCl2 * 2H2O y otros materiales. La masa de muestra tras el calentamiento para desprender el agua del CuCl2 es de 2.125g. sCuál es el porcentaje de masa de CuCl2 * 2H2O en la muestra original?
 Se calienta una muestra de piedra caliza y otros minerales, y la primera se descompone para dar óxido de calcioy dióxido de carbono.
 CaCO3      CaO   +   CO2
 16.Una muestra de 1.506g del material al 65% de pureza que contiene piedra caliza produce 0.558g de CO2, además de CaO, tras calentarse a alta temperatura. sCuáles el porcentaje en masa de CaCO3 en la muestra original?
A altas temperaturas el NaHCO3 se transforma cuantitativamente en Na2CO3.
 
NaHCO3       Na2CO3   +   CO2   +   H2O

17. Al calentar una muestra de 0.7184g de NaHCO3 impuro, se desprende de Na2HCO3. sCuál era el porcentaje en masa de NaHCO3 en la muestra original de 0.7184g?
 18. Un pesticida contiene sulfato de talio, Tl2SO4. Al disolver una muestra de 10.20g del pesticida impuro en agua, y agregarle yoduro de sodio se precipitan 0.1964g de yoduro de talio (I), TlI.
 Tl2SO4   +   2NaI      2NaI   +   Na2SO4
 
sCuál es el porcentaje en masa de Tl2SO4 en la muestra original de 10.20g?

 19. Suponga que 16.04g de metano al 73 % de pureza, CH4, se queman con 18.7 gramos de oxígeno al 85% de pureza
 Cuáles son los productos de reacción?
Cuál es la ecuación balanceada de la reacción?
Qué masa de ambos productos requiere para la combustión completa del metano?
Cuál es la cantidad de moles que sobran del reactivo en exceso
 20. Si 10.0g de carbono se combinan con una cantidad estequiométrica exacta de oxígeno (26.6g) para producir dióxido de carbono, sCuál es el rendimiento teórico de CO2 (en gramos)?
 
21. 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 elaliento, 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
 sQué masa de acetona se producirá a partir de 125mg de ácido acetoacético (CH3COCH2CO2H)?

22. El cuerpo expulsa el exceso de nitrógeno en forma de urea, NH2CONH2. La reacción para la producción de la misma es la combinación de arginina (C6H14N4O2) con agua para dar urea y ortinina (C5H12N2O2).
 C6H14N4O2   +    H2O            NH2CONH2   +   C5H12N2O2
 
Si una persona excreta 95mg de urea, squé masa de arginina debe haberse empleado? sQué masa de ortinina debe haberse producido?
 23. Algunos haluros metálicos reaccionan con agua produciendo el óxido metálico y el haluro de hidrógeno adecuado. Por ejemplo:
 TiCl4   +   2H2O              TiO2   +   4HCl
 
Dé el nombre de los cuatro compuestos que participan en esta reacción.
Si comienza con 14.0mL de TiCl4 (d = 1.73g/mL), squé masa de agua, en gramos, se requiere para una reacción total?
 24. La reacción de 750g de NH3 t 750g de O2 se determinó que producía n 562g de NO.
 
4NH3   +   5O2             4NO   +   6H2O
 
Qué masa de agua produjo también está reacción?
Qué cantidad de O2 se requiere para consumir 750g de NH3?
 La sacarina, un endulzante artificial, tiene la fórmula C7H5N3S. Suponga que tiene una muestra de 0.2140g de endulzante, que contiene sacarina. Tras la descomposición para liberar el azufre y transformarlo en el ión SO42-, insoluble en agua. La cantidadobtenida de BaSO4 es 0.2070g. sQué porcentaje en masa de sacarina contiene la muestra endulzante?
 


26. El hidrógeno carbonato 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. sCuál es el porcentaje en masa de NaHCO3 en la muestra?

27.El plomo y el acido sulfúrico reaccionan para producir sulfuro de plomo e hidrogeno, Determine la  reacción:
 

sCuál  es el rendimiento teórico del PbS al hacer reaccionar 0.4 gramos de H2S y 2.0 gramos de Pb?
 
28. El sulfuro de plomo se descompone en presencia del peroxido de hidrógeno, para producir sulfato de plomo y agua, según la reacción:
 
PbS + 4H2O2 ----------> PbSO4 + 4H2O
 
sCuál es el rendimiento teórico de PbSO4 a partir de 0.16 gramos de H2O2?
 
29. En la reacción de obtención de la fosfina a partir de sus elementos,
 

2P + 3H2 --------> 2PH3
sCuál es el rendimiento teórico del PH3 a partir de 10 gramos de hidrógeno y 5 gramos de P?
 
30.En condiciones de laboratorio, el litio y el bromo reaccionan para producir bromuro de litio. Si se obtiene 340g de LiBr   a partir de 34.0g de litio con exceso de bromo, sCuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
 
31. 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
 
31. El benceno reacciona con el HNO3  para producir nitrobenceno, según la reacción.
C6H6 + HNO3 ---------> C6H5NO2 + H2O
Si en un proceso de nitración de benceno se, obtiene 36.0g de nitrobenceno a partir de 312g de C6H6, sCuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
Calcule la cantidad de nitrobenceno que se produce a partir de 30g de benceno en la reacción anterior, si su rendimiento es de 70%.
 
32. Cuando se hacen reaccionar 70g de hidróxido de calcio en 108g de H3PO4 se obtienen 90.4g de fosfato de calcio. sCuál es el % de rendimiento de la reacción?
 
3Ca(OH)2 + 2H3PO4------------> Ca3(PO4)2 + 6H2O.
 
 
 
33. sCuántos gramos de Na2SO4 se pueden producir a partir de 750g de NaCl de 88% de pureza?
2NaCl  + H2SO4 -----------> Na2O4 + 2HCl


34. un mineral de zinc, ZnS, contiene 80% de Zn. Calcule cuantos gramos de oxígeno se requieren para reaccionar con 450g de mineral. sCuántos moles de SO2 se forman?

2ZnS + 3O2---------> 2ZnO + 2SO2