Este documento presenta un plan de asignatura para el curso de Química. Incluye información sobre los temas a cubrir como cálculos estequiométricos, mol-átomo, número de Avogadro, masa molecular y mol-molécula. También describe la metodología, evaluación, recursos y bibliografía que se utilizarán. Los temas se enfocarán en realizar cálculos cuantitativos en cambios químicos e interpretar ecuaciones estequiométricas en términos de moles, gramos y átomos de re

1. PLAN DE ASIGNATURA
ASIGNATURA: QUIMICA RESPONSABLE: ESP LUZ MARINA PADILLA
ROMERO
GRADO___________PERIODO________HORAS_________FECHA_____________
FECHA DE INICIO_______________FECHA DE FINALIZACION_________________
PROYECTO 7
¿QUÉ CALCULOS SE PUEDEN OBTENER DE UNA REACCIÓN
QUIMICA?
EJE ARTICULATORIO:PROCESOS QUIMICOS
ESTANDAR. • Realizo cálculos cuantitativos en cambios químicos.
LOGROS: Interpretar correctamente una ecuación estequiometria, en términos de moles,
gramos, tanto de los reactivos como los productos.
Indicadores De Desempeño
 Resuelve conversiones de mol. átomo, numero de avogadro y mol molécula
 Resuelve ejercicios usando la razón molar o los factores de conversión
 Convierte moles a gramos y gramos a moles en una muestra dada.
 Identifica reactivo límite, rendimiento teórico, rendimiento real, y pureza de una
reacción
 Aplica lo aprendido en la solución de problemas de la vida cotidiana.
NUCLEOS TEMATICOS:
INSTITUCION EDUCATIVA DEPARTAMENTAL MACONDO
AREA CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL
1.-Mol-Atomo y número de avogadro
2.-Masa Molecular, Mol-molecula y número de avogadro
3.-Estequiometria
3.1 Métodos Estequiometricos
 calculo mol-mol
 calculo mol-masa
 calculo masa-masa
 Reactivo limite
 Rendimiento y pureza

2. METODOLOGIA: Explicación del tema a través de ejercicios
EVALUACION:
 Resuelve ejercicios aplicando los cálculos estequiometricos
 Relaciona los conceptos aprendidos con casos de la vida cotidiana
 Valora la importancia de trabajar en equipo
RECURSOS: GUIA, LIBRO, TALLER DE APLICACIÓN
BIBLIOGRAFIA: QUIMICA 1 EDUCAR EDITORES
QUIMICA 10 EDITORIAL MIGEMA
WED GRAFIA: http/ www. Wikipedia.com
ASIGNATURA: QUIMICA RESPONSABLE: ESP LUZ MARINA PADILLA ROMERO
ALUMNO____________________________________GRADO___________PERIODO_____
TEMA: 1 MOL-ATOMO, NÚMERO DE AVOGADRO, MASA MOLECULAR MOL-MOLECULA
HORAS_________FECHA______________________________
LOGROS.- Distinguir los conceptos de mol y de número de Avogadro para aplicarlos en la
resolución de problemas.
INTRODUCCION- El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su
comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte
fundamental del lenguaje de la química.
CONTENIDO
MOL: Es la masa de un elemento en gramos numéricamente igual a su masa
atómica
Ejemplo El peso atómico del hierro es 55,8 u.m.a 1 mol de Fe = 55,8 g de Fe
El peso atómico de sodio es 22,99 u.m.a a 1 Mol de Na = 22,99g de Na
Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo
si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale
a 6.023x 1023
. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan
grande que es difícil imaginarlo.
Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo
número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de
cualquier otro elemento.
1 MOL de un elemento = 6.023 x 1023
átomos
Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el
número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las
moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento
y está dada por la masa atómica del mismo.
Para cualquier ELEMENTO:
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AREA CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL

3. 1 MOL = 6.023 X 1023 ÁTOMOS
= MASA ATÓMICA (gramos)
Ejemplos:
Moles Átomos
Gramos
(Masa atómica)
1 mol de S 6.023 x 1023
átomos de S 32.06 g de S
1 mol de Cu 6.023 x 1023
átomos de Cu 63.55 g de Cu
d) En 52 gramos de cloro hay __________moles y___________ átomos de cloro En
base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier
elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de
conversión. Ejemplos:
¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y
vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
Cantidad dada x (cantidad buscada/unidad del dato que te den)
¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)?
Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg.
Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.
5.00 g Mg (
1 mol
24.31 g
)
= 0.206 mol Mg
x
¿Cuál es la masa de 3.01 x 10 átomos de sodio (Na)?
Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a
gramos.
3.01 x
1023 átomos Na
(
22.99 g
6.023 x 10
átomos
) = 1.31 x 10 átomos
Na
ACTIVIDAD EN CLASES
COMPLETAR:
a) En 25g de Berilio hay_______________________ moles de Berilio
b) En 0,54 moles de potasio hay ________________gramos de potasio
c) En 0,25moles de calcio hay __________________átomos de calcio
e) En 6,5x10-3 átomos de Al_ _________________gramos de Al
MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS
25.0 g Fe (
1 mol
55.85 g
) = 0.448 moles Fe
La unidad del dato y
del denominador del
factor de conversión
debe ser la misma
Cu 3 x 63.55 = 190.65

4. Una mol de un compuesto contiene el número de
Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del
mismo. Los términos peso molecular, masa molecular,
peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse
a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se
puede aplicar para todo tipo de compuestos.
A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las
masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier
elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.
Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio), Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio), Cu3(PO4)2 (sulfato
de cobre II)
En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y
masa molar.
ACTIVIDAD EN CLASES
1.-Encontrar la masa molecular de los siguientes compuestos
HCl, NaOH , H3PO4, Fe2(SO4)3 , Ca( OH)2
MOL – MOLECULA Y NÚMERO DE AVOGADRO
Ejemplo 1
¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
Na 1 x 22.99 = 22.99
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
40.00 g
La secuencia de conversión sería:
EJEMPLO 2 ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?
Calculamos la masa molar del H2O.
H 2 x 1.01 = 2.02
O 1 x 16 = 16 +
18.02 g
5.00 mol H2O X (
18.02 g
1 mol
) = 90.1 g H2O
P 2 x 30.97 = 61.04
O 8 x 16 = 128 +
379.69 g
Al
2 x 26.98
=
53.96
S
3 x 32.06
=
96.18
O 9 x 16 = 144 +
294.14 g
K 1 x 39.10 = 39.10
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
56.11 g
1 MOL = 6.023 x1023
MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)
1000 g NaOH (
1 mol
40.00 g
)
= 25.0 mol
NaOH
1.00 Kg NaOH
(
1000 g
1 Kg
) = 1000 g NaOH

5. EJEMPLO 3 ¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?
Calculamos la masa molar del HCl.
H 1 x 1.01 = 1.01
Cl 1 x 35.45 = 35.45 +
36.46 g
25.0 g HCl (
6.023 x 1023
moléculas
36.46 g
) = 4.13 x 1023
moléculas HCl
ACTIVIDAD EN CLASES
2.--Complete:
a) 0,5 mol de H2SO4 poseen una masa de ________________gramos de H2SO4
b) en 5,4g de H20 se encuentran _________________________moles de agua
c) en 90gramos de SO2 hay ___ _________________________moléculas de SO2
d) 2,5x10-2 moléculas de H2O equivalen a_______________ gramos de agua
e) En 0,1mol de HCl hay ________________________moléculas de HCl
ASIGNA TURA: QUIMICA RESPONSABLE: LUZ MARINA PADILLA
GRADO______ PERIODO _______ HORAS_______FECHA_____________________
ALUMNO________________________________________________GRA DO_______
JORNADA: 2 ¿QUE CALCULOS SE PUEDEN SE PUEDEN OBTENER A PARTIR DE LAS
ECUACIONES QUIMICAS?
TEMA: ESTEQUIOMETRIA
INTRODUCCION:
Cuando se tiene una ecuación química representada mediante una ecuación, y se desea conocer un
dato a partir de ella, ya sea de los reactivos o de los productos, se puede establecer relaciones
entre unos y otros a manera de igualdades, una vez que las ecuaciones estén balanceadas. Estas
relaciones se llaman estequiometrias.
CONTENIDO:
METODOS ESTEQUIOMETRICOS:
CALCULO MOL-MOL: Se calcula el número de moles de una sustancia a partir de un determinado
número de moles de otra sustancia. Se siguen los siguientes pasos:
 Se escribe la ecuación balanceada
 S e escribe la relación molar
 Se indican las especificaciones del problema
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AREA CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL

6. Ejemplo.
Cuantas moles de nitrógeno son necesarias para hacer reaccionar 0,75 moles de H en la producción
de amoniaco.
a) N2 + 3H2--------------------2NH3
b) 1 mol de N + 3 Moles de H -----------------2 Moles de NH3
c) 1 mol de N2 -------------------3 moles de H
X 0,75moles de H
0,75Moles de H x 1mol N2
___________________________________________= 0,25 moles de N2
3 moles de H
METODO MOL-MASA
Se siguen los mismos pasos anteriores, pero se interpreta la ecuación en los términos que me pide
el problema:
Ejemplo:El Fe2 03 reacciona con el carbón para producir monóxido de carbono y hierro ¿cuántas
moles de Fe se pueden producir a partir de 30 gramos de Fe 203?
fe203 + 3C -----------------3CO + 2Fe
1 moles + 3 moles -----------3 moles + 2 moles
1 moles de Fe203 pesa 159,6 gramos
159,6g de Fe203 ____________2 moles de Fe
30 g de Fe203 X
30 g x 2 moles de
Fe
_____________________________________________= 0,37 MOLES de Fe
159,6 g de Fe203
METODO MASA – MASA
Ejemplo:
E l yoduro de potasio se puede obtener a partir de sus elementos por la
Siguiente reacción.
 Se escribe la ecuación balanceada
2K + I2---------------2KI
 Se escribe la razón molar
2 moles de potasio + 1 mol de yodo -----------2 moles de yoduro de potasio

7.  se especifica el problema
 se convierten las moles a gramos
1 mol de K -----------------39.1 g 2 moles de K x
39.1 g
2 moles de K x
1 moles de K
1 mol KI -----------------166g 2 moles x 166
g =332 g de KI
2 mol x
1 mol
78g de K --------------------------------- 332g de KI
100 g de K-------------------------------- X
100g de K X 332 g de KI = 424.5 g de KI
78g de K
Factor molar = moles de sustancias desconocida en la ecuación/ moles de sustancias conocida en
la ecuación
EJERCICIOS EN CLASE
l.- Los hidróxidos se pueden obtener al hacer reaccionar un metal alcalino con H2O,
liberándose hidrógeno gaseoso como resultado del proceso químico. Una reacción común es la
que se produce entre el Na metálico y el H2O.
La ecuación que representa dicha reacción es la siguiente:
2 Na + 2H2O 2 NaOH + H2 (g)
Se quieren obtener 10 moles de NaOH. Calcular:
a) ¿Cuántos gramos de Na serán necesarios?_________________________
b) ¿Cuántos moles de H2O se necesitan?_____________________________
c) ¿Cuántos moles de H2 se producen?______________________________
d) ¿Cuántos átomos de Na reaccionan?---------------------------------------------------_
2.-¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.00 g O2 en presencia
de H2, según la ecuación 2H2 + O2 2H2O?
3.-Si 3.00 mol de SO2 gaseoso reaccionan con oxígeno para producir trióxido de azufre, ¿cuántos
moles de oxígeno se necesitan?
4.-¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? (No olvide
balancear la reacción.)
Mg + N2 Mg3N2
5.--El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:
C2H5OH + 3O2 2CO2+ 3H2O

8. ¿cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de C2H5OH de esta manera.
REACTIVO LIMITANTE
Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada
elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de
moles de reactivos y productos.
Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un
producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles
entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que
en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica
lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la
mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.
Reactivo limitante
Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le lla ma
reactivo limitante.
Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el
nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.
Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.
Ejemplo 1:Para la reacción:
¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2
Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.
La proporción requerida es de 2 : 1
Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. Si ahora ponemos 15 moles
de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de
O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para
reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con
todo el O2 es 10.Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles
de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante
Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:Calcular la canti dad
de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la
reacción.El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.
Ejemplo 2:Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si
el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas

9. se pueden producir? La ecuación correspondiente será:
En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan
para dar 1 mol de baratijas. 1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de
moles de ese reactivo que se usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima
cantidad de baratijas que pueden producirse por cada reactivo.
Cierres: 4,000 / 1 = 4,000 Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000 Tuercas: 7,000 /
2 = 3,500
Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca. 2) Determina el número de baratijas que
pueden hacerse a partir del reactivo limitante. Ya que el reactivo limitante es la tuerca, el
máximo número de baratijas que pueden hacerse viene determinado por el número de
tuercas. Entran dos tuercas en cada baratija, de modo que el número de baratijas que
pueden producirse, de acuerdo con la estequiometría del proceso es: 7,000 /
2 = 3,500 baratijas
Ejemplo 3: Considere la siguiente reacción:
Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea
[(NH2)2CO] se obtendrán?
1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:
637,2 g de NH3 X 1 Mol de NH3 / 17g de NH3 = 37,48Moles de NH3 SE APROXIMA a 37,5
1142 g de CO2 X 1 mol de CO2 / 44 g de CO2 = 25,95 Se aproxima a 26
2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:
a partir de 2 moles de NH3 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO
a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO
3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se
consumiese en su totalidad:
37,5 moles de NH3 x 1 mol de (NH2)2 co / 2 moles de NH3 = 18,75 Moles de (NH2)
2CO
A partir de 37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO
26 Moles de CO2 x 1 mol de (NH2)2CO / 1 mol de CO2 a partir de 26 moles de
CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO
637,2 g de NH3 son 37,5 moles
1142 g de CO2 son 26 moles

10. 4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de
urea.
5) Y ahora hacemos la conversión a gramos:
18,75 moles de (NH2)2CO X 60 g de (NH2)2 CO / 1 Mol de (NH2)2 CO =1125 g
de NH2)2 CO
EJERCICIOS EN CLASE
1.-Con 12 gramos de hierro y 10 gramos de azufre ¿Qué masa de sulfuro se
formará?¿cual es el reactivo limitante? Y cual sobra? Cuanto sobra?
2.-¿ Cuantos gramos de sulfato de plomo se forman con 25 gramos de sulfuro de plomo y
8,3 gramos de peróxido de hidrógeno?¿cual es el reactivo limite?¿cuantas moles sobra del
compuesto en exceso?
PUREZA DE REACTIVOS Y PRODUCTOS: Es convenientes advertir que al escribir una
ecuación química su expresión grafica supone una pureza del 100% para reactivos y
productos. En realidad no ocurre así; con grandes frecuencias los reactivos contienen
impurezas que no intervienen en la reacción.
Sustancias pura + impurezas = 100% sustancias pura = sustancia impura x % de
impureza
% de impureza = peso de compuesto puro /peso de compuesto impuro
Ejemplo¿Cuantos gramos de amoniaco se obtienen al hacer reaccionar 40 gr de cloruro
de amonio del 85% de pureza con suficiente hidróxido de calcio puro?
Solución:
1.-Ecuación balanceada
2NH4Cl + Ca(OH)2 ------------------------------- 2 NH3 + CaCl2 +2 H 2º
Se calculan los gramos y las moles de cloruro de amonio puro
40 g NH 4Cl----------------------100% x= 40g x 85% / 100% = 34g de
NH 4 Cl puro

11. X 85% 34g NH4Cl / 53,5
g/mol = 0,635 moles de NH4Cl
2 moles NH4Cl ---------2 moles de NH3 0,635moles de NH4Cl-------0.635 moles de
NH3
0.635 Moles X
0.635 Mole X 17 g/mol = 10,79 g NH3
Con 40g de NH4 Cl del 85% se obtienen 10,79g NH3
RENDIMIENTO Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se
consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante. La cantidad real
obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%)
se llama rendimiento.
Rendimiento teórico La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo
limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. A
la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o
rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico Razones de este hecho:
 es posible que no todos los productos reaccionen
 es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
 la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se
le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:
Ejemplo: La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción,
produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).
En esta reacción, 2 moles de H2S
reaccionan para dar 3 moles de S.

12. 1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a
partir de 6,8 g de H2S. (6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g2)
Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.
(8,2/9,6) x 100 = 85,4%
RENDIMIENTO CON REACTIVOS LIMITANTES
Ejemplo:La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro
es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)
En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.
1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:
Peso Molecular del Sb4: 487,2 número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156
Peso Molecular del Cl2:
70,9 número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,02822)
Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de
Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:
0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6
de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl2.
Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con
2,00 g deCl2 (el reactivo limitante).
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.
(3,65/4,29) x 100 = 85,08%
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS
1.- Se hace reaccionar 1 mol de HCl con 5 moles de Al(OH)3 de acuerdo a la siguiente
ecuación:

13. Calcular: 3 HCl + Al(OH)3 AlCl3 + 3 H2O
a) El reactivo en exceso ____________y cuántos moles quedan sin
reaccionar _____________________
b) Las moléculas de H20 producidas______________________________
c) El número de átomos de Cl que intervienen en la reacción____________________________
2. Se hacen reaccionar 16 g de SO3 con 5 moles de Ca(OH)2. La reacción se produjo con un rendimiento
del 70% según:
SO3 + Ca(OH)2 CaSO4 + H2O
Calcular
a) ¿Qué reactivo está en exceso? ________________y ¿cuántos gramos quedan sin reaccionar?_________
b) ¿Cuántos moles de CaSO4 se obtienen?___________________________
c) ¿Cuántos moles de moléculas de H2O se forman?__________________________________
d) ¿Cuántos átomos de S intervienen en la reacción____________________________________
3.-En un recipiente se introducen 30 g de Cu y 6 moles de HNO3 en caliente. En estas condiciones el
ácido reacciona con el cobre de acuerdo a la siguiente ecuación:
4 HNO3 + Cu 2 NO2(g) + Cu(NO3)2 + 2 H2O
Calcular:
a) ¿Qué reactivo está en exceso? _______________y ¿qué número de moles del mismo queda sin
reaccionar?________________________
c) ¿Cuántos átomos de Cu reaccionan?________________________
d) ¿Cuántos moles de Cu(NO3)2 se originan?________________________
4.-Cuantos gramos de acido nítrico del 70% se obtienen con 75g de nitrato de potasio del 95% reaccionando con
acido sulfúrico suficiente?______________________________