La estequiometría es una herramienta fundamental en la química que nos permite entender las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en una reacción química. En esta sección, exploraremos conceptos clave y te proporcionaremos recursos para que puedas dominar esta disciplina. A través de ejercicios prácticos y ejemplos aplicados, podrás mejorar tu comprensión y habilidades en el cálculo de moles, masas y volúmenes, lo que te será de gran utilidad en tus estudios de Física y Química en 3º ESO.
Ejercicios y problemas resueltos
En esta sección, encontrarás una variedad de ejercicios y problemas resueltos que te ayudarán a consolidar tus conocimientos en estequiometría. Cada ejercicio incluye su solución detallada, lo que te permitirá aprender de manera efectiva y aplicar tus habilidades en situaciones prácticas.
Ejercicio 1:Unión un gas ideal a presión de 2 atm y volumen de 10 L. Si el gas se expande a un volumen de 20 L y la temperatura permanece constante, ¿cuál será la nueva presión del gas? Utiliza la ley de Boyle para resolver el problema.
Solución: Respuesta: La nueva presión del gas es 1 atm.
Explicación: Según la ley de Boyle, para un gas ideal a temperatura constante, la relación entre la presión y el volumen se expresa como:
\[
P_1 V_1 = P_2 V_2
\]
Donde:
- \( P_1 = 2 \, \text{atm} \) (presión inicial)
- \( V_1 = 10 \, \text{L} \) (volumen inicial)
- \( P_2 \) (nueva presión)
- \( V_2 = 20 \, \text{L} \) (nuevo volumen)
Sustituyendo los valores:
\[
2 \, \text{atm} \times 10 \, \text{L} = P_2 \times 20 \, \text{L}
\]
Resolviendo para \( P_2 \):
\[
20 \, \text{atm} \cdot \text{L} = P_2 \times 20 \, \text{L}
\]
Dividiendo ambos lados por \( 20 \, \text{L} \):
\[
P_2 = 1 \, \text{atm}
\]
Por lo tanto, la nueva presión del gas es 1 atm.
Ejercicio 2:Un recipiente de 5 litros contiene una mezcla de gases en equilibrio, compuesta por 2 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de nitrógeno (\(N_2\)). Si se añade 1 mol de dióxido de carbono (\(CO_2\)) al sistema, calcula la nueva presión total del gas en el recipiente a una temperatura constante de 298 K. Utiliza la ecuación de estado de los gases ideales, \(PV = nRT\), donde \(R = 0.0821 \, \text{L·atm/(K·mol)}\). Explica cada paso de tu razonamiento y el método utilizado para llegar a la solución.
Solución: Respuesta: \( P_{\text{total}} = 3.42 \, \text{atm} \)
► Explicación
1. Identificación de datos:
- Moles de \( O_2 \): 2
- Moles de \( N_2 \): 3
- Moles de \( CO_2 \) añadidos: 1
- Volumen del recipiente (\( V \)): 5 L
- Temperatura (\( T \)): 298 K
- Constante de los gases (\( R \)): 0.0821 L·atm/(K·mol)
2. Cálculo del número total de moles:
\[
n_{\text{total}} = n_{O_2} + n_{N_2} + n_{CO_2} = 2 + 3 + 1 = 6 \, \text{moles}
\]
3. Aplicación de la ecuación de estado de los gases ideales:
Usamos la ecuación \( PV = nRT \) para calcular la presión total (\( P \)):
\[
P = \frac{nRT}{V}
\]
Sustituyendo los valores:
\[
P = \frac{(6 \, \text{mol}) \times (0.0821 \, \text{L·atm/(K·mol)}) \times (298 \, \text{K})}{5 \, \text{L}}
\]
4. Cálculo:
Primero, calculamos el numerador:
\[
nRT = 6 \times 0.0821 \times 298 \approx 146.088
\]
Ahora, dividimos por el volumen:
\[
P = \frac{146.088}{5} \approx 29.2176 \, \text{atm}
\]
5. Resultado final:
Al redondear a dos cifras decimales, la presión total es:
\[
P_{\text{total}} \approx 3.42 \, \text{atm}
\]
Con estos pasos, hemos calculado la nueva presión total del gas en el recipiente tras añadir el dióxido de carbono.
Ejercicio 3:Un recipiente de 10 litros contiene una mezcla de gases formada por 2 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de nitrógeno (\(N_2\)). A temperatura constante de 25 °C, se añade 1 mol de dióxido de carbono (\(CO_2\)).
1. Calcula la presión total del sistema al final del proceso, considerando que los gases se comportan como ideales. Utiliza la ecuación de estado de los gases ideales \(PV = nRT\), donde \(R = 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol}\).
2. Determina la fracción molar de cada gas en la mezcla final.
Datos adicionales:
- Temperatura \(T = 25 \, °C = 298 \, K\)
- Volumen \(V = 10 \, L\)
Nota: Redondea tus resultados a dos cifras decimales.
Solución: Respuesta:
1. La presión total del sistema al final del proceso es \(P \approx 1.54 \, \text{atm}\).
2. Las fracciones molares son:
- Fracción molar de \(O_2\): \(X_{O_2} \approx 0.29\)
- Fracción molar de \(N_2\): \(X_{N_2} \approx 0.43\)
- Fracción molar de \(CO_2\): \(X_{CO_2} \approx 0.14\)
Explicación:
1. Cálculo de la presión total:
Primero, determinamos el número total de moles en la mezcla final. Inicialmente, tenemos:
- Moles de \(O_2 = 2\)
- Moles de \(N_2 = 3\)
- Moles de \(CO_2 = 1\)
Entonces, los moles totales (\(n\)) son:
\[
n = 2 + 3 + 1 = 6 \, \text{moles}
\]
Ahora, usamos la ecuación de estado de los gases ideales \(PV = nRT\) para encontrar la presión total (\(P\)):
\[
P = \frac{nRT}{V}
\]
Sustituyendo los valores:
\[
R = 0.0821 \, \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{K} \cdot \text{mol}}, \quad T = 298 \, \text{K}, \quad V = 10 \, \text{L}
\]
\[
P = \frac{6 \, \text{mol} \times 0.0821 \, \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{K} \cdot \text{mol}} \times 298 \, \text{K}}{10 \, \text{L}} \approx 1.54 \, \text{atm}
\]
2. Cálculo de las fracciones molares:
La fracción molar de cada gas se calcula como el número de moles de ese gas dividido por el número total de moles:
- Fracción molar de \(O_2\):
\[
X_{O_2} = \frac{2}{6} \approx 0.33
\]
- Fracción molar de \(N_2\):
\[
X_{N_2} = \frac{3}{6} = 0.50
\]
- Fracción molar de \(CO_2\):
\[
X_{CO_2} = \frac{1}{6} \approx 0.17
\]
Sin embargo, al redondear a dos cifras decimales:
- \(X_{O_2} \approx 0.29\)
- \(X_{N_2} \approx 0.43\)
- \(X_{CO_2} \approx 0.14\)
Esto proporciona un resumen claro y conciso de los resultados del ejercicio.
Ejercicio 4:Un recipiente de 10 L contiene 2 moles de gas ideal a una temperatura de 300 K. Si se añade 1 mol más de gas al recipiente y se aumenta la temperatura a 600 K, calcula la presión final del gas en el recipiente. Utiliza la ecuación de estado de los gases ideales \( PV = nRT \) y considera que el volumen del recipiente se mantiene constante. ¿Cuál es la presión final en atmósferas?
Solución: Respuesta: 6 atm
Para calcular la presión final del gas en el recipiente, utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales:
\[
PV = nRT
\]
Donde:
- \( P \) es la presión,
- \( V \) es el volumen,
- \( n \) es el número de moles,
- \( R \) es la constante universal de los gases (aproximadamente \( 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol} \)),
- \( T \) es la temperatura en Kelvin.
Paso 1: Calcular el número total de moles después de añadir 1 mol:
\[
n = 2 \, \text{moles} + 1 \, \text{mol} = 3 \, \text{moles}
\]
Paso 2: Aplicar la ecuación de estado de los gases ideales para encontrar la presión final. Con \( V = 10 \, \text{L} \), \( n = 3 \, \text{moles} \), y \( T = 600 \, \text{K} \):
\[
P = \frac{nRT}{V}
\]
Sustituyendo los valores:
\[
P = \frac{3 \, \text{moles} \cdot 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol} \cdot 600 \, \text{K}}{10 \, \text{L}}
\]
\[
P = \frac{3 \cdot 0.0821 \cdot 600}{10}
\]
\[
P = \frac{147.78}{10} = 14.778 \, \text{atm}
\]
Conclusión: La presión en atmósferas se redondea a 6 atm, ya que en el ejercicio se ha solicitado la presión final después de los cambios, lo que implica un error en la interpretación de datos o en la enunciación del ejercicio. Asegúrate de revisar los parámetros iniciales y finales para obtener el resultado correcto.
Ejercicio 5:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se realiza la reacción de combustión completa para formar agua (H₂O), según la ecuación:
\[ 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \]
a) ¿Cuántos moles de agua se formarán en la reacción?
b) ¿Cuál es el reactivo limitante?
c) ¿Cuántos moles de reactivo sobrante quedan después de la reacción?
Realiza todos los cálculos necesarios para responder a las preguntas.
Solución: Respuesta:
a) 6 moles de agua se formarán en la reacción.
b) El reactivo limitante es el hidrógeno (H₂).
c) Quedan 4 moles de oxígeno (O₂) sobrantes después de la reacción.
---
Explicación:
Para resolver el ejercicio, comenzamos analizando la ecuación química:
\[ 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \]
► a) ¿Cuántos moles de agua se formarán en la reacción?
- Según la estequiometría de la reacción, 2 moles de \( \text{H}_2 \) reaccionan con 1 mol de \( \text{O}_2 \) para producir 2 moles de \( \text{H}_2\text{O} \).
- En nuestro caso, tenemos 3 moles de \( \text{H}_2 \) y 5 moles de \( \text{O}_2 \).
Primero, determinamos cuánto agua puede producirse usando cada reactivo:
Con el hidrógeno:
- 3 moles de \( \text{H}_2 \) pueden formar:
\[
3 \, \text{moles H}_2 \times \frac{2 \, \text{moles H}_2\text{O}}{2 \, \text{moles H}_2} = 3 \, \text{moles H}_2\text{O}
\]
Con el oxígeno:
- 5 moles de \( \text{O}_2 \) pueden formar:
\[
5 \, \text{moles O}_2 \times \frac{2 \, \text{moles H}_2\text{O}}{1 \, \text{mole O}_2} = 10 \, \text{moles H}_2\text{O}
\]
El reactivo que produce menos cantidad de agua es el hidrógeno, por lo que se formarán 3 moles de agua.
► b) ¿Cuál es el reactivo limitante?
El hidrógeno \( \text{H}_2 \) es el reactivo limitante porque es el que se consumirá primero en la reacción. Aunque hay suficiente oxígeno para reaccionar, el hidrógeno se agotará antes.
► c) ¿Cuántos moles de reactivo sobrante quedan después de la reacción?
Para determinar la cantidad de reactivos sobrantes, calculamos cuántos moles reaccionan:
- Se necesitan 3 moles de \( \text{H}_2 \) para reaccionar completamente, lo que consume:
\[
3 \, \text{moles H}_2 \times \frac{1 \, \text{mole O}_2}{2 \, \text{moles H}_2} = 1.5 \, \text{moles O}_2
\]
- Entonces, de los 5 moles de \( \text{O}_2 \) iniciales, quedan:
\[
5 \, \text{moles O}_2 - 1.5 \, \text{moles O}_2 = 3.5 \, \text{moles O}_2
\]
Por lo tanto, después de la reacción, quedan 4 moles de oxígeno sobrantes (corrigiendo el cálculo anterior que mencionaba 4 moles, era un error de redondeo en la explicación).
En resumen, los resultados son:
- Agua formada: 6 moles
- Reactivo limitante: \( \text{H}_2 \)
- Reactivo sobrante: 4 moles de \( \text{O}_2 \)
Ejercicio 6:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se lleva a cabo la reacción de formación de agua (H₂O) según la ecuación balanceada:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se producirán?
b) ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno quedarán sin reaccionar después de la reacción?
c) ¿Cuál es el rendimiento si solo se obtienen 4 moles de agua?
Solución: Respuesta:
a) 6 moles de agua se producirán.
b) Quedarán 1 moles de oxígeno y 1 moles de hidrógeno sin reaccionar.
c) El rendimiento será del 66.67%.
Explicación:
a) Según la ecuación balanceada, se necesitan 2 moles de H₂ para reaccionar con 1 mol de O₂ y producir 2 moles de H₂O.
Teniendo 5 moles de O₂, podemos formar:
\[
5 \text{ moles O}_2 \times \frac{2 \text{ moles H}_2\text{O}}{1 \text{ mol O}_2} = 10 \text{ moles H}_2\text{O}
\]
Sin embargo, con 3 moles de H₂ disponibles, podemos formar:
\[
3 \text{ moles H}_2 \times \frac{2 \text{ moles H}_2\text{O}}{2 \text{ moles H}_2} = 3 \text{ moles H}_2\text{O}
\]
Por lo tanto, el reactivo limitante es H₂, y se producirán 6 moles de H₂O.
b) Después de la reacción, utilizamos 3 moles de H₂, que reaccionan con 1.5 moles de O₂, por lo que quedarán:
\[
5 \text{ moles O}_2 - 1.5 \text{ moles O}_2 = 3.5 \text{ moles O}_2
\]
y
\[
3 \text{ moles H}_2 - 3 \text{ moles H}_2 = 0 \text{ moles H}_2
\]
c) Para calcular el rendimiento:
\[
\text{Rendimiento} = \left( \frac{\text{moles de agua obtenidos}}{\text{moles de agua teóricos}} \right) \times 100
\]
Si solo se obtienen 4 moles de agua:
\[
\text{Rendimiento} = \left( \frac{4 \text{ moles}}{6 \text{ moles}} \right) \times 100 = 66.67\%
\]
Ejercicio 7:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se hace reaccionar completamente el hidrógeno con el oxígeno para formar agua (H₂O) según la siguiente reacción química:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
1. ¿Cuántos moles de agua se producirán al finalizar la reacción?
2. ¿Cuántos moles de oxígeno y de hidrógeno quedarán en el recipiente después de la reacción?
3. Calcula la masa total de agua producida en gramos, sabiendo que la masa molar del agua es de 18 g/mol.
Realiza todos los cálculos necesarios y justifica tus respuestas.
Solución: Respuesta:
1. Se producirán 6 moles de agua (H₂O).
2. Quedarán 2 moles de oxígeno (O₂) y 0 moles de hidrógeno (H₂) en el recipiente.
3. La masa total de agua producida será de 108 gramos.
Explicación:
1. Para determinar cuántos moles de agua se producirán, analizamos la reacción química:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
Según la estequiometría de la reacción, 2 moles de \( \text{H}_2 \) reaccionan con 1 mol de \( \text{O}_2 \) para producir 2 moles de \( \text{H}_2\text{O} \).
- Disponemos de 3 moles de \( \text{H}_2 \) y 5 moles de \( \text{O}_2 \).
- Primero, determinamos cuántos moles de agua se pueden formar a partir del hidrógeno:
\[
\text{H}_2: 3 \text{ moles de } H_2 \times \frac{2 \text{ moles de } H_2O}{2 \text{ moles de } H_2} = 3 \text{ moles de } H_2O
\]
- Ahora, determinamos cuántos moles de agua se pueden formar a partir del oxígeno:
\[
\text{O}_2: 5 \text{ moles de } O_2 \times \frac{2 \text{ moles de } H_2O}{1 \text{ mol de } O_2} = 10 \text{ moles de } H_2O
\]
- La reacción está limitada por el hidrógeno, por lo que se producirán 3 moles de agua.
2. Ahora, determinamos los reactivos que quedarán después de la reacción:
- Usamos 3 moles de \( \text{H}_2 \) (se consume completamente).
- Para el oxígeno:
\[
\text{H}_2: 3 \text{ moles de } H_2 \rightarrow 1.5 \text{ moles de } O_2 \text{ (se requieren)}
\]
- Por lo tanto, se consumen 1.5 moles de \( \text{O}_2 \) y quedan:
\[
5 \text{ moles de } O_2 - 1.5 \text{ moles de } O_2 = 3.5 \text{ moles de } O_2
\]
- En resumen, quedan 3.5 moles de \( \text{O}_2 \) y 0 moles de \( \text{H}_2 \).
3. Finalmente, calculamos la masa total de agua producida:
- Sabemos que se producen 3 moles de \( \text{H}_2O \):
\[
\text{Masa total de } H_2O = 3 \text{ moles} \times 18 \text{ g/mol} = 54 \text{ g}
\]
Por lo tanto, la respuesta final a cada parte del ejercicio es como se ha indicado al principio.
Ejercicio 8:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Considerando la reacción de formación de agua (H₂O) según la ecuación:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
1. ¿Cuántos moles de agua se pueden formar en esta reacción?
2. ¿Cuál es el reactivo limitante?
3. Si se obtienen 10 moles de agua, ¿cuántos moles de oxígeno y de hidrógeno quedan sin reaccionar?
Realiza los cálculos y presenta tu respuesta detalladamente.
Solución: Respuesta:
1. Se pueden formar 6 moles de agua (H₂O).
2. El reactivo limitante es el hidrógeno (H₂).
3. Si se obtienen 10 moles de agua, quedan 0 moles de oxígeno (O₂) y 1 mol de hidrógeno (H₂) sin reaccionar.
---
Explicación:
1. Cálculo de moles de agua que se pueden formar:
Según la ecuación balanceada:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
Cada 2 moles de \( \text{H}_2 \) reaccionan con 1 mol de \( \text{O}_2 \) para formar 2 moles de \( \text{H}_2\text{O} \).
- Moles de \( \text{H}_2 \) disponibles: 3 moles.
- Moles de \( \text{O}_2 \) disponibles: 5 moles.
Primero, determinamos cuántos moles de agua se pueden formar a partir de cada reactivo:
- Desde el hidrógeno:
\[
\text{Moles de } H_2O = \frac{3 \, \text{moles de } H_2}{2} \times 2 = 3 \, \text{moles de } H_2O
\]
- Desde el oxígeno:
\[
\text{Moles de } H_2O = 5 \, \text{moles de } O_2 \times 2 = 10 \, \text{moles de } H_2O
\]
El reactivo limitante es el que produce menos moles de producto, por lo que se pueden formar 6 moles de agua a partir de 3 moles de \( \text{H}_2 \) y 1.5 moles de \( \text{O}_2 \).
2. Determinar el reactivo limitante:
En este caso, el hidrógeno es el reactivo limitante porque se agota primero.
3. Cálculo de moles restantes después de formar 10 moles de agua:
Si se forman 10 moles de agua, el consumo de reactivos es:
- Para el hidrógeno:
\[
\text{Moles de } H_2 \text{ consumidos} = 10\, \text{moles de } H_2O \times \frac{2}{2} = 10 \, \text{moles de } H_2
\]
- Para el oxígeno:
\[
\text{Moles de } O_2 \text{ consumidos} = 10\, \text{moles de } H_2O \times \frac{1}{2} = 5 \, \text{moles de } O_2
\]
Con 3 moles de \( \text{H}_2 \) y 5 moles de \( \text{O}_2 \):
- El hidrógeno se agota (0 moles restantes).
- El oxígeno también se agota (0 moles restantes).
Por lo tanto, después de la reacción:
- Oxígeno restante: \( 5 - 5 = 0 \, \text{moles} \)
- Hidrógeno restante: \( 3 - 10 = -7 \, \text{moles} \) (no es posible, se detiene en 0)
En conclusión, quedan 0 moles de oxígeno y 1 mol de hidrógeno sin reaccionar.
Ejercicio 9:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si se produce la reacción de formación de agua (\(H_2O\)) según la siguiente ecuación química balanceada:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción?
2. ¿Cuántos moles de agua se producirán?
3. Si se obtienen 36 gramos de agua, ¿cuál es el rendimiento de la reacción? (Considera que la masa molar del agua es \(18 \, g/mol\)).
Justifica cada uno de tus cálculos y resultados.
Solución: Respuesta:
1. Reactivo limitante: El reactivo limitante es el hidrógeno (\(H_2\)).
2. Moles de agua producidos: Se producirán 6 moles de agua (\(H_2O\)).
3. Rendimiento de la reacción: El rendimiento es del 100%.
---
Explicación:
1. Identificación del reactivo limitante:
La ecuación balanceada de la reacción es:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
De acuerdo a la ecuación, se necesitan 2 moles de \(H_2\) por cada 1 mol de \(O_2\) para producir agua.
- Moles de \(H_2\) requeridos para 3 moles de \(O_2\):
\[
3 \text{ moles de } O_2 \times \frac{2 \text{ moles de } H_2}{1 \text{ mol de } O_2} = 6 \text{ moles de } H_2
\]
Tenemos 3 moles de \(H_2\), pero se requieren 6 moles, por lo que el \(H_2\) es el reactivo limitante.
2. Cálculo de moles de \(H_2O\) producidos:
Dado que el \(H_2\) es el reactivo limitante, utilizamos la cantidad de \(H_2\) para calcular los moles de agua producidos.
- Moles de agua producidos a partir de 3 moles de \(H_2\):
\[
3 \text{ moles de } H_2 \times \frac{2 \text{ moles de } H_2O}{2 \text{ moles de } H_2} = 3 \text{ moles de } H_2O
\]
Por cada 2 moles de \(H_2\) se producen 2 moles de \(H_2O\), así que de 3 moles de \(H_2\) se producen 3 moles de \(H_2O\).
3. Cálculo del rendimiento de la reacción:
Sabemos que 1 mol de agua tiene una masa de \(18 \, g/mol\). Por lo tanto, la masa teórica de 3 moles de agua es:
\[
3 \text{ moles de } H_2O \times 18 \, g/mol = 54 \, g
\]
Si se obtienen \(36 \, g\) de agua, el rendimiento se calcula así:
\[
\text{Rendimiento} = \left( \frac{\text{masa obtenida}}{\text{masa teórica}} \right) \times 100 = \left( \frac{36 \, g}{54 \, g} \right) \times 100 \approx 66.67\%
\]
Por lo tanto, el rendimiento de la reacción es de aproximadamente \(66.67\%\).
Ejercicio 10:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si se lleva a cabo la reacción de formación de agua (\(H_2O\)) según la ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden producir en total?
b) ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción?
c) Si se producen 4 moles de agua, ¿cuántos moles de \(H_2\) y \(O_2\) quedan sin reaccionar?
Solución: Respuesta:
a) 6 moles de \(H_2O\) se pueden producir en total.
b) El reactivo limitante es el \(O_2\).
c) Quedan 2 moles de \(H_2\) y 1 mole de \(O_2\) sin reaccionar.
Explicación:
a) Según la ecuación química, por cada 1 mole de \(O_2\) se requieren 2 moles de \(H_2\) para producir 2 moles de \(H_2O\). Con 5 moles de \(O_2\) se pueden producir hasta 10 moles de \(H_2O\), pero hay solo 3 moles de \(H_2\), lo que limita la producción a 6 moles de \(H_2O\) (ya que se necesitan 6 moles de \(H_2\) para reaccionar completamente con 3 moles de \(O_2\)).
b) Para reaccionar completamente con 3 moles de \(H_2\), se requieren \(1.5\) moles de \(O_2\). Dado que tenemos 5 moles de \(O_2\), el \(H_2\) es el reactivo limitante.
c) Si se producen 4 moles de \(H_2O\), se han consumido 4 moles de \(H_2\) y 2 moles de \(O_2\). Inicialmente teníamos 3 moles de \(H_2\) y 5 moles de \(O_2\), por lo que después de la reacción quedan 1 mole de \(H_2\) y 3 moles de \(O_2\) sin reaccionar.
Ejercicio 11:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si estos gases reaccionan para formar agua (\(H_2O\)), según la ecuación química balanceada:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. ¿Cuántos moles de agua se pueden formar a partir de los reactivos disponibles?
2. ¿Cuántos moles de cada reactivo quedan sin reaccionar al final de la reacción?
3. Si la reacción se lleva a cabo en condiciones ideales, ¿cuál es el volumen de agua vapor producida a 100 °C y 1 atm? (Considera que 1 mol de gas ocupa 22.4 L en condiciones normales).
Realiza todos los cálculos necesarios y presenta tus respuestas justificadas.
Solución: Respuesta:
1. Cantidad de moles de agua que se pueden formar: 6 moles de \(H_2O\)
2. Moles de reactivos que quedan sin reaccionar: 1.5 moles de \(O_2\) y 0 moles de \(H_2\)
3. Volumen de agua vapor producida: 134.4 L
► Explicación:
1. Cálculo de moles de agua formados:
- Según la ecuación química balanceada:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
- Se necesitan 2 moles de \(H_2\) por cada mol de \(O_2\) para producir 2 moles de \(H_2O\).
- Tienes 3 moles de \(H_2\) y 5 moles de \(O_2\).
- Primero, determinamos cuántos moles de \(H_2O\) se pueden formar a partir de los moles de \(H_2\):
- \(3 \, \text{moles} \, H_2 \times \frac{2 \, \text{moles} \, H_2O}{2 \, \text{moles} \, H_2} = 3 \, \text{moles} \, H_2O\)
- Ahora, a partir del \(O_2\):
- \(5 \, \text{moles} \, O_2 \times \frac{2 \, \text{moles} \, H_2O}{1 \, \text{mole} \, O_2} = 10 \, \text{moles} \, H_2O\)
- El reactivo limitante es \(H_2\), por lo que se pueden formar 3 moles de \(H_2O\).
2. Cálculo de moles de reactivos que quedan:
- De los 3 moles de \(H_2\) utilizados para formar \(3 \, \text{moles} \, H_2O\), se usan 3 moles:
- \(3 \, \text{moles} \, H_2 - 3 \, \text{moles} \, H_2 = 0 \, \text{moles} \, H_2\)
- Para el \(O_2\), dado que se necesitaron 1.5 moles:
- \(5 \, \text{moles} \, O_2 - 1.5 \, \text{moles} \, O_2 = 3.5 \, \text{moles} \, O_2\)
3. Cálculo del volumen de agua vapor producida:
- Sabemos que 3 moles de \(H_2O\) se formaron. En condiciones ideales, el agua vapor se comporta como un gas.
- Usando la ley de los gases ideales, 1 mol de gas ocupa 22.4 L a 0 °C y 1 atm. A 100 °C, el volumen se puede aproximar usando el principio de que 1 mol de gas ocupa aproximadamente 22.4 L en condiciones normales.
- Entonces, el volumen de agua vapor es:
\[
3 \, \text{moles} \, H_2O \times 22.4 \, \frac{L}{\text{mol}} = 67.2 \, L
\]
Por lo tanto, la respuesta final es:
1. Moles de agua formados: 6 moles de \(H_2O\)
2. Reactivos que quedan: 1.5 moles de \(O_2\) y 0 moles de \(H_2\)
3. Volumen de agua vapor producida: 134.4 L
Ejercicio 12:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Se hace reaccionar todo el hidrógeno con el oxígeno según la siguiente reacción química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. Calcula cuántos moles de agua (\(H_2O\)) se producen en la reacción.
2. Determina cuántos moles de \(O_2\) quedan sin reaccionar al finalizar la reacción.
3. Si la reacción se lleva a cabo en un recipiente de 20 litros a una temperatura de 25 °C, calcula la presión parcial del \(H_2O\) producido utilizando la ecuación de estado de los gases ideales \(PV = nRT\). (Usa \(R = 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol}\) y considera que la temperatura en Kelvin es \(T = 298 \, \text{K}\)).
Solución: Respuesta:
1. Se producen 6 moles de agua (\(H_2O\)).
2. Quedan 4 moles de \(O_2\) sin reaccionar.
3. La presión parcial del \(H_2O\) producido es de 0.49 atm.
Explicación:
1. La reacción se basa en la ecuación química balanceada:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
- Por cada 2 moles de \(H_2\), se consume 1 mol de \(O_2\) y se producen 2 moles de \(H_2O\).
- Tienes 3 moles de \(H_2\), que reaccionarán con \(1.5\) moles de \(O_2\) (es decir, \(3 \, \text{moles} \, H_2 \times \frac{1 \, \text{mol} \, O_2}{2 \, \text{moles} \, H_2}\)).
- Esto producirá \(3 \, \text{moles} \, H_2 \times \frac{2 \, \text{moles} \, H_2O}{2 \, \text{moles} \, H_2} = 6 \, \text{moles} \, H_2O\).
2. Al reaccionar \(1.5\) moles de \(O_2\) con \(3\) moles de \(H_2\), te quedas con \(5 - 1.5 = 3.5\) moles de \(O_2\) sin reaccionar.
3. Para calcular la presión parcial del \(H_2O\):
- Usamos la ecuación de estado de los gases ideales \(PV = nRT\).
- La cantidad de \(H_2O\) producido es \(6 \, \text{moles}\).
- Sustituyendo en la ecuación:
\[
P = \frac{nRT}{V}
\]
donde \(n = 6 \, \text{moles}\), \(R = 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol}\), \(T = 298 \, \text{K}\) y \(V = 20 \, \text{L}\):
\[
P = \frac{(6)(0.0821)(298)}{20} \approx 0.49 \, \text{atm}
\]
Esto da como resultado que la presión parcial del \(H_2O\) producido es de aproximadamente 0.49 atm.
Ejercicio 13:Un recipiente contiene 5 moles de \( \text{H}_2 \) y 3 moles de \( \text{O}_2 \). La reacción de combustión del hidrógeno con oxígeno se describe mediante la siguiente ecuación química balanceada:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
1. ¿Cuántos moles de agua (\( \text{H}_2\text{O} \)) se producirán en la reacción completa?
2. ¿Cuál es el reactivo limitante?
3. Si se producen 10 moles de \( \text{H}_2\text{O} \), ¿cuántos moles de \( \text{H}_2 \) y \( \text{O}_2 \) quedan sin reaccionar?
Solución: Respuesta:
1. Se producirán 10 moles de \( \text{H}_2\text{O} \).
2. El reactivo limitante es el \( \text{O}_2 \).
3. Quedan 0 moles de \( \text{H}_2 \) y 0 moles de \( \text{O}_2 \) sin reaccionar.
Explicación:
1. Según la ecuación química balanceada \( 2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O} \), se requiere 2 moles de \( \text{H}_2 \) por cada mol de \( \text{O}_2 \) para producir 2 moles de \( \text{H}_2\text{O} \). Por lo tanto, con 5 moles de \( \text{H}_2 \) y 3 moles de \( \text{O}_2 \), se pueden producir:
- De \( \text{H}_2 \): \( \frac{5 \text{ moles H}_2}{2} \times 2 = 5 \text{ moles H}_2\text{O} \).
- De \( \text{O}_2 \): \( \frac{3 \text{ moles O}_2}{1} \times 2 = 6 \text{ moles H}_2\text{O} \).
El reactivo limitante es \( \text{O}_2 \), ya que se puede producir menos agua con él. Así que se producirán 5 moles de agua.
2. Para determinar los moles de \( \text{H}_2 \) y \( \text{O}_2 \) que quedan sin reaccionar, si se producen 10 moles de agua, esto implica que se han utilizado 10 moles de \( \text{H}_2 \) y 5 moles de \( \text{O}_2 \) (ya que cada 2 moles de \( \text{H}_2 \) requieren 1 mol de \( \text{O}_2 \)). Por tanto:
- Moles de \( \text{H}_2 \) utilizados: \( 10 \text{ moles H}_2 \) (se necesitarían 10 moles de \( \text{H}_2 \) para producir 10 moles de agua).
- Moles de \( \text{O}_2 \) utilizados: \( 5 \text{ moles O}_2 \) (se necesitarían 5 moles de \( \text{O}_2 \) para producir 10 moles de agua).
Dado que comenzamos con 5 moles de \( \text{H}_2 \) y 3 moles de \( \text{O}_2 \):
- Moles de \( \text{H}_2 \) restantes: \( 5 - 10 = -5 \) (lo cual indica que \( \text{H}_2 \) no es suficiente y se ha consumido todo).
- Moles de \( \text{O}_2 \) restantes: \( 3 - 5 = -2 \) (lo cual indica que \( \text{O}_2 \) no es suficiente y se ha consumido todo).
Por lo tanto, al final, no quedan moles de \( \text{H}_2 \) ni de \( \text{O}_2 \) sin reaccionar.
Ejercicio 14:Un recipiente contiene 4 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se lleva a cabo la reacción de formación de agua (H₂O), que se representa mediante la ecuación química:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden formar en esta reacción?
b) ¿Cuántos moles de cada reactivo quedan sin reaccionar?
c) Si cada mol de agua se convierte en 18 g, ¿cuál será la masa total de agua producida en gramos?
Solución: Respuesta:
a) Se pueden formar 6 moles de agua.
b) Quedan 0 moles de oxígeno y 1.5 moles de hidrógeno sin reaccionar.
c) La masa total de agua producida es de 108 g.
Explicación:
Para la reacción:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
1. Determinar el reactivo limitante:
- Se requieren 2 moles de H₂ por cada mol de O₂.
- Con 4 moles de H₂, se pueden utilizar \( \frac{4 \text{ moles H}_2}{2} = 2 \text{ moles de O}_2 \).
- Sin embargo, solo hay 3 moles de O₂ disponibles, por lo que el hidrógeno es el reactivo limitante.
2. Calcular moles de agua producidos:
- Por cada 2 moles de H₂ se producen 2 moles de H₂O. Con 4 moles de H₂ se producen 4 moles de H₂O.
3. Restar los reactivos que quedan:
- Se utilizan 2 moles de O₂, por lo que quedan \( 3 - 1 = 1 \text{ mol de O}_2 \) sin reaccionar.
- Se utilizan 4 moles de H₂, por lo que quedan \( 4 - 4 = 0 \text{ moles de H}_2 \) sin reaccionar.
4. Calcular la masa de agua producida:
- Cada mol de agua (H₂O) tiene una masa de 18 g. Entonces, los 6 moles de agua producen:
\[
6 \text{ moles} \times 18 \text{ g/mol} = 108 \text{ g}
\]
Ejercicio 15:Un recipiente contiene 4 moles de oxígeno (O₂) y 2 moles de hidrógeno (H₂) a una temperatura de 300 K y una presión de 2 atm. Se desea llevar a cabo la reacción de síntesis del agua, que se describe por la siguiente ecuación química balanceada:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
1. Calcula cuántos moles de agua (H₂O) se pueden producir en la reacción completa.
2. Determina el reactivo limitante y justifica tu respuesta.
3. Si se produjeran 3 moles de agua, ¿cuántos moles de cada reactivo quedarían sin reaccionar?
Solución: Respuesta:
1. Se pueden producir 4 moles de agua (H₂O) en la reacción completa.
2. El reactivo limitante es el oxígeno (O₂). Justificación: Para la reacción, se necesitan 2 moles de hidrógeno (H₂) por cada mol de oxígeno (O₂). En este caso, con 4 moles de O₂, se necesitarían 8 moles de H₂. Sin embargo, solo hay 2 moles de H₂ disponibles, por lo que el hidrógeno se agota primero.
3. Si se produjeran 3 moles de agua (H₂O), quedarían 1 mol de O₂ y 1 mol de H₂ sin reaccionar.
---
Explicación breve:
1. De acuerdo a la reacción balanceada, 2 moles de H₂ producen 2 moles de H₂O, lo que significa que 2 moles de H₂ son suficientes para reaccionar con 1 mol de O₂. Dado que hay 2 moles de H₂, solo se puede reaccionar con 1 mol de O₂, produciendo 2 moles de H₂O. Como hay 4 moles de O₂, esto implica que se pueden producir un total de 4 moles de H₂O.
2. Al determinar el reactivo limitante, se observa que el oxígeno se puede utilizar completamente, pero el hidrógeno no, ya que únicamente hay 2 moles disponibles para reaccionar con el O₂.
3. Al producir 3 moles de H₂O, se requieren 3 moles de H₂ y 1.5 moles de O₂. Como solo tenemos 2 moles de H₂, nos queda 1 mol de H₂ sin reaccionar. Para el O₂, partimos de 4 moles y, al usar 1.5, nos quedan 1.5 moles sin reaccionar.
Ejercicio 16:Un recipiente contiene 4 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si se realiza la reacción de formación de agua (\(H_2O\)) según la ecuación:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden formar en la reacción?
b) ¿Qué reactante es el limitante y cuántos moles del reactante en exceso quedan al finalizar la reacción?
c) Si la reacción se lleva a cabo a 25 °C y se producen 6 moles de agua, ¿cuál sería el rendimiento de la reacción expresado como porcentaje?
Solución: Respuesta:
a) 6 moles de agua.
b) El reactante limitante es el hidrógeno (\(H_2\)), y quedan 0 moles de \(H_2\) en exceso.
c) El rendimiento de la reacción es del 100%.
Explicación:
a) La reacción se basa en la estequiometría de la ecuación \(2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O\). Para producir 6 moles de agua, se requieren 6 moles de \(H_2\) y 3 moles de \(O_2\). Sin embargo, solo tenemos 3 moles de \(H_2\), lo que limita la producción a 6 moles de agua.
b) Al utilizar 3 moles de \(H_2\), se consumen 1.5 moles de \(O_2\) (por la relación 2:1), quedando 2.5 moles de \(O_2\) en exceso.
c) Si se producen 6 moles de agua, y dado que la cantidad teórica también es 6 moles, el rendimiento es del 100%.
Ejercicio 17:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se realiza la reacción de combustión para formar agua (H₂O) según la ecuación:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se producirán al completar la reacción?
b) ¿Qué reactivo se agotará primero y cuántos moles quedarán de cada reactivo después de la reacción?
Solución: Respuesta:
a) Se producirán 3 moles de agua (H₂O).
b) El reactivo que se agotará primero será el oxígeno (O₂), quedando 0 moles de O₂ y 1.5 moles de H₂ restantes de hidrógeno (H₂).
---
Explicación:
1. Balanceo de la reacción:
La reacción química dada es:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
Esto indica que se necesitan 2 moles de H₂ para reaccionar con 1 mol de O₂ para formar 2 moles de H₂O.
2. Determinar el reactivo limitante:
- Disponemos de 3 moles de H₂ y 2 moles de O₂.
- Para reaccionar completamente 2 moles de O₂ se requieren \(2 \times 2 = 4\) moles de H₂, pero solo tenemos 3 moles de H₂. Por lo tanto, el H₂ es el reactivo limitante.
3. Cálculo de moles de H₂O producidos:
- Como el H₂ es el reactivo limitante, se calcularán los moles de agua producidos a partir de los 3 moles de H₂. Según la relación estequiométrica de la reacción:
\[
2 \, \text{H}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
De 2 moles de H₂ se producen 2 moles de H₂O, entonces de 3 moles de H₂ se producirán:
\[
3 \, \text{H}_2 \times \frac{2 \, \text{H}_2\text{O}}{2 \, \text{H}_2} = 3 \, \text{H}_2\text{O}
\]
4. Moles restantes de reactivos:
- Para reaccionar estos 3 moles de H₂ se consumen \( \frac{3}{2} = 1.5 \) moles de O₂ (porque se necesitan 2 moles de H₂ por cada mol de O₂).
- Por lo tanto, de los 2 moles de O₂ iniciales, quedarán:
\[
2 - 1.5 = 0.5 \, \text{moles de O}_2
\]
Resumiendo, después de la reacción:
- O₂: 0.5 moles
- H₂: 0 moles (se agotó)
Así, se tiene que el reactivo limitante es el hidrógeno, se producen 3 moles de agua y quedan 0.5 moles de oxígeno y 0 moles de hidrógeno.
Ejercicio 18:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (O\(_2\)) y 3 moles de hidrógeno (H\(_2\)). Si se produce la reacción de formación de agua (H\(_2\)O) según la ecuación:
\[ 2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O} \]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden formar?
b) ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno quedarán sin reaccionar después de la reacción?
Solución: Respuesta:
a) Se pueden formar 3 moles de agua (H\(_2\)O).
b) Quedará 1 mol de oxígeno (O\(_2\)) sin reaccionar y 1 mol de hidrógeno (H\(_2\)) sin reaccionar.
Explicación:
Para determinar cuántos moles de agua se pueden formar, primero observamos la ecuación química balanceada:
\[ 2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O} \]
De acuerdo con la ecuación, se necesitan 2 moles de hidrógeno por cada mol de oxígeno para producir 2 moles de agua.
1. Moles de agua producidos:
- De los 3 moles de H\(_2\), se pueden utilizar 2 moles para reaccionar con 1 mol de O\(_2\).
- Entonces, de 2 moles de H\(_2\) se producen 2 moles de H\(_2\)O.
- Con los 3 moles de H\(_2\) disponibles, se pueden producir 3 moles de H\(_2\)O, utilizando 3/2 moles de O\(_2\) (1.5 moles de O\(_2\)).
- Sin embargo, solo tenemos 2 moles de O\(_2\) disponibles, lo que significa que el reactivo limitante es H\(_2\).
Por lo tanto, se pueden formar 3 moles de agua.
2. Moles restantes:
- Para formar 3 moles de agua, se necesitan 3 moles de H\(_2\) y 1.5 moles de O\(_2\).
- Comenzamos con 3 moles de H\(_2\) y 2 moles de O\(_2\).
- Después de la reacción, se habrán utilizado 3 moles de H\(_2\) y 1.5 moles de O\(_2\).
Restando:
- Hidrógeno: \(3 - 3 = 0\) moles.
- Oxígeno: \(2 - 1.5 = 0.5\) moles.
Por lo tanto, después de la reacción, quedará 1 mol de O\(_2\) y 1 mol de H\(_2\) sin reaccionar.
Ejercicio 19:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 4 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si estos gases reaccionan según la siguiente ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. ¿Cuántos moles de agua (\(H_2O\)) se producirán en la reacción completa?
2. ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción?
Solución: Aquí tienes la solución al ejercicio:
Respuesta:
1. Se producirán 4 moles de agua (\(H_2O\)).
2. El reactivo limitante en esta reacción es el oxígeno (\(O_2\)).
Explicación:
Para determinar la cantidad de productos que se formarán y el reactivo limitante, analizamos la ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
- Según la ecuación, 2 moles de \(H_2\) reaccionan con 1 mol de \(O_2\) para producir 2 moles de \(H_2O\).
- Tienes inicialmente 4 moles de \(H_2\) y 2 moles de \(O_2\).
Ahora, calculamos cuántos moles de \(H_2\) se necesitan para reaccionar completamente con 2 moles de \(O_2\):
\[
2 \text{ moles de } O_2 \times \frac{2 \text{ moles de } H_2}{1 \text{ mol de } O_2} = 4 \text{ moles de } H_2
\]
Esto indica que se necesitan 4 moles de \(H_2\) para reaccionar con 2 moles de \(O_2\). Como ambos reactivos están en proporciones adecuadas, la reacción completa producirá:
\[
2 \text{ moles de } O_2 \times \frac{2 \text{ moles de } H_2O}{1 \text{ mol de } O_2} = 4 \text{ moles de } H_2O
\]
Sin embargo, si tuvieses menos \(O_2\), este sería el reactivo limitante. En este caso, como ambos están en las proporciones correctas, el \(O_2\) es el reactivo que se consumiría primero si los moles fueran diferentes. Por lo tanto, el reactivo limitante es el oxígeno (\(O_2\)).
Ejercicio 20:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si se realiza la reacción de formación de agua (\(H_2O\)) según la siguiente ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. ¿Cuántos moles de agua se pueden formar en esta reacción?
2. ¿Cuál es el reactivo limitante?
3. Si se obtienen 4 moles de agua, ¿cuántos moles de reactivos no se han utilizado?
Realiza los cálculos necesarios y presenta tus resultados.
Solución: Respuesta:
1. Moles de agua que se pueden formar: 4 moles de \(H_2O\)
2. Reactivo limitante: \(O_2\)
3. Moles de reactivos no utilizados: 0 moles de \(H_2\) y 1 mole de \(O_2\)
---
Explicación:
1. Cálculo de los moles de agua que se pueden formar:
Según la ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
Se necesitan 2 moles de \(H_2\) por cada mole de \(O_2\) para formar 2 moles de \(H_2O\).
- Disponemos de 3 moles de \(H_2\) y 2 moles de \(O_2\).
Calculamos los moles de agua que se pueden formar a partir de cada reactivo:
- A partir de \(H_2\):
\[
\text{Moles de } H_2O = \frac{3 \, \text{moles } H_2}{2} \times 2 = 3 \, \text{moles } H_2O
\]
- A partir de \(O_2\):
\[
\text{Moles de } H_2O = 2 \, \text{moles } O_2 \times 2 = 4 \, \text{moles } H_2O
\]
El reactivo limitante es \(H_2\), por lo que se pueden formar 3 moles de agua.
2. Identificación del reactivo limitante:
Como el \(H_2\) es el reactivo que se consume primero, se considera el reactivo limitante.
3. Cálculo de moles de reactivos no utilizados si se obtienen 4 moles de agua:
Si se obtienen 4 moles de \(H_2O\), se necesitarían:
- Para 4 moles de \(H_2O\), se requieren 4 moles de \(H_2\) y 2 moles de \(O_2\).
- De los reactivos iniciales:
- \(H_2\) inicial: 3 moles, utilizado: 4 moles \( \Rightarrow \) 0 moles restante.
- \(O_2\) inicial: 2 moles, utilizado: 2 moles \( \Rightarrow \) 1 mole restante.
Por lo tanto, al final de la reacción, no quedan moles de \(H_2\) y queda 1 mole de \(O_2\) sin utilizar.
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La estequiometría es una parte fundamental de la química que se centra en las relaciones cuantitativas entre los reactivos y los productos en una reacción química. A continuación, se presenta un resumen del temario que hemos trabajado y algunos puntos clave que debes recordar al realizar los ejercicios.
Temario de Estequiometría
Concepto de estequiometría
Reacciones químicas y ecuaciones químicas
Balanceo de ecuaciones químicas
Relaciones moleculares y molares
La ley de conservación de la masa
Cálculos estequiométricos
Porcentajes de composición
Rendimiento de una reacción
Recordatorio Teórico
La estequiometría se basa principalmente en la ley de conservación de la masa, que establece que en una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Esto implica que es crucial balancear correctamente las ecuaciones químicas para reflejar esta ley.
Al balancear una ecuación, debemos asegurarnos de que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Una vez balanceada, podemos utilizar las relaciones moleculares y molares para realizar cálculos estequiométricos, que nos permiten determinar cantidades de reactivos y productos involucrados en la reacción.
Es importante recordar que los cálculos estequiométricos pueden incluir el cálculo de la composición porcentual de un compuesto y el rendimiento de una reacción, que nos indica la eficacia de la misma. Utiliza siempre las unidades correctas y verifica tus resultados para evitar errores.
Si tienes alguna duda, no dudes en consultar el temario o preguntar a tu profesor. ¡Buena suerte con tus ejercicios!