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Repaso Química de 1º
Bachillerato
Paquita Vecina R.
Conceptos básicos
 Número de Avogadro. Átomos. Moléculas.
 Mol. Volumen molar.
 Composición centesimal.
 Fórmula empírica y molecular.
 Concentración. Molaridad y % en masa.
 Densidad.
 Tipos de reacciones químicas.
 Reactivo limitante.
Nº de Avogadro
 Su valor es N = 6,023 x 10 23
 Es el número de partículas (átomos, moléculas,
electrones, etc) en un mol de una sustancia.
 Un mol contiene el número de Avogadro de
partículas y su masa es su masa atómica o
molecular expresada en gramos.
 Ejemplo: 1 mol de moléculas de agua contiene
6,023 x 10 23 moléculas de agua.
Átomos
 La masa de un mol de átomos es la masa atómica
expresada en gramos (masa molar: Se mide en
g/mol). Mientras que la masa de un sólo átomo
es la masa atómica expresada en “u”.
 Ejemplo: 1 mol de átomos de sodio tiene una
masa de 23 g. La masa de 1 átomo de Na es 23 u.
 Los conceptos de Número de Avogadro, átomos,
moléculas, moles y masas están relacionados
entre sí.
Moléculas
 La masa de un mol de moléculas es la masa
molecular expresada en gramos (masa molar: Se
mide en g/mol). Mientras que la masa de una
molécula es la masa molecular expresada en “u”.
 La masa molar y la masa molecular coinciden
numéricamente.
 Ejemplo: La masa molar del H2O, es 18 g/mol. La
masa molecular del H2O es 18 u.
Mol y Nº Avogadro
 Un mol es la cantidad de sustancia que contiene
el número de Avogadro de partículas (átomos,
moléculas, iones, electrones, etc).
 El mol designa un conjunto de N = 6,023 x 10 23
partículas idénticas. Estas pueden ser átomos,
moléculas, iones u otras partículas.
 Ejemplo: 1 mol de átomos de carbono contiene
6,023 x 10 23 átomos de C.
Problemas
 Un litro de CO2 se encuentra en c.n. Calcule: A) El
número de moles que contiene. B) El número de
moléculas de CO2 presentes. C) La masa en
gramos de una molécula de CO2. Masas atómicas:
C = 12; O = 16.
Problemas
 La fórmula molecular del azúcar común (sacarosa) es C12H22O11.
Indique razonadamente si 1 mol de sacarosa contiene: a) 144 g de
carbono. b) 18 mol de átomos de carbono. c) 6.1015átomos de
carbono. Masas atómicas: C = 12 ; H = 1 ; O = 16 .
Problemas
 a) ¿Cuántos gramos de H2S hay en 0,50 moles de
H2S ? b) ¿Cuántas moléculas de H2S habrá? c)
¿Cuántos átomos hay en total? Masas atómicas:
H= 1 S= 32.
Problemas
 Calcule: a) Cuántos moles de átomos de oxígeno
hay en un mol de etanol. b) La masa de 2,6. 1020
moléculas de CO2. c) El número de átomos de
nitrógeno que hay en 0,38 g de NH4NO2 . Masas
atómicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16.
Volumen molar
 Un mol de cualquier gas, en condiciones normales
de presión (1 atm) y temperatura (0ºC = 273 K)
ocupa siempre un volumen molar de 22,4 L.
V = n ·R·T / P
V = 1 mol x 0,082 atm.L/K.mol x 273/ 1= 22,38 L
 El volumen molar contiene 6,023 x 10 23
moléculas.
 Ejemplo:
Un mol de O2 en c.n. ocupa 22,4 L
Un mol de CO2 en c.n. ocupa 22,4 L
Resumen de conceptos básicos
 Se puede escribir:
Nº de moles = masa en gramos / masa molar
Nº de partículas /Nº de Avogadro = Nº moles de
partículas
 En general:
1 mol de un elemento monoatómico= 1 mol de
átomos = 6,023 x 10 23 átomos = masa atómica
(gramos).
1 mol de un elemento poliatómico o de un
compuesto= 1 mol de moléculas = 6,023 x 10 23
moléculas = masa molecular (gramos)
Ejemplos
 Para el Sodio:
- Está formado por átomos de sodio, Na, ya que
es un elemento.
- 1 mol de átomos de sodio contiene 6,02 .1023
átomos.
- 1 mol de átomos de sodio tiene una masa de 23
g
- La masa molar del sodio es 23 g/mol.
- En 23 gramos de sodio hay 6,02 .1023 átomos de
sodio.
Ejemplos
 Para el dióxido de carbono, CO2:
- Está formado por moléculas de CO2, ya que es
un compuesto.
- 1 mol de moléculas de CO2, contiene 6,02 .1023
moléculas y tiene una masa de 44g.
- La masa molar del CO2 es 44 g/mol
- En 44 g de CO2 hay 6,02 .1023 moléculas de CO2.
Composición centesimal
 La composición centesimal indica el
porcentaje en masa de cada elemento que
forma parte de un compuesto.
 Se puede hallar a partir de la fórmula
molecular del compuesto, ya que ésta nos
indica el número de átomos de cada
elemento presentes en el compuesto.
Ejercicios composición
centesimal
Para calcular la composición porcentual de
un compuesto, se puede aplicar la siguiente
fórmula:
Ejercicios composición
centesimal
4 Calcula la composición centesimal del CaCl2
(masas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u)
% Ca =
40 · 100
111
= 36 %
CaCl2 = 40 + 2·35,5 = 111 u
% Cl =
2 · 40 · 100
111 = 64 %
Ejercicios composición
centesimal
 Calcular la composición centesimal del Na2CO3.
Masas atómicas: Na = 23, O = 16, C = 12
Mm (Na2CO3) = 2.23 + 12+ 3.16 = 46+12 + 48 = 106
En 106 g de Na2CO3 hay 46 gramos de sodio, 12 gramos de
carbono y 48 gramos de oxígeno.
Fórmula empírica y molecular
 Fórmula empírica: informa sobre la relación más
sencilla en que se encuentran los átomos de una
sustancia.
 Fórmula molecular: nos informa del nº de átomos
que integran cada molécula. Sólo se da en los
compuestos moleculares.
 Ejemplo: La fórmula empírica del etano es CH3 y
su fórmula molecular es C2H6.
Fórmula empírica y molecular
 En general, para compuestos orgánicos la fórmula
empírica y la molecular son diferentes pero para
compuestos inorgánicos ambas son iguales.
Compuesto Fórmula
empírica
Fórmula
molecular
Agua H2O H2O
Amoníaco NH3 NH3
Benceno CH C6H6
Butano C2H5 C4H10
Fórmula empírica y molecular
 Pasos para hallar la fórmula de un compuesto
conocida su composición centesimal (Método
Cannizzaro):
• La base es 100g de muestra. Se divide el % de cada
elemento, por la masa atómica y obtengo el nº de
átomos gramos de cada elemento.
• Los números obtenidos se dividen por el menor,
ya que son proporcionales a los subíndices, del
átomo correspondiente, en la fórmula empírica. Si
no todos resultan ser nº enteros, se multiplican
por nº sencillos (2, 3, …).
Problemas
67.6
00.1
67.6
33.3
14
67.46
67.1
16
67.26
67.1
12
00.20


vz
yx
Una sustancia orgánica pura ha dado la siguiente
composición centesimal: 20,00% de C; 26,67% de
O; 46,67% de N y 6,67% de H. Determina su
fórmula empírica.
Sea CxOyNzHv la fórmula empírica
99.3
67.1
67.6
;99.1
67.1
33.3
;1
67.1
67.1
;1
67.1
67.1
67.1


vz
yx
porsDividiremo
Por tanto: x=1; Y=1; Z=2; V=4 y la fórmula es CON2H4 (urea)
Problemas
3
67.6
20
1
67.6
67.6
00.20
00.1
80100
67.6
12
80




yx
yx
mol
g
Latm
K
Kmol
Latmg
M
pV
mRT
M
M
mRT
pVnRTpV
02.30
5.084.0
310082.0496.0 11






La masa de un hidrocarburo gaseoso contenido en un
matraz de 500 ml a 37 ºC y 0,84 atm es de 0,496 g. Si
contiene 80% de carbono. Halla la fórmula empírica y la
molecular. • La fórmula empírica es CxHy, donde:
La fórmula empírica es CH3
Fórmula molecular (CH3)n
• Calculamos la
masa molecular
2
15
02.30
15)1312(02.30


mol
g
mol
g
n
mol
gn
mol
gn
mol
gMnM empírica
Fórmula molecular
(CH3)2→ CH3CH3
Problemas
Omoles
mol
g
g
z
Hmol
mol
g
g
yCmol
mol
g
g
x
0222.0
16
)044.06.0(1
044.0
00.1
044.0
05.0
12
6.0




414:;842:;9424.2:
1
022.0
022.0
:;2
0222.0
044.0
:;24.2
0222.0
05.0
:


zyx
zyx
La composición de la aspirina al analizar 1g de aspirina
comercial, es : 0,6 g de C; 0,044 g de H y el resto, de oxígeno.
Determina su fórmula empírica y molecular (M mole = 180 u)
Fórmula empírica
CxHyOz
1º Calculamos moles
2º Dividimos por
el menor nº
Fórmula
molecular 1
)16418129(
180
)16418129(180




n
nMnM empirica
C9H8O4
C9H8O4
Concentración de una dn
 Tanto por ciento en peso (%): Indica la masa de
soluto expresada en gramos contenida en 100 g
de dn.
 Ejemplo: Una disolución de clorhídrico comercial
al 75% significa que hay 75 g de clorhídrico puro
en 100 g de clorhídrico comercial.
 Molaridad (M): Indica el nº de moles de soluto
disuelto en cada litro de disolución.
 Ejemplo: Una dn 5M de ácido clorhídrico significa
que hay 5 moles de clorhídrico puro en 1 L de dn.
Problemas
 Calcule la molaridad de una disolución preparada
mezclando 150 mL de ácido nitroso 0,2 M con cada uno
de los siguientes líquidos: a) Con 100 mL de agua
destilada. b) Con 100 mL de una disolución de ácido
nitroso 0,5 M.
Riqueza
 La mayor parte de las sustancias no suelen
encontrarse en estado puro.
 Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene
la muestra.
m (sustancia pura)
riqueza = ———————— · 100
m (muestra)
 Ejemplo: Si decimos que tenemos 500 g de Rb OH
al 98 %, en realidad sólo tenemos
98
500 g · ——— = 490 g de Rb OH puro
100
Problemas
 Calcula el volumen de H2 en C.N. Que se obtiene
tratando 20,0g de Zn de 85% de pureza con ácido
clorhídrico, HCl, sabiendo que también se obtiene
ZnCl2.
Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2
20g × 85/100 = 17g Zn puros
Problemas
 Se desea preparar 100 mL de una disolución 2 M
de ácido sulfúrico partiendo de otro ácido de
densidad 1,68 g/cm3 y riqueza del 65% en peso.
Calcule el volumen de ácido sulfúrico
concentrado necesario.
Densidad
 Es el cociente entre la masa y el volumen de una
misma sustancia. d = m/V
 Ejemplo: Si la densidad de un ácido nítrico
comercial es de 1,12 g/mL significa que 1 mL de
este ácido tiene 1,12g de masa.
Tipos de reacciones químicas
 Síntesis: A + B  C
 Descomposición
–Simple: A  B + C
 Sustitución o
desplazamiento
AB + C  AC + B
 Doble sustitución
AB + CD  AC + BD
2 H2 + O2  2 H2O
CaCO3  CaO + CO2
PbO + C  CO + Pb
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Reacciones con reactivo
limitante
 Hay veces que nos dan más de una cantidad de
reactivos y/o productos.
 En estos casos, uno de los reactivos quedará en
exceso y no reaccionará todo él.
 El otro reactivo se consume totalmente y se
denomina reactivo limitante, ya que por mucho
que haya del otro no va a reaccionar más.
Reacciones con reactivo
limitante
 Una forma de reconocer al RL es observando el
cociente entre el número de moles y el
coeficiente estequiométrico para cada reactivo, y
el que presente menor valor será el reactivo
limitante.
Problemas reactivo limitante
 Se mezclan 20 g de cinc puro con 200 mL de
una disolución de HCl 6 M. Cuando termina el
desprendimiento de hidrógeno:¿Qué quedará
en exceso, ácido o cinc?
El cinc es el reactivo limitante
Problemas reactivo limitante
 Tenemos 100 g de Al y 200 g de HCl en forma de
acido clorhídrico ¿Qué volumen de hidrógeno, en
condiciones normales, podemos obtener?

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Repaso conceptos basicos

  • 1. Repaso Química de 1º Bachillerato Paquita Vecina R.
  • 2. Conceptos básicos  Número de Avogadro. Átomos. Moléculas.  Mol. Volumen molar.  Composición centesimal.  Fórmula empírica y molecular.  Concentración. Molaridad y % en masa.  Densidad.  Tipos de reacciones químicas.  Reactivo limitante.
  • 3. Nº de Avogadro  Su valor es N = 6,023 x 10 23  Es el número de partículas (átomos, moléculas, electrones, etc) en un mol de una sustancia.  Un mol contiene el número de Avogadro de partículas y su masa es su masa atómica o molecular expresada en gramos.  Ejemplo: 1 mol de moléculas de agua contiene 6,023 x 10 23 moléculas de agua.
  • 4. Átomos  La masa de un mol de átomos es la masa atómica expresada en gramos (masa molar: Se mide en g/mol). Mientras que la masa de un sólo átomo es la masa atómica expresada en “u”.  Ejemplo: 1 mol de átomos de sodio tiene una masa de 23 g. La masa de 1 átomo de Na es 23 u.  Los conceptos de Número de Avogadro, átomos, moléculas, moles y masas están relacionados entre sí.
  • 5. Moléculas  La masa de un mol de moléculas es la masa molecular expresada en gramos (masa molar: Se mide en g/mol). Mientras que la masa de una molécula es la masa molecular expresada en “u”.  La masa molar y la masa molecular coinciden numéricamente.  Ejemplo: La masa molar del H2O, es 18 g/mol. La masa molecular del H2O es 18 u.
  • 6. Mol y Nº Avogadro  Un mol es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc).  El mol designa un conjunto de N = 6,023 x 10 23 partículas idénticas. Estas pueden ser átomos, moléculas, iones u otras partículas.  Ejemplo: 1 mol de átomos de carbono contiene 6,023 x 10 23 átomos de C.
  • 7. Problemas  Un litro de CO2 se encuentra en c.n. Calcule: A) El número de moles que contiene. B) El número de moléculas de CO2 presentes. C) La masa en gramos de una molécula de CO2. Masas atómicas: C = 12; O = 16.
  • 8. Problemas  La fórmula molecular del azúcar común (sacarosa) es C12H22O11. Indique razonadamente si 1 mol de sacarosa contiene: a) 144 g de carbono. b) 18 mol de átomos de carbono. c) 6.1015átomos de carbono. Masas atómicas: C = 12 ; H = 1 ; O = 16 .
  • 9. Problemas  a) ¿Cuántos gramos de H2S hay en 0,50 moles de H2S ? b) ¿Cuántas moléculas de H2S habrá? c) ¿Cuántos átomos hay en total? Masas atómicas: H= 1 S= 32.
  • 10. Problemas  Calcule: a) Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en un mol de etanol. b) La masa de 2,6. 1020 moléculas de CO2. c) El número de átomos de nitrógeno que hay en 0,38 g de NH4NO2 . Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16.
  • 11. Volumen molar  Un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura (0ºC = 273 K) ocupa siempre un volumen molar de 22,4 L. V = n ·R·T / P V = 1 mol x 0,082 atm.L/K.mol x 273/ 1= 22,38 L  El volumen molar contiene 6,023 x 10 23 moléculas.  Ejemplo: Un mol de O2 en c.n. ocupa 22,4 L Un mol de CO2 en c.n. ocupa 22,4 L
  • 12. Resumen de conceptos básicos  Se puede escribir: Nº de moles = masa en gramos / masa molar Nº de partículas /Nº de Avogadro = Nº moles de partículas  En general: 1 mol de un elemento monoatómico= 1 mol de átomos = 6,023 x 10 23 átomos = masa atómica (gramos). 1 mol de un elemento poliatómico o de un compuesto= 1 mol de moléculas = 6,023 x 10 23 moléculas = masa molecular (gramos)
  • 13. Ejemplos  Para el Sodio: - Está formado por átomos de sodio, Na, ya que es un elemento. - 1 mol de átomos de sodio contiene 6,02 .1023 átomos. - 1 mol de átomos de sodio tiene una masa de 23 g - La masa molar del sodio es 23 g/mol. - En 23 gramos de sodio hay 6,02 .1023 átomos de sodio.
  • 14. Ejemplos  Para el dióxido de carbono, CO2: - Está formado por moléculas de CO2, ya que es un compuesto. - 1 mol de moléculas de CO2, contiene 6,02 .1023 moléculas y tiene una masa de 44g. - La masa molar del CO2 es 44 g/mol - En 44 g de CO2 hay 6,02 .1023 moléculas de CO2.
  • 15. Composición centesimal  La composición centesimal indica el porcentaje en masa de cada elemento que forma parte de un compuesto.  Se puede hallar a partir de la fórmula molecular del compuesto, ya que ésta nos indica el número de átomos de cada elemento presentes en el compuesto.
  • 16. Ejercicios composición centesimal Para calcular la composición porcentual de un compuesto, se puede aplicar la siguiente fórmula:
  • 17. Ejercicios composición centesimal 4 Calcula la composición centesimal del CaCl2 (masas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u) % Ca = 40 · 100 111 = 36 % CaCl2 = 40 + 2·35,5 = 111 u % Cl = 2 · 40 · 100 111 = 64 %
  • 18. Ejercicios composición centesimal  Calcular la composición centesimal del Na2CO3. Masas atómicas: Na = 23, O = 16, C = 12 Mm (Na2CO3) = 2.23 + 12+ 3.16 = 46+12 + 48 = 106 En 106 g de Na2CO3 hay 46 gramos de sodio, 12 gramos de carbono y 48 gramos de oxígeno.
  • 19. Fórmula empírica y molecular  Fórmula empírica: informa sobre la relación más sencilla en que se encuentran los átomos de una sustancia.  Fórmula molecular: nos informa del nº de átomos que integran cada molécula. Sólo se da en los compuestos moleculares.  Ejemplo: La fórmula empírica del etano es CH3 y su fórmula molecular es C2H6.
  • 20. Fórmula empírica y molecular  En general, para compuestos orgánicos la fórmula empírica y la molecular son diferentes pero para compuestos inorgánicos ambas son iguales. Compuesto Fórmula empírica Fórmula molecular Agua H2O H2O Amoníaco NH3 NH3 Benceno CH C6H6 Butano C2H5 C4H10
  • 21. Fórmula empírica y molecular  Pasos para hallar la fórmula de un compuesto conocida su composición centesimal (Método Cannizzaro): • La base es 100g de muestra. Se divide el % de cada elemento, por la masa atómica y obtengo el nº de átomos gramos de cada elemento. • Los números obtenidos se dividen por el menor, ya que son proporcionales a los subíndices, del átomo correspondiente, en la fórmula empírica. Si no todos resultan ser nº enteros, se multiplican por nº sencillos (2, 3, …).
  • 22. Problemas 67.6 00.1 67.6 33.3 14 67.46 67.1 16 67.26 67.1 12 00.20   vz yx Una sustancia orgánica pura ha dado la siguiente composición centesimal: 20,00% de C; 26,67% de O; 46,67% de N y 6,67% de H. Determina su fórmula empírica. Sea CxOyNzHv la fórmula empírica 99.3 67.1 67.6 ;99.1 67.1 33.3 ;1 67.1 67.1 ;1 67.1 67.1 67.1   vz yx porsDividiremo Por tanto: x=1; Y=1; Z=2; V=4 y la fórmula es CON2H4 (urea)
  • 23. Problemas 3 67.6 20 1 67.6 67.6 00.20 00.1 80100 67.6 12 80     yx yx mol g Latm K Kmol Latmg M pV mRT M M mRT pVnRTpV 02.30 5.084.0 310082.0496.0 11       La masa de un hidrocarburo gaseoso contenido en un matraz de 500 ml a 37 ºC y 0,84 atm es de 0,496 g. Si contiene 80% de carbono. Halla la fórmula empírica y la molecular. • La fórmula empírica es CxHy, donde: La fórmula empírica es CH3 Fórmula molecular (CH3)n • Calculamos la masa molecular 2 15 02.30 15)1312(02.30   mol g mol g n mol gn mol gn mol gMnM empírica Fórmula molecular (CH3)2→ CH3CH3
  • 24. Problemas Omoles mol g g z Hmol mol g g yCmol mol g g x 0222.0 16 )044.06.0(1 044.0 00.1 044.0 05.0 12 6.0     414:;842:;9424.2: 1 022.0 022.0 :;2 0222.0 044.0 :;24.2 0222.0 05.0 :   zyx zyx La composición de la aspirina al analizar 1g de aspirina comercial, es : 0,6 g de C; 0,044 g de H y el resto, de oxígeno. Determina su fórmula empírica y molecular (M mole = 180 u) Fórmula empírica CxHyOz 1º Calculamos moles 2º Dividimos por el menor nº Fórmula molecular 1 )16418129( 180 )16418129(180     n nMnM empirica C9H8O4 C9H8O4
  • 25. Concentración de una dn  Tanto por ciento en peso (%): Indica la masa de soluto expresada en gramos contenida en 100 g de dn.  Ejemplo: Una disolución de clorhídrico comercial al 75% significa que hay 75 g de clorhídrico puro en 100 g de clorhídrico comercial.  Molaridad (M): Indica el nº de moles de soluto disuelto en cada litro de disolución.  Ejemplo: Una dn 5M de ácido clorhídrico significa que hay 5 moles de clorhídrico puro en 1 L de dn.
  • 26. Problemas  Calcule la molaridad de una disolución preparada mezclando 150 mL de ácido nitroso 0,2 M con cada uno de los siguientes líquidos: a) Con 100 mL de agua destilada. b) Con 100 mL de una disolución de ácido nitroso 0,5 M.
  • 27. Riqueza  La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro.  Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra. m (sustancia pura) riqueza = ———————— · 100 m (muestra)  Ejemplo: Si decimos que tenemos 500 g de Rb OH al 98 %, en realidad sólo tenemos 98 500 g · ——— = 490 g de Rb OH puro 100
  • 28. Problemas  Calcula el volumen de H2 en C.N. Que se obtiene tratando 20,0g de Zn de 85% de pureza con ácido clorhídrico, HCl, sabiendo que también se obtiene ZnCl2. Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2 20g × 85/100 = 17g Zn puros
  • 29. Problemas  Se desea preparar 100 mL de una disolución 2 M de ácido sulfúrico partiendo de otro ácido de densidad 1,68 g/cm3 y riqueza del 65% en peso. Calcule el volumen de ácido sulfúrico concentrado necesario.
  • 30. Densidad  Es el cociente entre la masa y el volumen de una misma sustancia. d = m/V  Ejemplo: Si la densidad de un ácido nítrico comercial es de 1,12 g/mL significa que 1 mL de este ácido tiene 1,12g de masa.
  • 31. Tipos de reacciones químicas  Síntesis: A + B  C  Descomposición –Simple: A  B + C  Sustitución o desplazamiento AB + C  AC + B  Doble sustitución AB + CD  AC + BD 2 H2 + O2  2 H2O CaCO3  CaO + CO2 PbO + C  CO + Pb HCl + NaOH  NaCl + H2O
  • 32. Reacciones con reactivo limitante  Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos.  En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él.  El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.
  • 33. Reacciones con reactivo limitante  Una forma de reconocer al RL es observando el cociente entre el número de moles y el coeficiente estequiométrico para cada reactivo, y el que presente menor valor será el reactivo limitante.
  • 34. Problemas reactivo limitante  Se mezclan 20 g de cinc puro con 200 mL de una disolución de HCl 6 M. Cuando termina el desprendimiento de hidrógeno:¿Qué quedará en exceso, ácido o cinc? El cinc es el reactivo limitante
  • 35. Problemas reactivo limitante  Tenemos 100 g de Al y 200 g de HCl en forma de acido clorhídrico ¿Qué volumen de hidrógeno, en condiciones normales, podemos obtener?