Este documento presenta una tarea de química sobre estequiometría de reacciones. Incluye varias preguntas para comprobar la ley de conservación de la masa en ecuaciones químicas, establecer diferencias entre conceptos como rendimiento real vs teórico y reactivos vs productos, y explicar las causas de diferencias entre cantidades teóricas y observadas. También incluye preguntas sobre la síntesis del amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno, como calcular la masa de amoní

1. TAREA
QUÍMICA
TRIMESTRE III
NOMBRE: _________________________________________CURSO: 8_______
FECHA: _______________________________ TÓPICO: ESTEQUIOMETRÍA DE
REACCIONES DOCENTE: ANDREA SÁNCHEZ VEGA
1. Comprueba en las siguientes ecuaciones químicas, el cumplimiento de la ley de
conservación de la masa: la masa de los reactantes es igual a la masa de los
productos:
ECUACIÓN MASA DE
REACTIVOS
MASA DE
PRODUCTOS
N2O5 + H2O ------ 2HNO3
H2 + F2 ---- 2HF
Na2O + H2O ----- 2NaOH
4K + O2 ------ 2K2O
Zn + HCl ---ZnCl2 + H2
HClO3 + NaOH --- NaClO3 + H2O
4HCl + Sn(OH)4 ------ SnCl4 + 4H2O
2. Establece algunas diferencias entre:
a) Rendimiento real y rendimiento teórico.
b) Reactantes y productos.
c) Coeficientes estequiométricos y masas
molares.
d) Volumen molar y masa molar.
e) Reactivo límite y reactivo en exceso.
3. En los procesos industriales y en la vida diaria
se realizan cálculos teóricos para determinar
las cantidades necesarias de los reactivos y
producir las cantidades requeridas de los
productos. En ocasiones, las cantidades obtenidas, no coinciden con los valores
teóricos. ¿Cuáles son las causas de esta diferencia?
4. El amoníaco, NH3, se prepara mediante la síntesis de Haber, a partir de la
reacción entre el nitrógeno, N2, y el hidrógeno, H2.
a) ¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo? Represéntala y balancéala.
b) Si reaccionan 30 g de nitrógeno con 10 g de hidrógeno, ¿cuántos gramos de
amoníaco se producen?
c) ¿Cuántos moles de hidrógeno se requieren para que reaccionen 5 moles de
nitrógeno?