Problemas de estequiometria

Problemas de Química Básica

1

Problema 1. Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxigeno

gaseoso:

Si la reacción se inicia con 3.6 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se

producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO.

Solución:

Para producir 2 moles de CO2 se requiere 2 moles de CO, por lo tanto:

(

)

Problema 2. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento de Si en

cloro gaseoso:

En una reacción se producen 0.507 moles de SiCl4, ¿Cuántos moles de cloro molecular

se utilizaron en la reacción?

Solución:

Para producir 1 mol de SiCl4 se requieren 2 moles de Cl2, por lo tanto:

(

)

Problema 3. La producción anual de dióxido de azufre, como resultado de la combustión

de carbón, de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras fuentes es,

aproximadamente, de 26 millones de toneladas. La ecuación para la reacción es:

¿Qué cantidad de azufre, presente en los materiales originales, produce esta cantidad de

SO2?

Solución:

2 moles de CO2

se producen

por cada 2

moles de CO

consumido.

2 mol de Cl2

reaccionan por

cada mol SiCl4

producido.


2

Requerimos conocer primero el número de toneladas mol de SO2 producido para así,

dada la ecuación de la reacción, calcular la masa de azufre que produce dicha cantidad

de SO2.

Masa Molar del SO2 = 64.07 ton/tonmol

Masa Molar del S = 32.07 ton/tonmol

(

)

Ahora que se conocen las toneladas mol de SO2 producido, se procede calcular las

toneladas de azufre:

(

) (

)

Problema 4. Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio o hidrogeno

carbonato de sodio, NaHCO3) libera dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable

de que se esponjen las galletas, las donas y el pan. a) Escriba una ecuación balanceada

para la descomposición de dicho compuesto (uno de los productos es Na2CO3). b) Calcule

la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20.5 gr de CO2.

Solución:

Inciso a). Los productos descritos en el problema son el Na2CO3 y el CO2. El hidrogeno

del NaHCO3 forma un tercer producto, agua, dada la naturaleza de la reacción. Por lo

tanto, la ecuación para la descomposición del NaHCO3 es:

Inciso b). Ahora se necesita conocer el número de moles de CO2 que hay en 20.5 gr de

dicho compuesto, para que así, dada la ecuación, calcular la cantidad de NaHCO3

necesario para producir los 20.5 gr de CO2.

Masa Molar del CO2 = 44.01 gr/mol

Masa Molar del NaHCO3 = 84.01 gr/mol

(

) (

) (

)

1 tonmol de S

reacciona por

cada tonmol

SO2 producido.

Convirtiendo

el número de

moles a

masa.

Moles de CO2

en 20.5 gr.

2 moles de NaHCO3

reaccionan por

cada mol CO2 de

producido.

Gramos de NaHCO3

en un mol.


3

Problema 5. Cuando el cianuro de potasio (KCN) reacciona con ácidos, se desprende un

gas venenoso, mortal, el cianuro de hidrogeno (HCN). La ecuación es la siguiente:

Calcule la cantidad de HCN en gramos que se formará si una muestra de 0.140 gr de

KCN se trata con un exceso de HCl.

Solución:

1 mol de KCN produce 1 mol de HCN. Para conocer el número de moles de HCN que se

producen con 0.140 gr de KCN se debe conocer el número de moles que existen en dicha

masa de KCN. Una vez conociendo esto se calcula dada la estequiometria de la reacción

los moles de HCN producido y con ello la masa en gramos.

Masa Molar del HCN = 27.03 gr/mol

Masa Molar del KCN= 65.12 gr/mol

(

) (

) (

)

Problema 6. 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:

Si se empieza con 500.4 gr de glucosa, ¿Cuál es la máxima cantidad de etanol, en

gramos y en litros, que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol =

0.789 gr/mL.)

Solución:

Utilizando el dato de densidad, se puede calcular el volumen de etanol producido. Se

necesita entonces determinar los gramos de etanol producido por 500.4 gr de glucosa.

Masa Molar del C6H12O6 = 180.15 gr/mol

Masa Molar del C2H5OH = 46.07 gr/mol

(

) (

) (

)

Moles de KCN

en 65.12 gr.

1 mol de HCN se

forma por cada

mol de KCN

consumido.

Gramos de

HCN.

Moles de C6H12O6 en

500.4 gr.

2 moles de C6H5OH se

producen por cada mol

de C6H12O6 consumido.

Moles de C6H5OH

producidos.


4

(

)(

)

Problema 7. Cada unidad de sulfato de cobre (II) está asociada con cinco moléculas de

agua en el compuesto cristalino sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO4∙5H2O).

Cuando este compuesto se calienta en aire por encima de 100 ºC pierde las moléculas de

agua y también su color azul:

Si restan 9.6 gr de CuSO4 después de calentar 15.01 gr del compuesto azul, calcule el

número de moles de H2O que había originalmente en el compuesto.

Solución:

Masa de Agua = 15.01 gr - 9.6 gr = 5.41 gr H2O.

(

)

Problema 8. Durante muchos años, la recuperación del oro, es decir, la separación del

oro de otros materiales, implico el uso de cianuro de potasio:

¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se necesita para extraer 29.0 gr

(alrededor de una onza) de oro?

Solución:

Para conocer la cantidad mínima KCN que se requieren para reaccionar con todo el oro

se toma en cuenta la estequiometria de la reacción, 8 moles de KCN reaccionan con 4

moles de Au.

Masa Molar del Oro = 196.96 gr/mol

Masa Molar del KCN= 65.12 gr/mol

(

) (

) (

)

Moles de Au en 29

gr de Au.

8 moles de KCN

reaccionan con

cada 4 moles de

Au.

Gramos de KCN

necesarios.


5

Problema 9. La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calentamiento, en cal viva

(CaO) Y dióxido de carbono. Calcule cuantos gramos de cal viva se pueden producir a

partir de 1.0 kg de piedra caliza.

Solución:

Primero necesitamos conocer la relación estequiometrica entre reactivos y productos

mediante la ecuación balanceada de la reacción:

Ahora sabemos que 1 mol de CaCO3 produce 1 mol de CO2, por tanto la cantidad de CO2

producido es:

Masa Molar del CaCO3 = 100.08 gr/mol

Masa Molar del CaO = 56.08 gr/mol

(

) (

)(

)

Problema 10. El óxido nitroso (N2O) también se llama “gas hilarante”. Se puede preparar

por 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

formaran si se utilizan 0.46 mol de NH4NO3?

Solución:

Inciso a).

Inciso b). 1 mol de N2O se produce por cada mol de NH4NO3 consumido, por lo tanto, los

gramos de N2O producido son:

Masa Molar del N2O = 44.02 gr/mol

(

) (

)

Problema 11. El fertilizante sulfato de amonio [(NH4)2SO4] se prepara mediante la

reacción entre amoniaco (NH3) y ácido sulfúrico:

Moles de CaCO3 en

1000 gr de CaCO3.

1 mol de CaO se

produce por cada

mol de CaCO3

consumido.

Gramos de CaO

producidos.

1 mol de N2O se

produce por cada

mol de NH4NO3

consumido.

Gramos de N2O

producido.


6

¿Cuántos kg de NH3 se necesitan para producir 1.00x105 kg de (NH4)2SO4?

Solución:

Se necesita conocer el número de moles presentes en 1.00x105 kg de (NH4)2SO4, con

esto se podrá determinar, dada la estequiometria de la reacción, el número de moles y de

kilogramos de NH3 necesarios.

Masa Molar del (NH4)2SO4 = 132.15 kg/kmol

Masa Molar del NH3 = 17.03 kg/kmol

(

)(

)(

)

Problema 12. Un método común para la preparación de oxigeno gaseoso en el

laboratorio utiliza la descomposición térmica del clorato de potasio (KClO3). Suponiendo

que la descomposición es completa, calcule el número de gramos de O2 gaseoso que se

obtendrá a partir de 46.0 gr de KClO3. (Los productos son KCl y O2.)

Solución:

Primero necesitamos conocer la relación estequiometrica entre reactivos y productos

mediante la ecuación balanceada de la reacción:

Ahora sabemos que 2 moles de KCl3 producen 3 moles de O2, por tanto la cantidad de O2

producido es:

Masa Molar del KClO3 = 122.55 gr/mol

Masa Molar del O2 = 32 gr/mol

(

)(

) (

)

Problema 13. El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso

para formar dióxido de nitrógeno (NO2), un gas café oscuro:

0

Kilomoles de (NH4)2SO4

en 1x105 kg de (NH4)2SO4.

0 0

2 kilomoles de NH3 se

consumen por cada

kilomol de (NH4)2SO4 producido.

Kilogramos de NH3

necesarios.

Moles de KClO3 en 46 gr

de KClO3.

3 moles de O2 se

producen por cada

2 moles de KClO3

consumido.

Gramos de O2

producido.


7

En un experimento se mezclaron 0.886 mol de NO con 0.503 mol O2. Calcule cuál de los

dos reactivos es el limitante. Calcule también el número de moles de NO2 producido.

Solución:

Se determina el número de moles necesarios para reaccionar de forma completa con los

0.886 moles de NO:

(

)

Puesto que se necesitan 0.443 moles de O2 para reaccionar con 0.886 moles de NO y se

cuentan con 0.503 moles de O2, se determina entonces que:

La cantidad de NO2 producido dependerá de la cantidad de reactivo limitante que se

consuma, por lo tanto se tiene que:

(

)

Problema 14. La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de gran

preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede

reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones de los aviones de

propulsión, a alturas elevadas. La reacción es

Si 0.740 gr de O3 reaccionan con 0.670 gr de NO, ¿Cuántos gramos de NO2 se

producirá? ¿Cuál compuesto es el reactivo limitante? Calcule el número de moles de

reactivo en exceso que se recupera al finalizar la reacción.

Solución:

Primeramente se debe determinar cuál de los reactivos es el reactivo limitante, ya que de

él dependerá la cantidad de NO2 que se producirá. Se procede entonces a conocer los

moles de O3 y NO presentes en la reacción:

Masa Molar de O3 = 48 gr/mol

Masa Molar del NO = 30.01 gr/mol

Masa Molar del NO2 = 46 gr/mol

(

)

(

)


8

Ahora se procede a determinar los moles de NO que se necesitan para reaccionar de

forma completa con 0.01541 mol de O3:

(

)

Puesto que se necesitan 0.01541 moles de NO para reaccionar con 0.01541 moles de O3

y se cuentan con 0.02233 moles de NO, se determina entonces que:

La cantidad de NO2 producido dependerá de la cantidad de reactivo limitante que se


(

) (

)

La cantidad de reactivo en exceso que se recupera al final de la reacción es:

Problema 15. El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza para

cocinar y para la calefacción doméstica. a) Haga un balance de la siguiente ecuación, que

representa la combustión del propano en el aire:

b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se pueden producir por la combustión de 3.65

moles de propano? Suponga que el oxígeno es el reactivo en exceso en esta reacción.

Solución:

Inciso a).

Inciso b). Se producen 6 moles de CO2 por cada 2 moles de C3H8 consumido, por tanto, la

cantidad de CO2 producido es:

Masa molar del CO2 = 44.01 gr/mol

(

) (

)

Problema 16. Considere la reacción:

Si reaccionan 0.86 mol de MnO2 y 48.2 gr de HCl, ¿Cuál de los reactivos se consumirá

primero? ¿Cuántos gramos de Cl2 se producirán?

Solución:


9

Primero se determinara los moles de HCl necesarios para reaccionar totalmente con 0.86

mol MnO2, sabiendo que se consumen 4 moles de HCl por cada mol de MnO2 que

reacciona.

(

)

Ahora se determinara los moles de HCl presentes en 48.2 gr:

Masa Molar del HCl = 36.47 gr/mol

(

)

Puesto que se necesitan 3.32 moles de HCl para reaccionar con 0.86 moles de MnO2 y se

cuentan con 1.321 moles de HCl, se determina entonces que:

La cantidad de Cl2 producido dependerá de la cantidad de reactivo limitante que se


Masa Molar del Cl2 = 70.91 gr/mol

(

) (

)

Problema 17. El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los

cuales destruyen el ozono de la estratosfera) y en la producción de aluminio metálico, se

prepara por la reacción:

En un proceso, se tratan 6.00 kg de CaF2 con un exceso de H2SO4 y se producen 2.86 kg

de HF. Calcule el porcentaje de rendimiento de HF.

Solución:

Se debe determinar primero la cantidad máxima de HF que se puede producir con 6.00 kg

de CaF2.

Masa Molar de CaF2 = 78.07 kg/kmol

Masa Molar de HF = 20 kg/kmol

(

) (

) (

)

Por tanto, el rendimiento de la reacción es:


10

Problema 18. La nitroglicerina (C3H5N3O9) es un explosivo muy potente. Su

descomposición se puede representar por:

Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos productos gaseosos. La

velocidad de formación de estos gases, así como su rápida expansión, es lo que causa la

explosión. a) ¿Cuál es la máxima cantidad de O2 en gramos que se obtendrá a partir de

2.00 x 102 gr de nitroglicerina? b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta reacción si

se encuentra que la cantidad de O2 producida fue de 6.55 gr.

Solución:

Inciso a). Dada la estequiometria de la reacción, se encuentra que la máxima cantidad de

O2 producido a partir de 2.00 x 102 gr de nitroglicerina es:

Masa Molar del C3H5N3O9 = 227.08 gr/mol

Masa Molar del O2 = 32 gr/mol

(

) (

)(

)

Inciso b). Por lo tanto, el rendimiento de la reacción es:

Problema 19. El óxido de titanio (IV) (TiO2) es una sustancia blanca que se produce por la

reacción del ácido sulfúrico con el mineral ilmenita (FeTiO3):

Sus propiedades de opacidad y no toxicidad lo hace una sustancia idónea para pigmentos

de plásticos y pinturas. En un proceso, 8.00x103 kg de FeTiO3 produjeron 3.67x103 kg de

TiO2. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

Solución:

Primero se determina la cantidad máxima de TiO2 que se puede producir con 8.00x103 kg

de FeTiO3:

Masa Molar de FeTiO3 = 151.71 kg/kmol

Moles de C3H5N3O9 en

200 gr de C3H5N3O9.

1 mol de O2 se produce

por cada 4 moles de

C3H5N3O9 consumido.

Gramos de O2

producido.


11

Masa Molar de TiO2 = 79.86 kg/kmol

(

) (

) (

)

Por lo tanto, el rendimiento de la reacción es:

Problema 20. El etileno (C2H4), un importante reactivo químico industrial, se puede

preparar calentando hexano (C6H14) a 800 ºC:

Si el rendimiento de la producción de etileno es 42.5 %, ¿Qué masa de hexano se debe

utilizar para producir 481 gr de etileno?

Solución:

Primero necesitamos determinar el rendimiento teórico de la reacción:

Esta es la máxima cantidad de etileno que se puede producir pero, dadas las condiciones

de la reacción, solo se producen 481 gr. Por lo tanto, la masa necesaria de hexano para

producir dicha cantidad de etileno debe ser aquella que produzca la máxima cantidad de

etileno, es decir, la cantidad de hexano necesario para producir 481 gr de etileno debe ser

aquella que como máximo produzca 1131.76 gr de etileno. Por lo tanto se tiene que:

Masa Molar del C6H14 = 86.17 gr/mol


(

)(

) (

)

Esta masa de hexano teóricamente debe producir 1131.76 gr de etileno, pero dadas las

condiciones de la reacción, el rendimiento de etileno es de 42.5%, por tanto, solo se

producen 481 gr de etileno con esa masa de hexano.


12

Problema 21. El ácido nítrico se produce industrialmente mediante el proceso de

Ostwald, se representa con las siguientes ecuaciones:

¿Qué masa de NH3 (en gr) se debe utilizar para producir 1.00 tonelada de HNO3 de

acuerdo con el procedimiento anterior, suponga un porcentaje de rendimiento de 80% en

cada uno de los pasos (1 ton = 2000 libras, 1 lb = 453.6gr.)

Solución:

Para cada reacción el porcentaje de rendimiento es del 80 %. El producto de la primera

reacción es el reactivo de la segunda, y el producto de la segunda es el reactivo de la

tercera, así, para calcular la cantidad NH3 necesario para producir 1 ton de HNO3, se debe

iniciar desde la tercera reacción e ir hacia atrás, utilizando el procedimiento descrito en el

problema anterior. Iniciando entonces con la tercera reacción se tiene que:

Reacción 3:

Rendimiento Teórico = RT

Rendimiento Real = RR

Porcentaje de Rendimiento = %R

Esta es la máxima cantidad de HNO3 que se puede producir pero, dadas las condiciones

de la reacción, solo se produce 1 tonelada. Por lo tanto, la masa necesaria de NO2 para

producir dicha cantidad de HNO3 debe ser aquella que produzca la máxima cantidad de

HNO3, es decir, la cantidad de NO2 necesario para producir 1 tonelada de HNO3 debe ser

aquella que como máximo produzca 1.25 toneladas de HNO3. Por lo tanto se tiene que:

Masa Molar del HNO3 = 63.02 ton/tonmol

(

)(

)

Esta masa de NO2 teóricamente debe producir 1.25 toneladas de HNO3, pero dadas las

condiciones de la reacción, el rendimiento del HNO3 es del 80%, por tanto, solo se

producen 1 ton HNO3 con esa masa de NO2.

Reacción 2:


13

Esta es la máxima cantidad de NO2 que se puede producir pero, dadas las condiciones de

la reacción, solo se produce 0.0396 toneladas mol. Por lo tanto, la masa necesaria de NO

para producir dicha cantidad de NO2 debe ser aquella que produzca la máxima cantidad

de NO2, es decir, la cantidad de NO necesario para producir 0.0396 toneladas mol de NO2

debe ser aquella que como máximo produzca 0.0495 toneladas mol de NO2. Por lo tanto

se tiene que:

(

)

Este número de moles de NO teóricamente debe producir 0.0495 toneladas mol de NO2,

pero dadas las condiciones de la reacción, el rendimiento del NO2 es del 80%, por tanto,

solo se producen 0.0396 toneladas mol de NO2 con ese número de moles de NO.

Reacción 1:

Esta es la máxima cantidad de NO que se puede producir pero, dadas las condiciones de

la reacción, solo se produce 0.0495 toneladas mol. Por lo tanto, la masa necesaria de NH3

para producir dicha cantidad de NO debe ser aquella que produzca la máxima cantidad de

NO, es decir, la cantidad de NH3 necesario para producir 0.0495 toneladas mol de NO

debe ser aquella que como máximo produzca 0.061875 toneladas mol de NO. Por lo tanto

se tiene que:

Masa Molar del NH3 = 17.03 ton/tonmol

(

) (

) (

)(

)

La masa de NH3 teóricamente debe producir 0.061875 toneladas mol de NO, pero dadas

las condiciones de la reacción, el rendimiento del NO es del 80%, por tanto, solo se

producen 0.0495 toneladas mol de NO con esta masa de NH3.

Problema 22. Una barra de hierro pesó 664 gr. Después de que la barra se deja a la

intemperie durante un mes, exactamente una octava parte del hierro se ha convertido en

herrumbre (Fe2O3). Calcule la masa final del hierro y de la herrumbre.

Solución:

La masa final de hierro es:

( (

) )


14

Cada mol de Fe2O3 contiene 2 moles de Fe, por tanto, la masa de Fe2O3 formado es:

Masa Molar del Fe = 55.85 gr/mol

Masa Molar del Fe2O3 = 159.69 gr/mol

(

) (

) (

)

Problema 23. Una muestra impura de zinc (Zn) se trata con un exceso de ácido sulfúrico

(H2SO4) para formar sulfato de zinc (ZnSO4) e hidrogeno molecular (H2). a) Escriba una

ecuación balanceada para la reacción. b) Si se obtienen 0.0764 gr de H2 a partir de 3.86

gr de la muestra, calcule el porcentaje de pureza de la muestra. c) ¿Qué suposiciones se

deben hacer en el inciso b)?

Solución:

Inciso a).

Inciso b). Se calcula primero, la cantidad de Zn necesario para producir 0.0764 gr de H2.

Masa Molar del H2 = 2.016 gr/mol

Masa Molar del Zn = 65.38 gr/mol

(

) (

) (

)

El porcentaje de pureza es entonces:

Inciso c). Se supone que todo el Zn en la muestra reacciona por completo con un exceso

de H2SO4.

Problema 24. Una mezcla de CuSO4∙5H2O y MgSO4∙7H2O se calienta hasta que se

elimina toda el agua. Si 5.020 gr de la mezcla producen 2.988 gr de las sales anhidras.

¿Cuál es el porcentaje en masa de CuSO4∙5H2O en la mezcla?

Solución:

Para conocer el porcentaje en masa del CuSO4∙5H2O, necesitamos conocer la masa de

ambas sales hidratadas en la mezcla. Primero denotaremos con una letra a cada una de

las sales hidratadas de la siguiente manera:

A: CuSO4∙5H2O = 249.69 gr/Mol

Moles de Fe en 83

gr de Fe.

1 mol de Fe2O3

contiene 2 moles

de Fe.

Moles de Fe2O3.


15

B: MgSO4∙7H2O = 246.47 gr/mol

Masa Molar del Agua = 18.016 gr/mol

Se sabe que la masa de la muestra es la suma de las masas de ambas sales hidratadas:

La masa de agua que se obtiene de estas sales es:

La cantidad de agua en cada una de las sales es:

(

) (

) (

) (

)

(

) (

) (

) (

)

La suma de ambas cantidades debe ser igual a:

Sustituyendo (1) en (2) se tiene que:

Por lo tanto, el porcentaje en masa del CuSO4∙5H2O es:

Problema 25. Una mezcla de metano (CH4) y etano (C2H6) con un masa total de 13.43 gr,

se quema completamente en oxígeno. Si la masa total de CO2 y H2O que se produce es

64.84 gr, calcule la fracción de CH4 en la mezcla.

Solución:

Para conocer la fracción de metano en mezcla, necesitamos conocer la masa de ambos

hidrocarburos en la mezcla. Se sabe que la masa de la mezcla es la suma de las masas

de ambos hidrocarburos:


16

Las ecuaciones estequiometricas para la combustión del metano y el etano son:

La masa de CO2 y H2O producido por cada gramo de CH4 consumido es:

Masa Molar del CH4 = 16.04 gr/mol

Masa Molar del CO2 = 44.01 gr/mol

Masa Molar del H2O = 18.016 gr/mol

(

)(

) (

)

(

)(

) (

)

La masa de CO2 y H2O producido por cada gramo de C2H6 consumido es:


(

)(

)(

)

(

)(

)(

)

La suma de estas cuatro cantidades es igual a:

Sustituyendo (1) en (2) se tiene que:

Por lo tanto, la fracción de metano en mezcla es:


17

Problema 26. Cierta muestra de carbón contiene 1.6 % en masa de azufre. Cuando se

quema el carbón, el azufre se convierte en dióxido de azufre. Para evitar la contaminación

del aire, el dióxido de azufre se trata con óxido de calcio (CaO) para formar sulfito de

calcio (CaSO3). Calcule la masa de CaO (en kilogramos) que necesita diariamente una

planta de energía que utiliza 6.60 x 106 kg de carbón al día.

Solución:

Los kilogramos de óxido de calcio necesarios, dependerán de la cantidad SO2 producido

por el azufre contenido en la muestra de carbón. Primeramente se determina la masa de

azufre en la muestra del carbón:

Puesto que 1 kilomol de SO2 contiene 1 kilomol de S, la cantidad de SO2 producido con

dicha masa de azufre es:

Masa Molar del S = 32.06 kg/kmol

(

) (

)

La reacción entre el SO2 y el CaO está dada por la siguiente ecuación:

Por lo tanto, la cantidad de CaO necesario para tratar 3293.82 kmol se SO2, es:

Masa Molar del CaO = 56.08 kg/kmol

(

) (

)

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