Solucionario Estequiometría II equilibrio de ecuaciones y

SOLUCIONARIO
Guía Estándar Anual
Estequiometría II: equilibrio de
ecuaciones y cálculos
estequiométricos.
SGUICES008CB33-A16V1
Ítem
Alternativa
Habilidad
1
2
3
4
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23
24
25
C
B
C
B
E
E
E
C
D
D
C
E
D
B
B
E
A
A
D
D
D
E
E
D
D
Aplicación
Comprensión
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Reconocimiento
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Comprensión
ASE
Aplicación
Aplicación
ASE
EJERCICIOS PSU
Ítem
1
Alternativa
C
En la ecuación
Defensa
CH4 + X O2 → Y CO2 + Z H2O
para que se cumpla con la ley de conservación de masa, los valores de X, Y
y Z deben ser 2, 1, 2. Obteniendo:
CH4 + 2 O2 → 1 CO2 + 2 H2O
El número 1 debe quedar implícito. Luego, la ecuación equilibrada es
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
2
B
Habilidad de pensamiento científico: Procesamiento e interpretación de
datos y formulación de explicaciones, apoyándose en los conceptos y
modelos teóricos.
Para la reacción
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
C
12 g
1 mol de
átomos
6,02 x 1023
átomos
-
O2
32 g
1 mol de
moléculas
6,02 x 1023
moléculas
22,4 L
CO2
44 g
1 mol de
moléculas
6,02 x 1023
moléculas
22,4 L
A partir de las relaciones se puede establecer solo que 6 g de C (0,5 mol)
producirán 3,01 x 10 23 moléculas de CO2 ya que estequiometricamente
corresponde a la mitad de lo expuesto en el cuadro (B correcta).
Las alternativas A y C son incorrectas, ya que hablan del volumen de C, el
cual no se puede establecer, ya que no se trata de una sustancia gaseosa.
1 mo de CO2 contiene 6,02 x 1023 moléculas de CO2.(alternativa D
incorrecta).
Y por último 44 g de CO2 se producen a partir de 1 mol de átomos de C
(6,02 x 1023) y 1 mol de moléculas de O2 (2 x 6,02 x 1023 átomos)
(alternativa E incorrecta).
3
C
En la siguiente ecuación química
Fe2O3 + X CO → Y Fe + Z CO2
los valores de X, Y y Z deben ser 3, 2, 3. Luego,
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
4
B
La ecuación balanceada es
2 CH4 + 3 O2 → 2 CO + 4 H2O
Entonces, cuando han reaccionado 3 mol de O2, se producen 2 mol de CO.
5
E
La reacción propuesta está balanceada
Zn + H2S2O3 → ZnS2O3 + H2
Dado que la relación molar entre Zn y ZnS2O3 es 1:1, si reaccionan 7 mol
de cinc, se producirán 7 mol de tiosulfato de cinc.
6
E
La reacción de combustión del propano (C3H8) balanceada es
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Entonces,
10 mol propano 
 X mol agua
1 mol propano 
 4 mol agua
X  10  4
X  40 mol agua
7
E
La reacción balanceada (la misma que en el ejercicio anterior) es
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
5 mol O2 = 5 mol x 32 g/mol = 160 gramos.
3 mol CO2 = 3 mol x 44 g/mol = 132 gramos.
Luego, se necesitan 160 gramos de O2.
8
C
Según la reacción (ya equilibrada)
CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2
y calculando la masa de los componentes,
CaC2
M.M. = 1 40 g
+ 2 12 g
= 64 g
mol
mol
mol
g
m = 1 mol  64
= 64 g
mol
Ca(OH) 2
M.M. = 1 40 g
+ 2 16 g
+ 2 1 g
= 74 g
mol
mol
mol
mol
m = 1 mol  74 g
= 74 g
mol
Tenemos que
X g CaC 2 
 14,80 g Ca (OH ) 2
64 g CaC 2 
 74 g Ca (OH ) 2
14,80  64
74
X  12,80 g CaC 2
X 
9
D
La reacción balanceada es
2 NH3 + 3 CuO → 3 Cu + N2 + 3 H2O
Entonces,
2 mol de NH3  3 mol de CuO
16 mol de NH3  x mol de CuO
3 × 16
= 24 mol de CuO
2
Por lo tanto, la masa es:
m = 24 mol × 79,5 g
= 1908 g CuO
mol
x=
10
D
La reacción propuesta ya está balanceada
CH4 + 4 Cl2 → CCl4 + 4 HCl
Calculando la masa a través de la relación estequiométrica, se tiene
CH 4
m = 1 mol  16 g
mol
= 16 g
CCl4
m = 1 mol  154 g
mol
= 154 g
Por lo tanto,
16 g de CH 4  154 g de CCl4
80 g de CH 4  x g de CCl4
x=
11
C
80 154
 770 g de CCl4
16
La reacción balanceada es
4 C3H5N6O9 → 12 CO2 + 12 N2 + 10 H2O + O2
Transformando los gramos de N2 a mol, se tiene
n=
168 g
= 6 mol de N 2
28 g
mol
Por lo tanto,
4 mol de C3H5 N 6O9  12 mol de N 2
x mol de C3H5 N 6O9  6 mol de N 2
x = 2,0 mol de C3H5 N 6O9
12
E
Según la ecuación ya balanceada, la relación molar entre O2 y TiO2 es 1:1.
Por lo tanto, si reaccionan 7 mol de O2 se obtienen 7 mol de TiO2. Luego,
Masa TiO2 = 7 mol x 80 g/mol = 560 gramos de TiO2
13
D
La reacción balanceada es
4 HCl (ac) + O2 (g)→ 2 H2O (ℓ) + 2 Cl2 (g)
Considerando que, en CNPT, un mol de cualquier gas ocupa un volumen de
22,4 L, se tiene:
4 mol de HCl  2 mol de Cl2
6 mol de HCl  x mol de Cl2
x = 3 mol de Cl2
Por lo tanto, en CNPT
1 mol de Cl → 22,4 L
3 mol de Cl → x L
x = 67,2 L
14
B
Para la reacción balanceada
Zn (s) + 2 HCl (ac)→ ZnCl2 (ac) + H2 (g)
X g Zn 
 5,6 L H 2
65 g Zn 
 22,4 L H 2
65  5,6
22,4
X  65  0,25
X  16,25 g Zn
X 
15
B
Para la reacción
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
2 mol HCl 
 1 mol ZnCl 2
0,5 mol HCl 
 X mol ZnCl 2
0,5  1
2
X  0,25 mol ZnCl 2
X 
16
E
La reacción balanceada es
N2 + 3 H2 → 2 NH3
Teniendo en cuenta que la masa molar del N2 es 28 g/mol, calculamos los
mol que tenemos de N2 con la siguiente fórmula
n=
m
56 g
n=
 n = 2 mol N 2
MM
28 g
mol
Luego, por estequiometría tenemos:
1 mol de N 2  2 mol de NH3
2 mol de N 2  x mol de NH3
x = 4 mol de NH3
Con este último dato y la masa molar del amoníaco, que es 17 g/mol,
podemos calcular la masa que se forma de amoníaco, es decir:
m = n  MM  m  4 mol 17 g
17
A
18
A
mol
 m  68 g
Por definición, el volumen molar se refiere al volumen que ocupa
un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y
temperatura, cuyo valor corresponde a 22,4 litros (22400 mL). Por lo
tanto, solo la afirmación I es correcta.
Como primer paso, debemos balancear la reacción, es decir,
3 Fe + 2 CO → Fe3C + CO2
Ahora, como se puede ver, la cantidad de moles de hierro (Fe) de la que
disponemos es la misma que aparece como coeficiente estequiométrico (3
mol Fe). Por lo tanto, sin otro cálculo más que observar la reacción podemos
resolver el problema.
Se generará 1 mol de carburo de hierro (Fe3C).
19
D
Sabiendo que el volumen molar corresponde al volumen de un mol de gas
en condiciones normales de presión y temperatura, podemos establecer que
la masa correspondiente a un mol de gas ocupa un volumen de 22,4 L bajo
estas condiciones. Por lo tanto:
MM
22,4 L
=
1000 g 164 L
Por lo tanto, la masa molar del gas puede expresarse como:
MM =
20
D
22,4 ∙ 1000
g/mol
164
En primer lugar se deben calcular los mol de gas nitrógeno presentes:
n=
n=
m
MM
84g
= 3 mol
28g/mol
Las condiciones de temperatura, 0 °C, y de presión, 1 atm, corresponden a
las condiciones normales de presión y temperatura. En estas
condiciones 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros, por lo
tanto:
1 mol de N2 → 22,4 litros
3 mol de N2 → x litros
x = 67,2 litros de N2
21
D
La ley de conservación de la masa establece que en toda reacción química
la masa de los reactantes será igual a la masa de productos. Para que
una ecuación química cumpla esta ley, debe estar correctamente
balanceada, es decir, los reactivos y los productos deben contener el
mismo número de átomos de cada elemento.
En el ejercicio propuesto, esto se cumple en la ecuación I y en la III, pero no
en la II, donde en los reactivos existen 4 átomos de oxígeno y en los
productos 6 átomos.
22
E
Todos los gases presentan la misma masa (m) y se encuentran a la misma
presión y temperatura, por lo que el volumen (V) debe ser proporcional al
número de mol (n) presentes. Así, en CNPT podemos establecer la
siguiente proporción:
22, 4 L
1 mol
=
V
n
Dado que n = m/MM, donde m: masa de gas y MM = masa molar del gas,
tenemos:
V=
22,4 L ∙ m
MM
Para cada gas, tenemos:
Ozono (O3)
V=
22,4 ∗ m
= 0,47m
48
Oxígeno (O2)
V=
22,4 ∗ m
= 0,7m
32
V=
22,4 ∗ m
= 1,4m
16
V=
22,4 ∗ m
= 5,6m
4
Metano (CH4)
Helio (He)
Hidrógeno (H2)
V=
22,4 ∗ m
= 11,2m
2
Observando las distintas relaciones, y considerando que la masa (m) es la
misma para todos los gases, se deduce que el gas que presentará mayor
volumen será el de menor masa molar. En este caso corresponde al
hidrógeno (H2).
23
E
La ecuación balanceada de la combustión del etano es
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l)
Por lo tanto, a partir de 2 mol de C2H6, se obtienen 4 mol de CO2 y 6 mol de
H2O. Para calcular las masas obtenidas, se multiplica el número de moles
de cada compuesto por su masa molar:
4 mol CO2 x 44 g/mol = 176 g CO2
6 mol H2O x 18 g/mol = 108 g H2O
24
D
Según la primera ecuación, a partir de 1 mol de N2 se forman 2 mol de NO
(relación 1:2). Por lo tanto, a partir de 3 mol de N2, se formarían 6 mol de
NO.
Según la segunda ecuación, la relación entre el NO y el NO2 es 1:1, de
manera que en este caso, se obtendrían 6 mol de NO2.
Por último, considerando la tercera ecuación, planteamos una sencilla regla
de tres para calcular la cantidad de HNO3 obtenida a partir de 6 mol de NO2
3 mol NO2 → 2 mol HNO3
6 mol NO2 → x
x=
25
D
6x2
= 4 mol HNO3
3
Habilidad de pensamiento científico: Procesamiento e interpretación de
datos y formulación de explicaciones, apoyándose en los conceptos y
modelos teóricos.
En una reacción química, las sustancias de partida se denominan reactivos
o reactantes y las sustancias obtenidas, productos. En el gráfico del
ejercicio se observa que existe una sustancia, el yoduro de hidrógeno (HI)
cuya concentración aumenta a medida que transcurre la reacción, mientras
que las concentraciones de yodo (I2) e hidrógeno (H2) disminuyen. Según
esto, y considerando los conceptos de reactante y producto, se puede
concluir que, en la reacción considerada, a partir de I2 y H2 (reactantes) se
produce HI (producto). Por lo tanto, la ecuación correspondiente sería
I2 + H2 → 2 HI