VICERRECTORÍA
ACADÉMICA
INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES
GUÍA DE TALLER
ESTEQUIOMETRÍA Y ENTALPÍA
QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA
CQU110
INGENIERIA TOM DIURNO VESPERTINO
Semana 5
Elaborado por el Equipo de Química
Profesor Colaborador
Macarena Mardones y Pablo Pichunman
Juanita Gajardo
Compilador
Sylvia Araya
Líder Académico
Adriana Toro Rosales
2014
CQU110 2014
Líder académico Adriana Toro Rosales
Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo
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TEMARIO PRUEBA DE CÁTEDRA 2
 Concepto de reacción química.
 Interpretación de la información que nos entrega la ecuación química.
 Estequiometría.
 Cálculos sin reactivo limitante, cálculos con reactivo limitante, %
rendimiento.
 Ecuaciones termoquímicas.
 Interpretación del valor de entalpía.
 Concepto disolución, dilución, solubilidad. Proceso de disolución y
factores que afectan la solubilidad.
 Cálculos de mol y masa molar.
 Cálculos de unidades de concentración: Molaridad, % m/m, ppm,
gramos/L.
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TABLA PERIÓDICA
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ACTIVIDAD 1: CONVERSIONES ENTRE MASA MOLAR, MOL Y MASA
1. Determine la masa molar de las siguientes sustancias:
Datos: MM (g/mol)
O = 16
H=1
N = 14
Fe = 56
P = 31
S = 32
a) O
b) O2
c) H2O
d) HNO3
e) Fe3(PO4)2
f) (NH4)2SO4
2. Determine la masa en gramos presente en las siguientes cantidades:
Datos: MM (g/mol)
O = 16
H=1
N = 14
Ca = 40
C = 12
a) 3.2x10-3 moles de HNO3 (R: 0.2 g)
b) 1 mol de HNO3 (R: 63 g)
c) 0.01 mol de agua (R: 0.18 g)
d) 0.5 mol de NH3 (R: 8.5 g)
3. Determine los moles presentes en las siguientes cantidades:
Datos: MM (g/mol)
Na = 23
Cl = 35.5
Ca = 40
a) 0.5 g de NaCl (R: 0.0085 mol)
b) 18 g de agua (R: 1 mol)
c) 2 mg de calcio (R: 5x10-5 mol)
d) 1 kilogramo de bicarbonato de sodio (NaHCO3) (R: 11.9 mol)
e) 0.5 mL de un líquido, cuya densidad es 1.24 g/mL y MM = 89.6 g/mol
(R: 6.9x10-3 mol)
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ACTIVIDAD 2: PREGUNTAS DE ALTERNATIVAS
1. Determine los moles que están presentes en 36.0 g de agua (MM = 18.0
g/mol).
a) 0.5 moles
b) 1.0 mol
c) 2.0 moles
d) faltan datos
e) 3.0 moles
2. La masa molar del etanol (CH3CH2OH) es 46 g/mol esto significa que:
a) 46 moles de etanol tienen una masa de 1 gramo
b) 1 mol de etanol tiene una masa de 460 mg
c) 46 gramos de etanol corresponden a 1 mol
d) 46 moles de etanol corresponde a 46 mg
e) 46 gramos de etanol corresponden a 46 mol
ACTIVIDAD 3: REACCIÓN QUÍMICA
1. Lea atentamente el siguiente enunciado e identifique la ecuación química
que representa dicho proceso.
“1 mol de hidrógeno molecular reacciona con 1 mol de bromo molecular para
formar 2 moles de ácido bromhídrico (HBr)”
a)
H(g) + Br(g)  HBr(l)
b)
H(g) + Br2(g)  2 HBr(l)
c)
H2(g) + Br2(g)  2 HBr(l)
d)
2 HBr(l)  H2(g) + Br2(g)
e)
H2(g) + 2 Br(g)  2 HBr(l)
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2. Lea detenimante el siguente enunciado:
“Un estudiante hizo reaccionar hidrógeno molecular gaseoso con oxígeno
molecular gaseoso, produciendo agua gaseosa”
De acuerdo con la información anterior indique:
a) Reactantes
b) Productos
c) Escriba la ecuación química que representa dicho proceso
3. Para la siguiente ecuación química redacte la información que entrega.
2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 NaOH(ac) + H2(g)
4. Para escribir una ecuación química se debe tener presente algunas
consideraciones. Describa cada una de ellas y de un ejemplo.
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ESTEQUIOMETRÍA
Para la siguiente actividad te ayudaremos a enfrentar la resolución de
ejercicios mediante algunos modelos resueltos paso a paso y luego deberás
aplicar lo aprendido en ejercicios propuestos.
EJERCICIOS RESUELTOS
1. El magnesio reacciona con oxígeno formando óxido de magnesio según:
Mg
+
O2

MgO
Si comenzamos con 5.00 g de magnesio. ¿Cuál es la masa de óxido de
magnesio obtenida?
Al balancear la ecuación química tenemos:
Los datos son: MM (g/mol)
Mg = 24.0
2 Mg
O2 = 32.0
+
O2

2 MgO
MgO = 40.0
Ahora calculemos los moles que hay en 5.0 g de Mg que es el valor obtenido
del enunciado. Para ello usemos la siguiente expresión:
Moles = masa (g)
masa molar (g/mol)
Moles de Mg = masa de Mg = 5.0 g
= 0.208 moles
MM de Mg
24.0 g/mol
2 Mg
Masa
MM
Moles
5.0
24.0
0.208
+
O2
32.0

2 MgO
X
40.0
Como solo se dispone de un solo dato numérico de alguna especie inicial, se
asume que esa especie es el reactivo limitante, el Mg.
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Según la ecuación:
2 moles de Mg ---------→ 2 moles de MgO
0.208 moles de Mg -------→ X moles de MgO
X = 0.208 moles de Mg x 2 moles de MgO = 0.208 moles de MgO
2 moles de Mg
Para saber la masa de MgO usemos nuevamente la definición de mol y
despejemos la masa de la siguiente forma:
Moles = masa (g)
MM (g/mol)
Luego: masa = moles x MM
masa de MgO = Moles de MgO x MM de MgO
masa de MgO = 0.208 moles x 40.0 g/mol
masa de MgO = 8.32 g de MgO
2. Se puede obtener manganeso puro haciendo reaccionar aluminio con
dióxido de manganeso:
3 MnO2 + 4 Al  3 Mn + 2 Al2O3
Si se usan 500.0 gramos de dióxido de manganeso y 100.0 gramos de
aluminio.
a) ¿Cuántos gramos de metal Mn se obtendrán si el rendimiento de la
reacción es del 90 %?
b) Sí se hubiesen obtenido realmente 113.8 g del metal ¿Cuál es el
rendimiento porcentual de esta reacción?
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Antes de realizar cualquier cálculo de obtención de producto lo primero es
determina el REACTIVO LIMITANTE, para lo cual necesitamos conocer las
cantidades de moles de cada especie:
Datos: MM (g/mol)
MnO2 = 87.0
Al = 27.0
Mn = 55.0
Para obtener los moles usemos la siguiente expresión:
Moles = masa
MM
Moles de MnO2 = masa = 500.0 g MnO2 = 5.75 moles
M.M
87.0 g/ mol MnO2
Moles de Al = 100.0 g de Al = 3.70 moles
27.0 g/mol Al
Para determinar el reactivo limitante se realiza la siguiente razón que nos
entrega al factor estequiométrico, siendo el valor más pequeño el que
identifica al limitante:
Factor estequiométrico = moles de reactivo
coeficiente estequiométrico (de la especie en estudio)
Para MnO2 = 5.75 mol = 1.92
3 mol
Para:
Al
0.925

MnO2
1.92
Para Aluminio = 3.70 mol = 0.925
4 mol
 El reactivo limitante es el aluminio
El reactivo limitante es el que se agota, es decir el aluminio y el reactivo en
exceso es el MnO2, AHORA RECIÉN PODEMOS CONTESTAR LAS PREGUNTAS,
YA QUE EN TODO PROBLEMA DE ESTEQUIOMETRÍA DEBEMOS TRABAJAR EN
BASE AL REACTIVO LIMITANTE.
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CÁLCULOS:
a) Para determinar la masa del producto formado, RECUERDA QUE PARA
REALIZAR LOS CÁLCULOS DEBES RELACIONAR AL REACTIVO
LIMITANTE CON LA ESPECIE POR LA QUE TE PREGUNTAN
ESTABLECIENDO UNA REGLA DE TRES.
3 MnO2 +
Masa
MM
Moles
500.0
87.0
5.75
4 Al

100.0
27.0
3.70
3 Mn + 2 Al2O3
X
55.0
De la ecuación balanceada se puede establecer que:
4 moles de Al --------→ 3 moles de Mn
3.7 moles de Al -------→ X moles de Mn
X = 3 moles de Mn x 3.7 moles de Al = 2.78 moles de Mn
4 moles de Al
Para obtener la masa que hay en 2.78 moles de Mn despejemos la masa de la
siguiente expresión:
Moles = masa
MM
masa de Mn = moles de Mn x MM de Mn
masa de Mn = 2.78 moles x 55.0 g/mol = 152.8 g Mn
Si el rendimiento fuese 100 % se obtendrían 152.8 g de Mn (masa teórica),
pero la pregunta que hacen es por la masa que se obtendría si el rendimiento
fuera del 90 %, es decir nos preguntan por la masa experimental. Para
obtenerla usemos la siguiente expresión:
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% rendimiento = masa experimental x 100
masa teórica
Despejando:
masa experimental = % rendimiento x masa teórica
100
masa experimental (real) de metal Mn = 90 x 152.8 g = 137.5 g
100
137.5 g es la masa del manganeso que se obtendría en la reacción con un 90
% de rendimiento.
b) Si se hubiesen obtenido realmente (en el laboratorio) 113.8 g del metal.
¿Cuál es el rendimiento porcentual de esta reacción?
% rendimiento = masa experimental x 100
masa teórica
% rendimiento = 113.8 g x 100 = 74.5 %
152.8 g
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3. De acuerdo a la reacción:
FeS(s)
+
H2SO4(ac)

FeSO4(ac) + H2S(g)
Se tienen 200.0 g de FeS (MM = 88.0 g/mol) y 250 g de H2SO4 (MM = 98.0
g/mol).
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Qué masa del reactivo en exceso ha reaccionado?
c) ¿Cuántos gramos de sulfuro de hidrógeno se han formado? Dato: MM
H2S = 34 g/mol.
d) Sí, el rendimiento porcentual es del 89 %. ¿Qué masa de FeSO4 se ha
obtenido realmente? Dato: MM FeSO4 = 152.0 g/mol.
a) moles FeS= 200.0 g = 2.27 moles
88.0 g/mol
moles H2SO4 = 250.0 g = 2.55 moles
98.0 g/mol
Factor estequiométrico = moles de cada reactante
coeficiente estequiométrico
El reactante que presente el menor factor es el reactivo limitante.
FeS = 2.27 moles = 2.27
1 mol
H2SO4 = 2.55 moles = 2.55
1 mol
El reactivo que se consume totalmente es el FeS porque se encuentra en
menor cantidad estequiométrica y el H2SO4 es el reactivo en exceso.
FeS(s)
masa
MM
Moles
200.0
88.0
2.27
+
H2SO4(ac)
250.0
98.0
2.55

FeSO4(ac) + H2S(g)
152.0
34.0
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b) la relación es 1:1, entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, por
lo tanto los moles de H2SO4 que reaccionan son:
1 mol de FeS -------→ 1 mol de H2SO4
2.27 moles FeS ---------→
X
X = 2.27 moles de H2SO4 que reaccionan
Masa de H2SO4
masa H2SO4 = moles de H2SO4 x Masa Molar de H2SO4
masa de H2SO4 = 2.27 moles x 98.0 g/mol = 222.5 g
OBSERVACIÓN: Los gramos del reactivo en exceso H2SO4, que quedan sin
reaccionar se obtienen de la diferencia entre la masa inicial de H 2SO4 y la masa
de H2SO4 que ha reaccionado.
masa H2SO4 que no ha reaccionado = masa total - masa que reacciono
masa H2SO4 que no ha reaccionado = 250.0 g – 222.5 g
masa H2SO4 que no ha reaccionado = 27.5 g
c) La relación entre el reactivo limitante y el producto formado el H 2S es:
1 mol de FeS ------→ 1 mol de H2S
2.27 moles de FeS -----→
X
X = 2.27 moles de H2S
Luego para conocer la masa de H2S que se ha formado:
masa de H2S = moles de H2S x Masa Molar de H2S
masa de H2S = 2.27 moles x 34.0 g/mol = 77.18 g
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d) La relación entre el reactivo limitante y el producto formado el FeSO4 es:
1 mol de FeS ------→ 1 mol de FeSO4
2.27 moles FeS -----→
X
X = 2.27 moles de FeSO4
masa de FeSO4 = moles de FeSO4 x Masa Molar de FeSO4
masa de FeSO4 = 2.27 moles x 152.0 g/mol
masa de FeSO4 = 345.04 g (masa teórica)
Sí el rendimiento porcentual es del 89 % entonces la masa en gramos de
FeSO4 obtenida experimentalmente la obtenemos despejando la siguiente
expresión:
% rendimiento = masa de producto experimental x 100
masa de producto teórica
masa de producto experimental = % rendimiento x masa de producto teórica
100
Masa de producto experimental = 89 x 345.04 g = 307.09 g de FeSO4
100
4. Una mezcla de 20.0 g de CS2 y 30.0 g de Cl2 se pasa a través de un tubo
de reacción y calentando se produce la reacción:
3 Cl2 + CS2  CCl4 + S2Cl2
a) ¿Cuál es el reactivo que no reaccionará completamente?
b) Determine la masa en gramos de reactivo que quedo sin reaccionar.
c) Determine la masa de S2Cl2 que se obtendrá.
Datos: MM (g/mol) CS2 = 76.0
Cl2 = 71.0
CCl4 = 154.0
S2Cl2 = 135.0
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a) Calculemos los moles de cada reactivo usando la siguiente expresión:
Moles = masa
MM
Moles de CS2 = masa de CS2 = 20.0 g = 0.263 moles
MM de CS2 76.0 g/mol
Moles de Cl2 = masa de Cl2 = 30.0 g = 0.423 moles
MM de Cl2 71.0 g/mol
Ahora determinemos el reactivo limitante:
Factor estequiométrico = moles de cada reactante
coeficiente estequiométrico
El reactivo que presente el menor factor estequiométrico es el limitante.
CS2 = 0.263 mol = 0.263
1 mol
Cl2 = 0.423 mol = 0.141
3 mol
El reactivo que se consume totalmente es el Cl2 porque se encuentra en menor
cantidad estequiométrica y el CS2 es el reactivo en exceso.
b) La relación entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso es:
3 moles de Cl2 -------→ 1 mol de CS2
0.423 moles de Cl2 -----→
X
X = 0.141 moles de CS2 que reaccionan
Para obtener la masa correspondiente a 0.141 moles CS2 usemos nuevamente
la definición de mol, pero la despejamos de la siguiente forma:
Moles = masa
MM
Luego:
masa = moles x MM
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masa de CS2 = moles de CS2 x Masa Molar de CS2
masa de CS2 = 0.141 moles x 76.0 g/mol = 10.72 g reaccionan
OBSERVACIÓN: La masa en gramos del reactivo en exceso, CS2 que queda sin
reaccionar se obtiene de la diferencia entre la masa inicial de CS2 y la masa de
CS2 que ha reaccionado.
masa de CS2 que no ha reaccionado = 20.0 g – 10.72 g = 9.28 g sin
reaccionar.
c) La relación entre el reactivo limitante y el producto formado el S2Cl2 es:
3 mol de Cl2 -------→ 1 mol de S2Cl2
0.423 moles de Cl2 ------→
X
X = 0.141 moles de S2Cl2 que se forman
Para obtener la masa correspondiente a 0.141 moles de S2Cl2:
masa de S2Cl2 = moles de S2Cl2 x Masa Molar de S2Cl2
masa de S2Cl2 = 0.141 moles x 135.0 g/mol = 19.04 g
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
ACTIVIDAD 4: CÁLCULOS
REACTIVO LIMITANTE
ESTEQUIOMÉTRICOS
SIN
CONSIDERAR
1. La obtención de CO2 se realiza a partir de la caliza (roca compuesta
mayoritariamente por CaCO3), según la reacción:
CaCO3 + 2 HCl 
 CO2 + H2O + CaCl2
¿Cuál es la masa en gramos de CaCO3 necesaria para obtener 0.614
moles de CO2?
Datos: MM (g/mol)
C = 12.0
O = 16
Ca = 40.0
R: 61.4 g
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2. El carbonato de litio (Li2CO3) se descompone cuando es calentado para
producir Li2O y CO2.
Li2CO3  Li2O + CO2
Si 0.55 moles de Li2CO3 se descomponen. ¿Cuántos moles de CO2 se han
formado?
Datos: MM (g/mol)
Li = 7
C = 12
O = 16
R: 0.55 moles
3. ¿Cuántos gramos de óxido de hierro Fe2O3 (MM = 160 g/mol) se pueden
producir a partir de 2.50 g de O2 (MM = 32 g/mol) que reaccionan con
hierro sólido?
4 Fe(s) + 3 O2(g)  2 Fe2O3(s)
R: 8.33 g
4. La fermentación de glucosa (C6H12O6, MM = 180 g/mol) produce etanol
(C2H5OH, MM = 46 g/mol) y dióxido de carbono.
C6H12O6(ac)  2 C2H5OH(ac) + 2 CO2(g)
¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de
glucosa?
R: 5.1 g
5. En un experimento se obtuvieron 3.43 g de agua oxigenada H 2O2 si
teóricamente se obtienen 5.64 g de H2O2. ¿Cuál es el rendimiento
porcentual de la reacción?
H2(g) + O2(g)  H2O2(l)
R: 60.8 %
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ACTIVIDAD 5: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CONSIDERANDO AL
REACTIVO LIMITANTE
1. Para la siguiente reacción:
2 MnO2 + 4 KOH + O2 +
Cl2  2 KMnO4 + 2 KCl + 2 H2O
Se dispone de 100.0 g de cada reactante. ¿Cuál es el reactivo limitante?
Datos: MM (g/mol)
MnO2 = 86.9
KOH = 56.1
O2 = 32.0
Cl2 = 70.9
R: KOH
2. Se hacen reaccionar 3 moles de N2 (MM = 28 g/mol) con 3 mol de H2
(MM = 2 g/mol) la ecuación química igualada que representa dicho
proceso es la siguiente:
3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g)
¿Cuál es el reactivo limitante?
R: H2
3. Se hacen reaccionar 3 g de Cl2 (MM = 71 g/mol) con 5 g de H2 (MM = 2
g/mol) la ecuación química igualada que representa dicho proceso es:
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g)
a) ¿Qué masa en gramos de HCl (MM = 36.5 g/mol) se obtendrá?
R: 3.07 g
b) ¿Cuántos gramos experimentales se forman de HCl si el rendimiento
porcentual de la reacción es de un 80 %?
R: 2.46 g
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ACTIVIDAD 6: PREGUNTAS DE ALTERNATIVAS
1. Se tiene la siguiente ecuación química:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Si se hacen reaccionar 14 g de nitrógeno gaseoso con hidrógeno gaseoso, se
puede afirmar que:
a) se consume todo el hidrógeno.
b) no se forma amoníaco.
c) se consume hidrógeno.
d) se forman 17 g de amoníaco.
e) Ninguna
2. Se tiene la siguiente ecuación química no balanceada:
NO(g)  N2(g) + O2(g)
Si se descomponen 30 g de monóxido de nitrógeno (NO) en gas nitrógeno (N2)
y gas oxígeno (O2). ¿Cuántos gramos de N2 se formaran?
a) 14 g
b) 30 g
c) 28 g
d) 16 g
e) 57 g
3. ¿Cuántos gramos de amoníaco (NH3, MM = 17 g/mol) se pueden
preparar a partir de N2 (MM = 28 g/mol) y 125 g de H2 (MM = 2 g/mol)
según el siguiente proceso?
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
a) 62.5 g
b) 708.3 g
c) 125.0 g
d) 250.0 g
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e) 132.1 g
4. El sulfuro de zinc (ZnS, MM = 97.4 g/mol) reacciona con O2 (MM = 32
g/mol), según la ecuación balanceada:
2 ZnS(s) + 3 O2(g)  2 ZnO(s) + 2 SO2(g)
Si se hacen reaccionar 0.2 mol de ZnS con 0.25 mol de oxígeno gaseoso.
¿Cuántos moles como máximo se pueden formar de óxido de Zinc (ZnO)?
a) 0.45
b) 0.17
c) 3.0
d) 0.25
e) 6.0
5. El vinagre (CH3COOH) y el bicarbonato de sodio (NaHCO3) se emplean
en los hogares para eliminar el sarro, según la siguiente ecuación:
CH3COOH(ac) + NaHCO3(s)  CO2(g) + H2O(l) + CH3COONa(ac)
Si 5.0 g de vinagre reaccionan con 5.0 g de bicarbonato de sodio se puede
afirmar que el reactivo limitante es:
Datos: MM (g/mol)
vinagre = 60
bicarbonato de sodio = 84
a) Vinagre
b) Bicarbonato de sodio
c) Agua
d) Dióxido de carbono
e) No hay reactivo limitante
6. El etileno C2H6 es un producto orgánico altamente inflamable y asfixiante
que debe manipularse bajo campana en el laboratorio. En la siguiente
ecuación equilibrada se muestra el proceso de combustión que sufre
esta sustancia:
2 C2H6(l) + 7 O2(g)  4 CO2(g) + 6 H2O(l)
¿Cuántos moles de oxígeno son necesarios para combustionar 7 moles de
etileno?
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7. El propano C3H8 es un gas incoloro e inodoro y con el fin de que sea fácil
de detectar en caso de fuga o derrame, se le añade un ingrediente (tiol)
que le otorga un olor característico. Este gas es muy inflamable cuando
se mezcla con aire (oxígeno) se puede prender mediante muchas
fuentes, incluyendo llamas expuestas, materiales humeantes, chispas
eléctricas y por corriente electrostática. Muchos accidentes de incendio
han ocurrido a causa de fugas de este gas a causa de su mala
manipulación.
La reacción que describe este proceso es la siguiente:
C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g)
¿Cuántos gramos de dióxido de carbono CO2 se podrán
combustionar 1.2 moles de propano con 5.6 moles de oxígeno?
obtener
al
ACTIVIDAD 7: ENTALPÍA
1. ¿Cuál de las siguientes especies posee ΔHf° = 0?
a) CO(g)
b) O2(l)
c) C(grafito)
d) CH4(l)
e) CO2(l)
2. Para que una reacción sea exotérmica implica:
a) Ganancia de protones
b) Liberación de energía
c) Absorción de energía
d) Pérdida de electrones
e) Ganancia de electrones
3. La reacción de una cinta de magnesio (Mg) con ácido clorhídrico se
representa en la siguiente ecuación termoquímica:
Mg(s) + 2 HCl(ac)  H2(g) + MgCl2(ac)
ΔH < 0
Se puede afirmar que:
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Líder académico Adriana Toro Rosales
Profesor colaborador Macarena Mardones , Pablo Pichunman, Juanita Gajardo
VICERRECTORÍA
ACADÉMICA
INSTITUTO DE CIENCIAS NATURALES
I.
La reacción inversa es exotérmica
II.
La reacción inversa libera energía.
III.
El ΔH de la reacción inversa es mayor que cero
IV.
La reacción es endotérmica
a) Sólo I
b) Sólo II
c) Sólo III
d) I y II
e) II y IV
4. Para la siguiente simbología H° = -345 kcal se puede afirmar que:
a) Gana 345 kcal
b) La reacción inversa es endotérmica
c) El H de la reacción inversa es H < 0
d) La reacción inversa cede energía
e) La reacción es endotérmica
5. La formación de amoníaco gaseoso (NH3) ocurre por la reacción de gas
nitrógeno con gas oxígeno, lo cual se representa en la siguiente
ecuación termoquímica?
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Si la entalpía de esta reacción tiene un valor de ΔH = -46 kJ/mol se puede
afirmar que la información que entrega este valor es:
a) Se liberan 46 kJ en cada mol cuando se unen un átomo de nitrógeno
gaseoso con tres átomos de hidrógeno.
b) La energía liberada es de 46 kJ en cada mol cuando se produce 1 mol
amoníaco
gaseoso
a
partir
de nitrógeno
molecular
e
hidrógeno
molecular.
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c) Se absorbe 46 kJ en cada mol al reaccionar 1 mol N2 con 3 moles de H2
por cada 2 moles de NH3.
d) Se libera al medio 46 kJ en cada mol al formarse 2 moles NH3 a partir de
1 gramo de N2 y 3 gramos de H2.
e) La energía que se libera es de 46 kJ en cada mol, al producirse 2 moles
de amoníaco gaseoso a partir de 1 mol de gas nitrógeno y 3 moles de
gas hidrógeno.
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