Estequiometria 2018

CAPÍTULO

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Profesor:

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Tema

Julio Oria

ESTEQUIOMETRÍA

INTRODUCCIÓN : Los objetos y productos químicos que utilizamos actualmente, se obtienen por algún proceso químico, empleando uno o más reactivos. Por razones económicas y ambientales, tales procesos químicos deben ir acompañados del mínimo de desperdicio posible y para esto previamente se realizan cálculos estequiométricos. La estequiometría es importante porque conociendo la cantidad de una sustancia en una reacción química y su respectiva ecuación química balanceada, se puede calcular la cantidad de las otras sustancias, que participan en dicha reacción.

CONCEPTO : Se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas tanto en masa, moles y * volumen que existen entre las sustancias químicas que participan en una reacción química. Cuando se realiza el análisis cuantitativo, se recurre a leyes experimentales de combinación química, que se agrupa en leyes ponderales y leyes volumétricas. Ley de la Conservación de la Masa (Lavoisier) En 1789, basándose en que la materia no se * crea ni se destruye, solo se transforma, estableció lo siguiente: “En toda reacción química ordinaria se debe de cumplir que la suma de la masa total de los reactantes debe ser Antoine Lavoisier igual a la suma de la masa total de los productos”. Químico francés (1734-1794) Ejemplo: Ar: S = 32 ; O = 16 se le considera como el padre ® 2SO3 Ecuación balanceada : 2SO2 + O2 de la química moderna, realizaba sus experimentos Relación de moles : 2mol 1mol 2mol cuidadosamente y Relación de masas : 2(64)g 1(32)g 2(80)g empleaba mediciones Por Lavoisier : 160g = 160g cuantitativas

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Ley de las Proporciones Definidas o constantes (Proust) Establecida en 1801, indica: “En toda reacción química, los reactantes y productos participan manteniendo sus moles o sus masas en una proporción fija, constante y definida. De lo anterior se deduce que cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reaccionar o combinar”. Ejemplo: Síntesis del agua. Ar: H= 1, O= 16. 2H2 + O2 ® 2H2O Relación molar: 2 mol 1 mol 2mol Relación ponderal: 4g 32g 36g De lo anterior se deduce que las masas guardan la siguiente relación: 1g 8g 9g

Joseph Louis Proust (1754 - 1826) Farmaceutico y químico francés

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COMPOSICIÓN PORCENTUAL : Representan los porcentajes en masa de cada elemento en el compuesto. Ejemplo: El formaldehído, CH2O, es un gas tóxico con un olor picante. Se consumen grandes cantidades en la fabricación de plásticos, y se emplea una disolución acuosa del compuesto para preservar muestras biológicas . Calcular el porcentaje en masa de los elementos en el formaldehído. Respuesta : %C= 40% ; %H = 6,73% ; %O = 53,27%

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DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS : * FÓRMULA EMPÍRICA (FE).- Es la mínima fórmula que posee un compuesto químico, ya que indica la mínima cantidad entera de átomos por elemento presentes en dicho compuesto.

COMPUESTO IÓNICO UNIDAD FÓRMULA FÓRMULA EMPÍRICA Peróxido de sodio

Na2O2

Na2O2

Cloruro de potasio

KCl

KCl

Peróxido de calcio

CaO2

CaO2

* FÓRMULA MOLECULAR (FM): Es la fórmula real que posee COMPUESTO COVALENTE un compuesto químico, ya Peróxido que indica la cantidad de hidrógeno exacta de átomos por elemento que están Acetileno presentes en dicho Benceno compuesto.

FÓRMULA MOLECULAR FÓRMULA EMPÍRICA H2O2

HO

C 2H 2

CH

C6H 6

CH

Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton) Enunciada por el químico inglés John Dalton en * 1803 , establece que: “Siempre que dos elementos se combinen entre si para formar varios compuestos, el peso de uno de ellos permanece constante, mientras que el peso del otro varía en una relación de números enteros sencillos”. Ejemplo: Ar: Cl= 35,5 ; S=32 ; O=16 Al combinarse: Cl2 + O2 ® Cl2Ox S + O2 ® S2Ox En ambos óxidos el peso del oxígeno varía según la relación: 1, 2, 3 y 5; cuando el peso del cloro (71g) y el azufre (32g) permanecen constantes. Observación: Con su famosa teoría atómica-molecular, Dalton pudo explicar exitosamente no sólo la ley de las proporciones múltiples, sino también la de Lavoisier y la de Proust. Si el número de átomos de un elemento en los reactantes debe ser igual que en los productos, razón por la cual la masa debe conservarse. De este modo logró explicar la Ley de Lavoisier. Por otro lado, si la composición en masa de un compuesto es constante, es debido a que posee cantidades fijas de los elementos que lo constituyen. De este modo logro explicar la ley de Proust.

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Ley de las Proporciones Reciprocas (o Masas de Combinación) Planteada por C.F. Wenzell y J.B. Ritcher en 1792, establece lo siguiente: “Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que se combinarán entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas”.

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Ejemplo: En una experiencia de laboratorio, 46g de sodio se combinan con 32g de azufre para formar sulfuro de sodio. En otra experiencia, 2g de hidrógeno se combinan con 32g de azufre para formar sulfuro de hidrógeno. ¿Qué masa de Na y de H2 se formarán si se combinan estos dos elementos? Solución: Entonces al hacer reaccionar estas dos sustancias 2Na + S ® Na2S (Na y H2) se combinaran entre si con la misma masa 46g 32g con la que se combinan con la sustancia “S” o en masas múltiplos de ellas. H2 + S ® H 2S 2Na + H2 ® 2NaH 4g 64g 92g 4g

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REACTIVO LIMITANTE : Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos a utilizarse no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente mientras tanto otros no, el reactivo que esta en exceso se llama reactivo en exceso y el que se consume totalmente se le denomina reactivo limitante y generalmente se encuentra en menor cantidad, y es el que va determinar la cantidad exacta de productos que se va formar. El concepto de reactivo limitante es análogo a la relación entre hombres y mujeres en un salón de baile. Si hay 14 hombres y solo 9 mujeres, únicamente se podrán completar 9 parejas. Cinco hombres se quedaran sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de hombres que podrán bailar y hay un exceso de hombres. El reactivo limitante, es aquella sustancia que ingresa al reactor químico generalmente en menor proporción estequiométrica y al consumirse totalmente limita la cantidad máxima del producto obtenido. Este reactivo controla la reacción. Ejemplos: * Si reaccionan 2mol de H2 con 3mol de O2 ¿Qué sucede? Respuesta: Habría un exceso de 2mol de O2 que no reaccionarían. * Si reaccionan 50g de H2 con 32g de O2 ¿Qué sucede? Respuesta: Habría un exceso de 46g de H2 que no reaccionarían. Regla práctica para hallar el RL y RE. * Determinar la siguiente relación para cada reactante en la ecuación balanceada: Relación =

Masa o moles del reactante (dato) Masa molar o moles del reactante teórico en la ec. balanceada

El menor valor de la relación para los reactantes, indica cual de ellos es el reactivo limitante, el mayor valor indicara el reactivo en exceso. Ley de los volumenes definidos (Gay Lussac) Fue dada a conocer por el científico francés * Joseph Gay Lussac en 1808, como producto de sus investigaciones sobre la compresión y expansión de los gases, y la reacción entre ellos. Esta ley establece lo siguiente: “A las mismas condiciones de presión y temperatura, las sustancias gaseosas presentan que sus coeficientes molares nos indican también sus coeficientes volumétricos”. .

Ejemplo: A las mismas condiciones de presión y temperatura, se hace reaccionar hidrógeno gaseoso con nitrógeno gaseoso, para obtener amoniaco gaseoso, así: DATO: (A C.N. : P = 1 atm, T = 0ºC, 1mol ocupa 22,4 litros). N2(g) + 3H2(g) ® 2NH3(g)

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Química Relación molar: 1 mol Relación volumétrica: 1 V A C.N. 1(22,4L)

3 mol 3V 3(22,4L)

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2 mol 2V 2(22,4L)

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PUREZA DE REACTIVOS : En toda reacción química, las sustancias que intervienen en ella deben ser químicamente puras, es decir sin mezclas de sustancias extrañas, donde: Ejemplo: %Pureza = Masa sustancia pura x 100 Al descomponer por calentamiento 1Kg de piedra Masa muestra caliza, se aprecia que contiene 20% de CaCO3, ¿Qué masa es la del carbonato de calcio que se va descomponer?

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EFICIENCIA O RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN : Hay ocasiones en que una reacción no llega a realizarse completamente, esto debido a factores como: contaminación de algún reactivo, fuga de los reactivos al momento de combinarlos, etc. En estos casos la reacción no se realiza en un 100% y para hallar en que porcentaje realmente se realiza dicha reacción, podemos usar la siguiente fórmula. %Rend = Masa real x 100 = Volumen real x 100 = nreal x 100 Masa teórica Volumen teórico nteórico Nota: - Pesos y volúmenes reales se obtienen experimentalmente en el laboratorio, y son datos del problema. - Pesos y volúmenes teóricos se obtienen por estequiometria. - Solo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan.

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PESO EQUIVALENTE : Introducción: En nuestras actividades cotidianas es muy común utilizar equivalencias, por ejemplo, sabemos que 1 kg equivale a 1000 g o como sucede en las pruebas de maratón que se realizan en las olimpiadas, los atletas de diversos países recorren 42Km., lo que es lo mismo que 26 millas. En las reacciones químicas ocurre algo similar, es decir, las sustancias químicas que participan se combinan en cantidades equivalentes en masa denominadas Peso exacto de combinación, Peso exacto de reacción o Peso Equivalente. Ejemplo: sean las siguientes reacciones químicas. Ar ( Na= 23, H= 1, O= 16 ) a) 2Na + H2 ® 2NaH 46g 2g simplificando: Se observa que 23g de Na es químicamente equivalente a 1g de H2 23g 1g b)

2Na 46g 23g

+

½O2 16g 8g

®

Na2O simplificando: Se observa que 23g de Na es químicamente equivalente a 8g de O2

.

Conclusión: si se combina el Hidrógeno y el Oxígeno lo hacen en la proporción en masa de 1 a 8, lo cual es compatible con las pruebas experimentales. Estos ejemplos nos indican que no es necesario realizar la combinación química para determinar la proporción en masa de combinación entre las sustancias químicas, se puede llegar a ello por concepto de equivalencia.

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Concepto: Forma de determinar la cantidad exacta (peso exacto de reacción) que se necesita de una sustancia química (elemento, compuesto o ión) para que se combine con

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otra sustancia durante una reacción química. Los pesos equivalentes del H2, O2 y Cl2 están establecidos como cantidades estándares de referencia. Así: Peq (H2)= 1 g/eq ; Peq (O2)= 8 g/eq ; Peq (Cl2)= 35,5 g/eq Cabe indicar que el H2, O2 y Cl2 se toman convencionalmente como elementos de referencia ya que se combinan con la mayoría de los elementos para formar una gran variedad de compuestos químicos.

* *

Determinación de Equivalentes: De elementos químicos:

Eq = Ar elemento /E.O./

E.O.: Estado de oxidación del elemento.

* Los elementos que tienen más de un E.O. tendrán más de un equivalente. Ejemplo: Fe (+2,+3) , Hg (+1, +2). eq (Fe2+) = 56/2 = 28 ; Eq(Fe3+) = 56/3 = 18.67

*

De un ión (monoatómico o poliatómico): eq = Ar elemento o PM del compuesto /Carga/

*

Ejemplo: Hallar el equivalente de Cl- , SO42- , PO43-

De compuestos químicos: Donde: θ : Parámetro numérico del compuesto denominado “capacidad de reacción”, que depende del tipo de especie química

eq = Mr o P.F del compuesto q

COMPUESTO CARACTERÍSTICAS DE θ Ácido #de “H” liberados o sustituidos Base o Hidróxido # (OH) sustituibles o ionizables Sal /Carga total del catión o anión/ Doble del número de oxígenos Óxido

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En reacciones químicas: eq =

M o P.F # e- Transferidos

Ejemplos: * eq (CaCl2) = 111/2 = 55.5 * eq (Na2SO4) = 142/2 = 71 * eq (MgO) = 40/2 = 20 * eq ( H3PO4) = 98/3 = 32.67 * eq ( MgCl2.2H2O) = 131/2 = 65.5

Nota: - No se necesita balancear toda la ecuación química. - Solo debe estar balanceado el elemento cuyo número de oxidación varía.

Ejemplo: Calcule el equivalente del agente reductor y del agente oxidante en la siguiente reacción química. NH3 + CuO ® N2 + Cu + H2O solución: eq (NH3) = 17/3 = 5.67 eq (CuO) = 79,5/2 = 39,75

* .

*

Masa equivalente:

mEq (x) = eq (x) g/eq Es la masa de un equivalente en gramos. Ejemplos: * 1 mEq (O) = 8 g/eq * 1 mEq (CaO) = 28 g/eq * 3 mEq (H2O) = 27 g/eq * 1 mEq (HNO3) = 63g/eq * 5 mEq (H2) = 5 g/eq * 2 mEq (Al2(SO4)3) = 2x57 g/eq Número equivalente (#eq): Es el múltiplo o submúltiplo de 1eq, que esta presente en una muestra química cuyo valor se halla así:

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De elementos:

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De compuestos:

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# Eq (x)= _masa (x) _ = n(x)/E.O/ mEq (x)

# Eq - g (x) = __masa (x) _ = n(x).θ mEq (x) n= # moles de “x”

* *

Aplicaciones: Ley de la combinación química: (Ley de Ritcher) En una reacción química se cumple que las sustancias puras reaccionan y se forman con igual número de equivalentes gramos. En general, en una reacción química se cumple: aA + bB # Eq(A) = # Eq (B)

*

Determinación de Ar aproximadas: (Ley de Dulong y Petit) : Ar. x C.E. @ 6.3

*

® cC + dD = # Eq (C) = # Eq (D)

Ar.: Masa atómica relativa aproximada. C.E.: Calor Específico.

Regla General: PE(AB) = PE(A) +

PE(B)

Ejemplos: PE(ÓXIDO) = PE(METAL) + PE(OXIGENO) PE(CaO) = PE(Ca) + PE(O) 40/2 + 16/2 PE(Al2O3)

= PE(Al) 27/3

+ +

PE(O) 16/2

PE(ÁCIDO) = PE(IÓN) + PE(HIDRÓGENO) -2 PE(H2SO4) = PE(SO4 ) + PE(H) 96/2 + 2/2 PE(HIDRÓXIDO) = PE(METAL) + PE(OH-1)

PE(M(OH)X) PE(Mg(OH)2)

= PE(M+X) +2 = PE(Mg ) 24/2

+ PE(OH-1) -1 + PE(OH ) + 17/1

PE(SAL) = PE(CATIÓN) + PE(ANIÓN) PE(AxBy) = PE(A+y) + PE(B-x) PA o PM + PA o PM /y/ /x/

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hierro en gramos, se oxido? (Fe = 56) Fe + O2 ® FeO A) 100 B) 64 C) 112 D) 76

Reforzando lo aprendido 01. ¿Qué volumen de amoniaco en litros, se forma a partir de 12 L de Hidrógeno a las mismas condiciones de presión y temperatura? N2 + H2 ® NH3 A) 4 B) 24 C) 12 D) 8 E) 6

E) 168

11. Cuántos gramos de hidrógeno molecular, se obtienen al reaccionar 100g de sodio según: Na + H 2O ® NaOH + H2 A) 8,69 B) 4,35 C) 10,86 D) 6,51 E) 8,96

02. ¿Cuántos moles de hidrógeno gaseoso reaccionarán con nitrógeno gaseoso para formar 26 moles de amoniaco, según la siguiente ecuación? N2 + H2 ® NH3 A) 13 B) 26 C) 39 D) 52 E) 63

12. Si 85g de una sustancia “B” reaccionan con 40g de una sustancia “A” y 12g de una sustancia “C” con 20g de “A”. ¿Cuántos gramos de “B” reaccionan con 84g de “C”? A) 320 B) 297,5 C) 210,5 D) 428,4 E) 342,5

03. ¿Cuántos moles de oxígeno reaccionan con 0,08 mol de hidrógeno, para obtener agua químicamente pura? H2 + O2 ® H2O A) 0,40 B) 0,08 C) 0,04 D) 0,16 E) 1,04

13. Hallar la masa (g) de clorato de potasio que se debe calentar para formar 48g de oxigeno gaseoso. KClO3 ® KCl + O2 A) 221.5 B) 224.5 C) 399.6 D) 122.5 E) 653.2

04. ¿Cuántos moles de hidróxido de aluminio se obtendrá si se hace reaccionar 3,5 mol de óxido de aluminio con agua? Al2O3 + H2O ® Al(OH)3 A) 9 B) 7 C) 3,5 D) 10,5 E) 14

14. De acuerdo a la siguiente reacción: A2 + B2 ® A2B3 ¿Cuántas moles de B2 se necesitan para reaccionar con 4 moles de A2? a) 2 b) 3 c) 4 d) 12 e) 6

05. Cuando 66 gramos de propano (C3H8), producen una combustión completa. ¿Cuántas moles de dióxido de carbono se producen? A) 3 B) 2,5 C) 1,8 D) 4,5 E) 6

15. En la combustión completa del alcohol isopropilico se produce 13.2g de CO2. Calcular el peso de oxígeno en gramos. CH3CHOHCH3 + O2 ® CO2 + H 2O A) 14.4 B) 7.2 C) 21.6 D) 3.6 E) 18

06. ¿Qué peso de oxígeno en gramos, se requiere para la combustión de 56g de eteno (C2H4)? C2 H 4 + O2 ® CO2 + H 2O A) 180 B) 185 C) 187 D) 192 E) 182

16. Si 448g de un mineral contiene 50% de hierro puro. Hallar el peso del producto formado en gramos. Fe + O2 ® FeO A) 72 B) 114 C) 288 D) 36 E) 576

07. El cloruro de hidrógeno se produce en un quemador de gases mediante la reacción: H2 + Cl2 ® HCl Para 7 moles de H2. ¿Cuántos gramos de cloro gaseoso se requieren? Ar (Cl = 35,5) A) 479 B) 29,35 C) 49,7 D) 497 E) 48,8

17. Si 640 g de óxido contiene 50% de SO2. Hallar el peso en gramos de azufre que se obtiene. SO2 ® S + O2 A) 16 B) 160 C) 320 D) 32 E) 3.2

08. Hallar la masa de clorato de potasio en gramos, que se debe calentar para obtener 48 g de oxígeno gaseoso. Ar: (K = 39 ; O = 15) KCIO3 ® KCl + O2 A) 221,5 B) 224,5 C) 399,6 D) 122,5 E) 653,2

18. Los alimentos que ingerimos son degradados o desdoblados en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones, por ejemplo: C6H12O6 + O2 ® CO2 + H2O Si una persona consume 720 g de glucosa (C6H12O6) durante cierto periodo, ¿Cuál será la masa en gramos de CO2 producida? A) 1056 B) 1543 C) 1867 D) 2087 E) 2234

09. ¿Qué masa (g) de óxido de calcio se obtiene del calentamiento de 150 g de carbonato de calcio?. (Ar: Ca= 40) CaCO3 ® CaO + CO2 A) 56 B) 84 C) 112 D) 72 E) 75

19. La formación de dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso determinante para la formación de

10. Al extraer todo el óxido ferroso de una reja se obtuvo 216g de dicho compuesto. ¿Qué peso de

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

smog fotoquímico: NO(g) + O2(g) ® NO2(g) ¿Cuantos gramos de O2 serán necesarios para producir 2.21g de NO2? A) 0.15 B) 0.32 C) 0.55 D) 0.76 E) 1.23

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

¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se necesita para extraer 29g (alrededor de una onza) de oro? Ar (Au) = 197 A) 0.2944 B) 1.3422 C) 0.5673 D) 2.468 E) 0.7842

20. El magnesio al reaccionar con el oxígeno desprende una luz brillante, similar a las luces de bengala: Mg(s) + O2(g) ® MgO(s) Si reaccionan 1,2g de magnesio puro con suficiente oxígeno, ¿Qué cantidad en gramos, de MgO se generará? Ar (Mg = 24, O= 16) A) 2 B) 4 C) 8 D) 0,5 E) 0,4

26. Para disolver el "caliche" de ciertas tuberías, se utiliza ácido clorhídrico, HCl. HCl + CaCO3 ® CaCl2 + CO2 + H2O ¿Qué masa (g) de CO2 se produce, si se utilizó 610g de HCl al 60% de pureza? Ar (Cl= 35,5) A) 320,8 B) 220,6 C) 150,6 D) 380,6 E) 425,8

21. La tiza esta compuesta por carbonato de calcio y sulfato de calcio, con algunas impurezas como SiO2. Solamente el CaCO3 reacciona con HCl(aq) diluido. ¿Cuál es la masa porcentual de CaCO3 en un trozo de tiza de 3,28 g que produce 0,981 g de CO2(g)? CaCO3(s) + HCl(aq) ® CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) A) 40 B) 55 C) 68 D) 81 E) 93

27. Muchas fábricas que liberan SO2 utilizan un proceso denominado lavado húmedo, para evitar la contaminación, el cual se indica: SO2 + Ca(OH)2 ® CaSO3 + H 2O Se utilizan 200g de Ca(OH)2 al 74% de pureza. ¿Cuántos gramos de SO2 se puede eliminar? A) 160 B) 320 C) 32 D) 64 E) 128

22. Los tres astronautas del Apolo 13, que fueron lanzados el 11 de abril de 1970 y regresaron a la Tierra el 17 del mismo mes, se mantuvieron vivos durante la misión, en parte, por los recipientes de hidróxido de litio (LiOH) diseñados para eliminar del aire, el CO2 exhalado por los astronautas. LiOH(s) + CO2(g) ® Li2CO3(s) + H2O Suponiendo que un astronauta exhala 1,00 kg de CO2 por día. ¿Qué masa de LiOH (Kg) se requiere para eliminar todo el CO2 exhalado por los tres astronautas durante la misión? A) 1.25 B) 3.27 C) 4.98 D) 5.63 E) 6.41

28. En la síntesis de Lavoisier, se hace reaccionar 16g de hidrógeno con 16g de oxígeno. ¿Cuántos gramos de agua se formaran? A) 14 B) 16 C) 18 D) 20 E) 22 29. Cuántas moles de amoniaco se obtienen al reaccionar 6 moles de hidrógeno con 30 gramos de nitrógeno, según: N2 + H2 ® NH3 A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

23. Las pinturas al óleo antiguas se obscurecen debido al sulfuro de plomo (II), que se forma por reacción del plomo, con el sulfuro de hidrógeno que se encuentra en pequeñas cantidades en el aire contaminado. Pb(s) + H2S(g) ® PbS(s) + H2(g) Si en la pintura existe 4,14g de Pb. ¿Qué masa(g) de PbS se produce? Ar(Pb= 207, S= 32) A) 5,6 B) 3,6 C) 7,5 D) 4,78 E) 8,25

30. El insecticida DDT, se prepara a partir de: CCl3CHO + 2C6H5Cl → (ClC6H4)2CHCCl3 + H2O cloral clorobenceno (DDT) Si reaccionan 100 lb de cloral con 100 lb de clorobenceno. ¿Cuántas libras de DDT se obtendría? Dato: Ar (O=16 ; C= 12 ; Cl=35,5) A) 156 B) 190 C) 184 D) 215 E) 170 31. Un alambre de plata de masa 12,5g se disolvió en ácido nítrico. ¿qué masa de nitrato de plata en gramos se formó, si el rendimiento de la reacción fue del 80%? Ag + HNO3 ® AgNO3 + NO2 + H2O Ar: (Ag = 107; N=14 ; O=16 ; H= 1) A) 12,8 B) 15,72 C) 10,2 D) 18,8 E) 8,3

24. La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la manufactura de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono: C6H12O6 ® CO2 + C2H5OH ¿Qué peso (g) de etanol se puede obtener a partir de 5,4 g de glucosa? A) 1,38 B) 3,6 C) 2,76 D) 2 E) 5,52

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32. Calcular la masa de anhídrido carbónico en gramos, que se forma de la combustión de 4,1 L de C2H2 a 27ºC y 6 atm de presión. A) 88 B) 44 C) 22 D) 132 E) 11

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