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Preguntas y problemas de estequíometría

Cuestionario usado para el tema de estequiometría dentro del apartado 8.

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Grupo 250A Equipo 3
Universidad Nacional Autónoma de México
Colegio de Ciencias y Humanidades
Plantel Vallejo
Química II
Cuestionario referente al apartado 8:
¿Cómo ayuda la química a determinar la cantidad de sustancias que
intervienen en las reacciones de obtención de sales?
En preguntas y ecuaciones sencillas que impliquen la obtención de fertilizantes.
Grupo 250A Equipo 3
Contesta lo que a continuación se te pide:
1. ¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de
problemas estequiométricos?
2. Para los químicos ¿qué es el mol? Y ¿para qué es útil?
3. ¿Cuántas partículas agrupa un mol? y ¿qué nombre recibe este número?
4. ¿Por qué la masa de 1 mol es de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de
cualquier otro elemento?
5. ¿A qué equivale la masa molar de:
a) Un elemento?
b) Un compuesto?
6. El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo reaccionar
ácido nítrico con hidróxido de potasio de acuerdo con la siguiente ecuación
balanceada
HNO3 + KHO → KNO3 + H2O
a) ¿Cuántas moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 moles de
nitrato de potasio?
b) ¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente con 6 moles
de nitrato de potasio?
c) ¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con
125g de HNO3?
d) Si se forman 50g de nitrato de potasio ¿cuántos gramos de agua se producen?
Reacciones estequiométricas; masa – masa y mol – mol en ecuaciones sencillas que
impliquen la obtención de fertilizantes.
Ejercicio 1. Relación mol – mol.
Si se adicionan 5 moles se cloruro férrico (acuoso), a la siguiente reacción química,
¿cuántos moles de cloruro sódico (acuoso) se obtendrán? (Balancear ecuación).
FeCl3(ac) + NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + NaCl(ac)
Grupo 250A Equipo 3
Ejercicio 2. Relación masa – masa.
Obtención de sulfato de amonio como fertilizante.
Calcular ¿cuántos gramos de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar
3500g de hidróxido de amonio con el suficiente ácido sulfúrico (acuoso). (Balancear
ecuación).
NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + H2O(l)
Relación mol – mol.
Calcula ¿cuántas moles de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar con
3500g de hidróxido de amonio (acuoso) en la reacción?
Ejercicio 3.
El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco
y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción.
NH3 + HNO3 → NH4NO3
Relación masa – masa.
¿Cuántos gramos de nitrato de amonio se pueden obtener a partir de 25g de
amoniaco?
Relación mol – mol.
Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio se obtienen si se adicionan a la
reacción 12 moles de amoniaco?
Ejercicio 4.
La urea es un fertilízate que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono y
se representa con la siguiente ecuación química: (Balancear ecuación).
NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O
Relación masa – masa.
¿Cuántos gramos de amoniaco e necesitan para obtener 1800g de urea?
Relación mol – mol.
Calcular ¿cuántas moles de urea se obtienen si se agregan a la reacción 6 moles de
amoniaco?
Grupo 250A Equipo 3
Respuestas y desarrollo.
1) ¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de
problemas estequiométricos?
R= Es debido, para que el cálculo y proporción estén adecuados, y además todas
las ecuaciones tienen que cumplir con la ley de la conservación de la masa.
2) Para los químicos ¿qué es el mol? Y ¿para qué es útil?
R= Es la unidad de medida que calcula la masa molar a partir de la masa atómica
o molecular, encontrando el número de partículas en una cierta masa de
cualquier sustancia.
3) ¿Cuántas partículas agrupa un mol? y ¿qué nombre recibe este número?
R=Agrupa 6.02*(10)23 partículas (átomos, iones, moléculas, etc.) por cada mol,
el nombre de este número se la llama número de Avogadro.
4) ¿Por qué la masa de 1 mol es de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de
cualquier otro elemento?
R=Según su masa atómica, ya que esta por cada elemento, se tiene diferente
valor. Por ejemplo, el Hidrógeno (H) tiene una masa de 1 u.m.a. mientras que el
oxígeno (O) tiene una masa de 16 u.m.a. Al multiplicar por el número de
Avogadro, se tienen 6.02*(10)23 átomos en 1 mol de hidrogeno, y 9.63*(10)24
átomos en 1 mol de Oxígeno.
5) ¿A qué equivale la masa molar de:
a. Un elemento?
R=La masa atómica del elemento por el número de átomos en el elemento.
b. Un compuesto?
R=La suma del total de las masa atómicas de todos los elementos en el
compuesto, por el número de moléculas en la sustancia.
6) El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo reaccionar
ácido nítrico con hidróxido de potasio de acuerdo con la siguiente ecuación
balanceada
HNO3 + KOH → KNO3 + H2O
a. ¿Cuántas moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 moles de
nitrato de potasio?
R=6 moles.
𝟏
𝒙
=
𝟏
𝟔
𝒙 = 𝟔 Moles de hidróxido de
potasio.
Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2
1 KOH3 → 1 KNO3
x KOH3 → 6 KNO3
Grupo 250A Equipo 3
b. ¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente con 6 moles
de nitrato de potasio?
R=6 moles.
𝟏
𝟔
=
𝟏
𝒙
𝒙 = 𝟔 Moles de agua.
c. ¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con
125g de HNO3?
R=1.98 moles.
𝟔𝟑
𝟏𝟐𝟓
=
𝟓𝟔
𝒙
𝒙 =
𝟏𝟐𝟓 ∗ 𝟓𝟔
𝟔𝟑
𝒙 =
𝟕𝟎𝟎𝟎
𝟔𝟑
𝒙 ≈ 𝟏𝟏𝟏. 𝟏𝟏
56g de KOH = 1 mol
𝒙 𝒎𝒐𝒍 ≈
𝟏𝟏𝟏. 𝟏𝟏
𝟓𝟔 (𝟏 𝒎𝒐𝒍)
𝒙 𝒎𝒐𝒍 ≈ 𝟏. 𝟗𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑲𝑶𝑯
d. Si se forman 50g de nitrato de potasio ¿cuántos gramos de agua se producen?
R=8.91g
𝟏𝟎𝟏
𝟓𝟎
=
𝟏𝟖
𝒙
→ 𝒙 =
𝟓𝟎∗𝟏𝟖
𝟏𝟎𝟏
→ 𝒙 =
𝟗𝟎𝟎
𝟏𝟎𝟏
→ 𝒙 ≈ 𝟖. 𝟗𝟏 𝒈 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂
Moles Compuesto 1 + Moles Compuesto 2
1 KNO3 + 1 H2O
6 KNO3 + x H2O
Ele. Peso atómico * # de átomos = Total
H 1 * 1 = 1
N 14 * 1 = 14
O 16 * 3 = 48
Peso molecular HNO3 = 63
K 39 * 1 = 39
O 16 * 1 = 16
H 1 * 1 = 1
Peso molecular KOH = 56
Peso Compuesto 1 + Peso Compuesto 2
63 HNO3 + 56 KOH
125 HNO3 + x KOH
Peso
Compuesto
1
+ Peso
Compuesto
2
101 KNO3 + 18 H2O
50 KNO3 + x H2O
Ele.
Peso
atómico *
# de
átomos
= Total
H 1 * 2 = 2
O 16 * 1 = 16
Peso molecular H2O = 18
K 39 * 1 = 39
N 14 * 1 = 14
O 1 * 3 = 48
Peso molecular KNO3 = 101
Grupo 250A Equipo 3
Reacciones estequiométricas; masa – masa y mol – mol en ecuaciones sencillas que
impliquen la obtención de fertilizantes.
Ejercicio 1. Relación mol – mol.
Si se adicionan 5 moles se cloruro férrico (acuoso), a la siguiente reacción química,
¿cuántos moles de cloruro sódico (acuoso) se obtendrán? (Balancear ecuación).
FeCl3(ac) + NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + NaCl(ac)
R=15 moles Balanceo
FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac)
1
5
=
1
𝑥
𝒙 = 𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
Ejercicio 2. Relación masa – masa.
Obtención de sulfato de amonio como fertilizante.
Calcular ¿cuántos gramos de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar
3500g de hidróxido de amonio con el suficiente ácido sulfúrico (acuoso). (Balancear
ecuación).
NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + H2O(l)
R=6600g. Balanceo
2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + 2H2O(l)
2(35)
3500
=
132
𝑥
𝑥 =
3500 ∗ 132
2(35)
𝑥 =
462000
2 ∗ 35
𝑥 =
462000
70
𝒙 = 𝟔𝟔𝟎𝟎𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐
Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2
1 FeCl3 → 1 NaCl
5 FeCl3 → x NaCl
Ele. Peso atómico * # de átomos = Total
N 14 * 2 = 28
H 1 * 8 = 8
S 32 * 1 = 32
O 16 * 4 = 64
Peso molecular (NH4)2SO4 = 132
N 14 * 1 = 14
H 1 * 5 = 5
O 16 * 1 = 16
Peso molecular NH4OH = 35
Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2
2(35) 2NH4OH → 132 (NH4)2SO4
3500 2NH4OH → x (NH4)2SO4
Grupo 250A Equipo 3
Relación mol – mol.
Calcula ¿cuántas moles de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar con
3500g de hidróxido de amonio (acuoso) en la reacción?
R=12.5 moles.
2
25
=
1
𝑥
𝑥 = 12.5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑥 =
25 ∗ 1
2
Ejercicio 3.
El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco
y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción.
NH3 + HNO3 → NH4NO3
Relación masa – masa.
¿Cuántos gramos de nitrato de amonio se pueden obtener a partir de 25g de
amoniaco?
R=117.64g
17
25
=
80
𝑥
𝑥 =
25 ∗ 80
17
𝑥 =
2000
17
𝒙 ≈ 𝟏𝟏𝟕. 𝟔𝒈 𝒅𝒆 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐
Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2
2 NH4OH → 1 (NH4)2SO4
25 NH4OH → x (NH4)2SO4
Ele. Peso atómico * # de átomos = Total
N 14 * 1 = 14
H 1 * 3 = 3
Peso molecular NH3 = 17
H 1 * 4 = 4
N 14 * 2 = 28
O 16 * 3 = 48
Peso molecular NH4NO3 = 80
Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2
17 NH3 → 80 NH4HO3
25 NH3 → x NH4HO3
Grupo 250A Equipo 3
Relación mol – mol.
Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio se obtienen si se adicionan a la
reacción 12 moles de amoniaco?
R=12 moles.
1
12
=
1
𝑥
𝒙 = 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐
Ejercicio 4.
La urea es un fertilízate que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono y
se representa con la siguiente ecuación química: (Balancear ecuación).
NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O
Balanceo
2NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O
Relación masa – masa.
¿Cuántos gramos de amoniaco e necesitan para obtener 1800g de urea?
R=1020g.
2(17)
𝑥
=
60
1800
𝑥 =
1800 ∗ 2(17)
60
𝑥 =
1800 ∗ 34
60
𝑥 =
61200
60
𝒙 = 𝟏𝟎𝟐𝟎𝒈 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒂𝒄𝒐
Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2
1 NH3 → 1 NH4HO3
12 NH3 → x NH4HO3
Ele. Peso atómico * # de átomos = Total
N 14 * 1 = 14
H 1 * 3 = 3
Peso molecular NH3 = 17
H 1 * 4 = 4
N 14 * 2 = 28
C 12 * 1 = 12
O 16 * 1 = 16
Peso molecular (NH2)2CO = 60
Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2
2(17) 2NH3 → 60 (NH2)2CO
x 2NH3 → 1800 (NH2)2CO
Grupo 250A Equipo 3
Relación mol – mol.
Calcular ¿cuántas moles de urea se obtienen si se agregan a la reacción 6 moles de
amoniaco?
R=3 moles.
2
6
=
1
𝑥
𝑥 = 3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜
𝑥 =
6∗1
2
Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2
2 NH3 → 1 (NH2)2CO
6 NH3 → x (NH2)2CO

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Preguntas y problemas de estequíometría

  • 1. Grupo 250A Equipo 3 Universidad Nacional Autónoma de México Colegio de Ciencias y Humanidades Plantel Vallejo Química II Cuestionario referente al apartado 8: ¿Cómo ayuda la química a determinar la cantidad de sustancias que intervienen en las reacciones de obtención de sales? En preguntas y ecuaciones sencillas que impliquen la obtención de fertilizantes.
  • 2. Grupo 250A Equipo 3 Contesta lo que a continuación se te pide: 1. ¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de problemas estequiométricos? 2. Para los químicos ¿qué es el mol? Y ¿para qué es útil? 3. ¿Cuántas partículas agrupa un mol? y ¿qué nombre recibe este número? 4. ¿Por qué la masa de 1 mol es de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de cualquier otro elemento? 5. ¿A qué equivale la masa molar de: a) Un elemento? b) Un compuesto? 6. El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo reaccionar ácido nítrico con hidróxido de potasio de acuerdo con la siguiente ecuación balanceada HNO3 + KHO → KNO3 + H2O a) ¿Cuántas moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 moles de nitrato de potasio? b) ¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente con 6 moles de nitrato de potasio? c) ¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con 125g de HNO3? d) Si se forman 50g de nitrato de potasio ¿cuántos gramos de agua se producen? Reacciones estequiométricas; masa – masa y mol – mol en ecuaciones sencillas que impliquen la obtención de fertilizantes. Ejercicio 1. Relación mol – mol. Si se adicionan 5 moles se cloruro férrico (acuoso), a la siguiente reacción química, ¿cuántos moles de cloruro sódico (acuoso) se obtendrán? (Balancear ecuación). FeCl3(ac) + NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + NaCl(ac)
  • 3. Grupo 250A Equipo 3 Ejercicio 2. Relación masa – masa. Obtención de sulfato de amonio como fertilizante. Calcular ¿cuántos gramos de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar 3500g de hidróxido de amonio con el suficiente ácido sulfúrico (acuoso). (Balancear ecuación). NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + H2O(l) Relación mol – mol. Calcula ¿cuántas moles de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar con 3500g de hidróxido de amonio (acuoso) en la reacción? Ejercicio 3. El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción. NH3 + HNO3 → NH4NO3 Relación masa – masa. ¿Cuántos gramos de nitrato de amonio se pueden obtener a partir de 25g de amoniaco? Relación mol – mol. Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio se obtienen si se adicionan a la reacción 12 moles de amoniaco? Ejercicio 4. La urea es un fertilízate que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono y se representa con la siguiente ecuación química: (Balancear ecuación). NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O Relación masa – masa. ¿Cuántos gramos de amoniaco e necesitan para obtener 1800g de urea? Relación mol – mol. Calcular ¿cuántas moles de urea se obtienen si se agregan a la reacción 6 moles de amoniaco?
  • 4. Grupo 250A Equipo 3 Respuestas y desarrollo. 1) ¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de problemas estequiométricos? R= Es debido, para que el cálculo y proporción estén adecuados, y además todas las ecuaciones tienen que cumplir con la ley de la conservación de la masa. 2) Para los químicos ¿qué es el mol? Y ¿para qué es útil? R= Es la unidad de medida que calcula la masa molar a partir de la masa atómica o molecular, encontrando el número de partículas en una cierta masa de cualquier sustancia. 3) ¿Cuántas partículas agrupa un mol? y ¿qué nombre recibe este número? R=Agrupa 6.02*(10)23 partículas (átomos, iones, moléculas, etc.) por cada mol, el nombre de este número se la llama número de Avogadro. 4) ¿Por qué la masa de 1 mol es de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de cualquier otro elemento? R=Según su masa atómica, ya que esta por cada elemento, se tiene diferente valor. Por ejemplo, el Hidrógeno (H) tiene una masa de 1 u.m.a. mientras que el oxígeno (O) tiene una masa de 16 u.m.a. Al multiplicar por el número de Avogadro, se tienen 6.02*(10)23 átomos en 1 mol de hidrogeno, y 9.63*(10)24 átomos en 1 mol de Oxígeno. 5) ¿A qué equivale la masa molar de: a. Un elemento? R=La masa atómica del elemento por el número de átomos en el elemento. b. Un compuesto? R=La suma del total de las masa atómicas de todos los elementos en el compuesto, por el número de moléculas en la sustancia. 6) El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo reaccionar ácido nítrico con hidróxido de potasio de acuerdo con la siguiente ecuación balanceada HNO3 + KOH → KNO3 + H2O a. ¿Cuántas moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 moles de nitrato de potasio? R=6 moles. 𝟏 𝒙 = 𝟏 𝟔 𝒙 = 𝟔 Moles de hidróxido de potasio. Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2 1 KOH3 → 1 KNO3 x KOH3 → 6 KNO3
  • 5. Grupo 250A Equipo 3 b. ¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente con 6 moles de nitrato de potasio? R=6 moles. 𝟏 𝟔 = 𝟏 𝒙 𝒙 = 𝟔 Moles de agua. c. ¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con 125g de HNO3? R=1.98 moles. 𝟔𝟑 𝟏𝟐𝟓 = 𝟓𝟔 𝒙 𝒙 = 𝟏𝟐𝟓 ∗ 𝟓𝟔 𝟔𝟑 𝒙 = 𝟕𝟎𝟎𝟎 𝟔𝟑 𝒙 ≈ 𝟏𝟏𝟏. 𝟏𝟏 56g de KOH = 1 mol 𝒙 𝒎𝒐𝒍 ≈ 𝟏𝟏𝟏. 𝟏𝟏 𝟓𝟔 (𝟏 𝒎𝒐𝒍) 𝒙 𝒎𝒐𝒍 ≈ 𝟏. 𝟗𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑲𝑶𝑯 d. Si se forman 50g de nitrato de potasio ¿cuántos gramos de agua se producen? R=8.91g 𝟏𝟎𝟏 𝟓𝟎 = 𝟏𝟖 𝒙 → 𝒙 = 𝟓𝟎∗𝟏𝟖 𝟏𝟎𝟏 → 𝒙 = 𝟗𝟎𝟎 𝟏𝟎𝟏 → 𝒙 ≈ 𝟖. 𝟗𝟏 𝒈 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂 Moles Compuesto 1 + Moles Compuesto 2 1 KNO3 + 1 H2O 6 KNO3 + x H2O Ele. Peso atómico * # de átomos = Total H 1 * 1 = 1 N 14 * 1 = 14 O 16 * 3 = 48 Peso molecular HNO3 = 63 K 39 * 1 = 39 O 16 * 1 = 16 H 1 * 1 = 1 Peso molecular KOH = 56 Peso Compuesto 1 + Peso Compuesto 2 63 HNO3 + 56 KOH 125 HNO3 + x KOH Peso Compuesto 1 + Peso Compuesto 2 101 KNO3 + 18 H2O 50 KNO3 + x H2O Ele. Peso atómico * # de átomos = Total H 1 * 2 = 2 O 16 * 1 = 16 Peso molecular H2O = 18 K 39 * 1 = 39 N 14 * 1 = 14 O 1 * 3 = 48 Peso molecular KNO3 = 101
  • 6. Grupo 250A Equipo 3 Reacciones estequiométricas; masa – masa y mol – mol en ecuaciones sencillas que impliquen la obtención de fertilizantes. Ejercicio 1. Relación mol – mol. Si se adicionan 5 moles se cloruro férrico (acuoso), a la siguiente reacción química, ¿cuántos moles de cloruro sódico (acuoso) se obtendrán? (Balancear ecuación). FeCl3(ac) + NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + NaCl(ac) R=15 moles Balanceo FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac) 1 5 = 1 𝑥 𝒙 = 𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 Ejercicio 2. Relación masa – masa. Obtención de sulfato de amonio como fertilizante. Calcular ¿cuántos gramos de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar 3500g de hidróxido de amonio con el suficiente ácido sulfúrico (acuoso). (Balancear ecuación). NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + H2O(l) R=6600g. Balanceo 2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + 2H2O(l) 2(35) 3500 = 132 𝑥 𝑥 = 3500 ∗ 132 2(35) 𝑥 = 462000 2 ∗ 35 𝑥 = 462000 70 𝒙 = 𝟔𝟔𝟎𝟎𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐 Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2 1 FeCl3 → 1 NaCl 5 FeCl3 → x NaCl Ele. Peso atómico * # de átomos = Total N 14 * 2 = 28 H 1 * 8 = 8 S 32 * 1 = 32 O 16 * 4 = 64 Peso molecular (NH4)2SO4 = 132 N 14 * 1 = 14 H 1 * 5 = 5 O 16 * 1 = 16 Peso molecular NH4OH = 35 Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2 2(35) 2NH4OH → 132 (NH4)2SO4 3500 2NH4OH → x (NH4)2SO4
  • 7. Grupo 250A Equipo 3 Relación mol – mol. Calcula ¿cuántas moles de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar con 3500g de hidróxido de amonio (acuoso) en la reacción? R=12.5 moles. 2 25 = 1 𝑥 𝑥 = 12.5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑥 = 25 ∗ 1 2 Ejercicio 3. El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción. NH3 + HNO3 → NH4NO3 Relación masa – masa. ¿Cuántos gramos de nitrato de amonio se pueden obtener a partir de 25g de amoniaco? R=117.64g 17 25 = 80 𝑥 𝑥 = 25 ∗ 80 17 𝑥 = 2000 17 𝒙 ≈ 𝟏𝟏𝟕. 𝟔𝒈 𝒅𝒆 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐 Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2 2 NH4OH → 1 (NH4)2SO4 25 NH4OH → x (NH4)2SO4 Ele. Peso atómico * # de átomos = Total N 14 * 1 = 14 H 1 * 3 = 3 Peso molecular NH3 = 17 H 1 * 4 = 4 N 14 * 2 = 28 O 16 * 3 = 48 Peso molecular NH4NO3 = 80 Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2 17 NH3 → 80 NH4HO3 25 NH3 → x NH4HO3
  • 8. Grupo 250A Equipo 3 Relación mol – mol. Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio se obtienen si se adicionan a la reacción 12 moles de amoniaco? R=12 moles. 1 12 = 1 𝑥 𝒙 = 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐 Ejercicio 4. La urea es un fertilízate que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono y se representa con la siguiente ecuación química: (Balancear ecuación). NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O Balanceo 2NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O Relación masa – masa. ¿Cuántos gramos de amoniaco e necesitan para obtener 1800g de urea? R=1020g. 2(17) 𝑥 = 60 1800 𝑥 = 1800 ∗ 2(17) 60 𝑥 = 1800 ∗ 34 60 𝑥 = 61200 60 𝒙 = 𝟏𝟎𝟐𝟎𝒈 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒂𝒄𝒐 Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2 1 NH3 → 1 NH4HO3 12 NH3 → x NH4HO3 Ele. Peso atómico * # de átomos = Total N 14 * 1 = 14 H 1 * 3 = 3 Peso molecular NH3 = 17 H 1 * 4 = 4 N 14 * 2 = 28 C 12 * 1 = 12 O 16 * 1 = 16 Peso molecular (NH2)2CO = 60 Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2 2(17) 2NH3 → 60 (NH2)2CO x 2NH3 → 1800 (NH2)2CO
  • 9. Grupo 250A Equipo 3 Relación mol – mol. Calcular ¿cuántas moles de urea se obtienen si se agregan a la reacción 6 moles de amoniaco? R=3 moles. 2 6 = 1 𝑥 𝑥 = 3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜 𝑥 = 6∗1 2 Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2 2 NH3 → 1 (NH2)2CO 6 NH3 → x (NH2)2CO