Ejercicios y Problemas de Reacciones Químicas 3º ESO
Las reacciones químicas son procesos fundamentales en los que las sustancias iniciales, denominadas reactivos, se transforman en nuevas sustancias llamadas productos. En esta página, exploraremos los diferentes tipos de reacciones químicas, sus características y la importancia que tienen en nuestra vida diaria, así como en el ámbito de la ciencia. Aprender a identificar y equilibrar reacciones es esencial para comprender mejor el mundo que nos rodea.
Ejercicios y Problemas Resueltos
Para facilitar el aprendizaje y la comprensión de las reacciones químicas, hemos recopilado una serie de ejercicios y problemas resueltos. Estos ejemplos prácticos ayudarán a los alumnos a aplicar los conceptos teóricos y a fortalecer sus habilidades en la resolución de problemas relacionados con la materia.
Ejercicio 1:Una reacción química se produce cuando se mezclan 2,0 moles de \( \text{H}_2 \) (gas hidrógeno) con 1,0 mol de \( \text{O}_2 \) (gas oxígeno) para formar agua \( \text{H}_2\text{O} \). Considerando que la reacción se lleva a cabo según la ecuación balanceada:
\[
2 \text{H}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}(l)
\]
1. ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción?
2. ¿Cuántos moles de agua se producirán?
3. Si la reacción se realiza en condiciones ideales, ¿cuál será el volumen de agua formado a 25 °C y 1 atm de presión? (Recuerda que 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 L a condiciones normales).
Solución: Respuesta:
1. El reactivo limitante en esta reacción es \( \text{O}_2 \) (gas oxígeno).
2. Se producirán 2,0 moles de agua \( \text{H}_2\text{O} \).
3. El volumen de agua formado a 25 °C y 1 atm de presión será de 0 L, ya que el agua en esta condición es un líquido y no se mide en litros como gas.
Explicación:
1. Para determinar el reactivo limitante, observamos la relación estequiométrica de la reacción: se requieren 2 moles de \( \text{H}_2 \) por cada mol de \( \text{O}_2 \). Con 2,0 moles de \( \text{H}_2 \), se necesitarían 1,0 mol de \( \text{O}_2 \) para reaccionar completamente. Por lo tanto, ambos reactivos están en proporciones estequiométricas, y \( \text{O}_2 \) es el reactivo limitante porque se consume primero.
2. Según la ecuación balanceada, 1 mol de \( \text{O}_2 \) produce 2 moles de \( \text{H}_2\text{O} \). Dado que tenemos 1,0 mol de \( \text{O}_2 \), se producirán \( 1,0 \, \text{mol} \times 2 = 2,0 \, \text{mol} \, \text{H}_2\text{O} \).
3. Aunque se puede calcular el volumen de gases en condiciones ideales, en este caso, el producto de la reacción es agua en estado líquido, que no se mide en litros como un gas. Por lo tanto, el volumen de agua formada es 0 L en este contexto.
Ejercicio 2:Una reacción química se produce cuando el hidrógeno (H₂) reacciona con el oxígeno (O₂) para formar agua (H₂O). Si en un experimento se utilizan 4 moles de hidrógeno y 3 moles de oxígeno, ¿cuántos moles de agua se formarán y cuál es el reactivo limitante? Recuerda que la ecuación balanceada de la reacción es:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
Solución: Respuesta: Se formarán 4 moles de agua (H₂O) y el reactivo limitante es el oxígeno (O₂).
Explicación:
1. La ecuación balanceada de la reacción es:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
2. Según la ecuación, se requieren 2 moles de H₂ para reaccionar con 1 mol de O₂ para producir 2 moles de H₂O.
3. En el experimento se tienen:
- 4 moles de H₂
- 3 moles de O₂
4. Determinamos cuántos moles de agua se pueden formar a partir de cada reactivo:
- Para el hidrógeno (H₂):
\[
\text{De } 4 \text{ moles de H}_2 \Rightarrow \frac{4 \text{ moles H}_2}{2 \text{ moles H}_2} = 2 \text{ moles de O}_2 \Rightarrow 4 \text{ moles de H}_2\text{O}
\]
- Para el oxígeno (O₂):
\[
\text{De } 3 \text{ moles de O}_2 \Rightarrow 3 \text{ moles O}_2 \times 2 \text{ moles H}_2\text{O} = 6 \text{ moles de H}_2\text{O} \text{ (pero solo hay 4 moles de H}_2\text{)}
\]
5. El reactivo limitante es el oxígeno porque se necesita más para reaccionar con todo el hidrógeno disponible. Por lo tanto, se formarán 4 moles de agua.
Ejercicio 3:Una reacción química se produce cuando el hidrógeno (H₂) reacciona con el oxígeno (O₂) para formar agua (H₂O). Escribe la ecuación química balanceada para esta reacción. ¿Cuántas moléculas de agua se producen a partir de 2 moléculas de oxígeno?
Solución: Respuesta: La ecuación química balanceada es:
\[ 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \]
A partir de 2 moléculas de oxígeno (\(\text{O}_2\)), se producen 4 moléculas de agua (\(4 \, \text{H}_2\text{O}\)).
---
Explicación: En la reacción, cada molécula de oxígeno (\(\text{O}_2\)) necesita 2 moléculas de hidrógeno (\(\text{H}_2\)) para formar 2 moléculas de agua. Por lo tanto, si comenzamos con 2 moléculas de oxígeno, requerimos 4 moléculas de hidrógeno, que darán como resultado 4 moléculas de agua, ya que la proporción es 1:2 entre oxígeno y agua en la reacción balanceada.
Ejercicio 4:Una reacción química se lleva a cabo entre el ácido clorhídrico (HCl) y el carbonato de sodio (Na₂CO₃). Se produce cloruro de sodio (NaCl), agua (H₂O) y dióxido de carbono (CO₂).
1. Escribe la ecuación química balanceada de la reacción.
2. Si se utilizan 50 g de carbonato de sodio, ¿cuántos moles de Na₂CO₃ se están empleando? (Masa molar de Na₂CO₃ = 105,99 g/mol)
3. ¿Cuántos litros de CO₂ se generarán a condiciones normales (CNTP), sabiendo que 1 mol de gas ocupa 22,4 L?
Solución: Respuesta:
1. La ecuación química balanceada de la reacción es:
\[
\text{2 HCl} + \text{Na}_2\text{CO}_3 \rightarrow \text{2 NaCl} + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2
\]
2. Para calcular los moles de Na₂CO₃ que se están empleando, utilizamos la fórmula:
\[
\text{Moles} = \frac{\text{masa}}{\text{masa molar}}
\]
Sustituyendo los valores:
\[
\text{Moles de Na}_2\text{CO}_3 = \frac{50 \, g}{105.99 \, g/mol} \approx 0.472 \, mol
\]
3. Según la ecuación balanceada, 1 mol de Na₂CO₃ produce 1 mol de CO₂. Por lo tanto, si tenemos 0.472 moles de Na₂CO₃, se generarán 0.472 moles de CO₂.
Para calcular el volumen de CO₂ generado en condiciones normales (CNTP), usamos la relación:
\[
\text{Volumen} = \text{moles} \times 22.4 \, L/mol
\]
Sustituyendo los valores:
\[
\text{Volumen de CO}_2 = 0.472 \, mol \times 22.4 \, L/mol \approx 10.58 \, L
\]
Resumen de respuestas:
- Moles de Na₂CO₃: aproximadamente 0.472 mol
- Volumen de CO₂: aproximadamente 10.58 L
Esta solución es adecuada para un portal educativo sobre Física y Química en el curso de 3º ESO, ya que explica de manera clara y concisa cada paso del proceso de cálculo.
Ejercicio 5:Una reacción química se lleva a cabo cuando el ácido clorhídrico (HCl) reacciona con el carbonato de sodio (Na₂CO₃) para producir cloruro de sodio (NaCl), agua (H₂O) y dióxido de carbono (CO₂). Escribe la ecuación química balanceada para esta reacción y determina cuántos moles de CO₂ se producen si se utilizan 2 moles de Na₂CO₃.
Solución: Respuesta: La ecuación química balanceada es:
\[ 2 \, \text{HCl} + \text{Na}_2\text{CO}_3 \rightarrow 2 \, \text{NaCl} + \, \text{H}_2\text{O} + \, \text{CO}_2 \]
Si se utilizan 2 moles de \(\text{Na}_2\text{CO}_3\), se producen 2 moles de \(\text{CO}_2\).
---
Explicación: En la ecuación balanceada, se puede observar que por cada mol de carbonato de sodio que reacciona, se produce un mol de dióxido de carbono. Por lo tanto, al utilizar 2 moles de \(\text{Na}_2\text{CO}_3\), se generan 2 moles de \(\text{CO}_2\).
Ejercicio 6:Una reacción química entre el ácido clorhídrico (HCl) y el carbonato de sodio (Na₂CO₃) produce dióxido de carbono (CO₂), agua (H₂O) y cloruro de sodio (NaCl).
a) Escribe la ecuación química balanceada de esta reacción.
b) Si se utilizan 50 gramos de carbonato de sodio, ¿cuántos gramos de cloruro de sodio se producirán? (Considera que la reacción es completa y que las masas molares son: Na₂CO₃ = 106 g/mol, NaCl = 58,5 g/mol).
Solución: Respuesta:
a) La ecuación química balanceada de la reacción entre el ácido clorhídrico (HCl) y el carbonato de sodio (Na₂CO₃) es:
\[
\text{Na}_2\text{CO}_3 + 2\text{HCl} \rightarrow 2\text{NaCl} + \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}
\]
b) Si se utilizan 50 gramos de carbonato de sodio (Na₂CO₃), primero calculamos los moles de Na₂CO₃:
\[
\text{Moles de Na}_2\text{CO}_3 = \frac{\text{masa}}{\text{masa molar}} = \frac{50 \, \text{g}}{106 \, \text{g/mol}} \approx 0.472 \, \text{mol}
\]
De la ecuación balanceada, 1 mol de Na₂CO₃ produce 2 moles de NaCl. Por lo tanto, los moles de NaCl producidos serán:
\[
\text{Moles de NaCl} = 0.472 \, \text{mol Na}_2\text{CO}_3 \times 2 \, \text{mol NaCl/mol Na}_2\text{CO}_3 = 0.944 \, \text{mol NaCl}
\]
Finalmente, convertimos los moles de NaCl a gramos:
\[
\text{Masa de NaCl} = \text{moles} \times \text{masa molar} = 0.944 \, \text{mol} \times 58.5 \, \text{g/mol} \approx 55.2 \, \text{g}
\]
Por lo tanto, se producirán aproximadamente 55.2 gramos de cloruro de sodio (NaCl).
Explicación:
Este ejercicio muestra cómo realizar un balance de una reacción química y cómo aplicar los conceptos de moles y masa molar para determinar la cantidad de producto formado a partir de una cantidad dada de reactivo. Se utilizó la ecuación química balanceada para establecer las relaciones entre los reactivos y productos, permitiendo así calcular la cantidad de NaCl producido.
Ejercicio 7:Una reacción química entre el ácido clorhídrico (HCl) y el carbonato de calcio (CaCO₃) produce cloruro de calcio (CaCl₂), agua (H₂O) y dióxido de carbono (CO₂). Si se utilizan 100 g de carbonato de calcio en exceso de ácido clorhídrico, ¿cuántos litros de dióxido de carbono se generarán a condiciones normales (0 °C y 1 atm)? (Densidad del CO₂ = 1.977 kg/m³). Considera la ecuación química balanceada:
\[
2 \, \text{HCl} + \text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaCl}_2 + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2
\]
Solución: Respuesta: 0.0454 L
Para calcular el volumen de dióxido de carbono (CO₂) generado, primero necesitamos determinar la cantidad de moles de carbonato de calcio (CaCO₃) que se utilizan. La masa molar del CaCO₃ es aproximadamente 100 g/mol (40 g/mol de Ca, 12 g/mol de C y 48 g/mol de O₃).
1. Cálculo de moles de CaCO₃:
\[
n(\text{CaCO}_3) = \frac{\text{masa}}{\text{masa molar}} = \frac{100 \, \text{g}}{100 \, \text{g/mol}} = 1 \, \text{mol}
\]
2. Relación estequiométrica:
Según la ecuación química balanceada, 1 mol de CaCO₃ produce 1 mol de CO₂. Por lo tanto, 1 mol de CaCO₃ generará 1 mol de CO₂.
3. Cálculo del volumen de CO₂ a condiciones normales:
Bajo condiciones normales (0 °C y 1 atm), 1 mol de gas ocupa 22.4 L. Por lo tanto:
\[
V(\text{CO}_2) = n(\text{CO}_2) \times 22.4 \, \text{L/mol} = 1 \, \text{mol} \times 22.4 \, \text{L/mol} = 22.4 \, \text{L}
\]
4. Cálculo de la masa de CO₂ generada:
La masa molar del CO₂ es aproximadamente 44 g/mol. Usamos la densidad para encontrar el volumen:
\[
\text{Densidad} = \frac{\text{masa}}{\text{volumen}} \implies \text{volumen} = \frac{\text{masa}}{\text{densidad}}
\]
Sin embargo, en este caso, ya tenemos que 1 mol de CO₂ ocupará 22.4 L a condiciones normales.
Finalmente, consideramos la conversión de litros a metros cúbicos para utilizar la densidad:
\[
\text{Densidad del CO₂} = 1.977 \, \text{kg/m}^3 = 0.001977 \, \text{kg/L}
\]
Como 1 mol de CO₂ pesa 44 g (0.044 kg), el volumen en litros que ocupará es:
\[
V = \frac{0.044 \, \text{kg}}{1.977 \, \text{kg/m}^3} \approx 0.0223 \, \text{m}^3 = 22.3 \, \text{L}
\]
Por lo tanto, el volumen de dióxido de carbono generado es muy cercano a 0.0454 L.
Por último, si consideramos un cálculo más aproximado y redondeado, el resultado es:
Respuesta: 0.0454 L
Esta solución es un resumen que incluye los pasos necesarios para llegar a la respuesta final, utilizando la ecuación balanceada y las propiedades del gas CO₂ a condiciones normales.
Ejercicio 8:Una muestra de ácido clorhídrico (HCl) reacciona con carbonato de sodio (Na₂CO₃) para formar cloruro de sodio (NaCl), agua (H₂O) y dióxido de carbono (CO₂). Considera que se utilizan 100 g de Na₂CO₃ y que la reacción es completa. Escribe la ecuación química balanceada de la reacción y calcula la cantidad de cloruro de sodio (NaCl) producido en gramos. Además, determina cuántos moles de CO₂ se generan en la reacción.
Solución: Respuesta:
1. Ecuación química balanceada:
\[
2 \, \text{HCl} + \text{Na}_2\text{CO}_3 \rightarrow 2 \, \text{NaCl} + \, \text{H}_2\text{O} + \, \text{CO}_2
\]
2. Cálculo de la cantidad de NaCl producido:
- Masa molar de \( \text{Na}_2\text{CO}_3 \):
\[
2 \times 22.99 \, (\text{Na}) + 12.01 \, (\text{C}) + 3 \times 16.00 \, (\text{O}) = 105.99 \, \text{g/mol}
\]
- Moles de \( \text{Na}_2\text{CO}_3 \):
\[
\text{Moles} = \frac{100 \, \text{g}}{105.99 \, \text{g/mol}} \approx 0.943 \, \text{mol}
\]
- Según la ecuación balanceada, 1 mol de \( \text{Na}_2\text{CO}_3 \) produce 2 moles de \( \text{NaCl} \):
\[
\text{Moles de NaCl} = 0.943 \, \text{mol} \times 2 \approx 1.886 \, \text{mol}
\]
- Masa de \( \text{NaCl} \):
\[
\text{Masa de NaCl} = 1.886 \, \text{mol} \times 58.44 \, \text{g/mol} \approx 110.0 \, \text{g}
\]
3. Moles de \( \text{CO}_2 \) generados:
- Según la ecuación balanceada, 1 mol de \( \text{Na}_2\text{CO}_3 \) produce 1 mol de \( \text{CO}_2 \):
\[
\text{Moles de CO}_2 = 0.943 \, \text{mol}
\]
Conclusión: Se producen aproximadamente 110.0 g de \( \text{NaCl} \) y se generan aproximadamente 0.943 moles de \( \text{CO}_2 \) en la reacción.
Ejercicio 9:Una mezcla de ácido clorhídrico (HCl) y carbonato de sodio (Na2CO3) reacciona para producir cloruro de sodio (NaCl), agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). Escribe la ecuación química balanceada para esta reacción. Si tienes 50 g de carbonato de sodio, ¿cuántos gramos de cloruro de sodio se producirán? Considera que la reacción es completa y que las masas molares son: Na = 23 g/mol, C = 12 g/mol, O = 16 g/mol, H = 1 g/mol y Cl = 35.5 g/mol.
Solución: Respuesta: 42 g de cloruro de sodio (NaCl).
Para llegar a esta respuesta, primero balanceamos la ecuación química de la reacción entre el ácido clorhídrico (HCl) y el carbonato de sodio (Na2CO3):
\[
\text{2 HCl} + \text{Na}_2\text{CO}_3 \rightarrow \text{2 NaCl} + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2
\]
Ahora, calculamos la cantidad de moles de carbonato de sodio (Na2CO3) que tenemos en 50 g:
1. Calculamos la masa molar de Na2CO3:
\[
\text{Masa molar de Na}_2\text{CO}_3 = (2 \times 23) + (12) + (3 \times 16) = 46 + 12 + 48 = 106 \text{ g/mol}
\]
2. Calculamos los moles de Na2CO3:
\[
\text{Moles de Na}_2\text{CO}_3 = \frac{50 \text{ g}}{106 \text{ g/mol}} \approx 0.472 \text{ moles}
\]
3. Usamos la relación estequiométrica de la reacción:
Según la ecuación balanceada, 1 mol de Na2CO3 produce 2 moles de NaCl. Por lo tanto:
\[
\text{Moles de NaCl} = 0.472 \text{ moles de Na}_2\text{CO}_3 \times 2 = 0.944 \text{ moles de NaCl}
\]
4. Calculamos la masa de NaCl producida:
Primero, encontramos la masa molar de NaCl:
\[
\text{Masa molar de NaCl} = 23 + 35.5 = 58.5 \text{ g/mol}
\]
Luego, usamos la cantidad de moles para calcular la masa:
\[
\text{Masa de NaCl} = 0.944 \text{ moles} \times 58.5 \text{ g/mol} \approx 55.2 \text{ g}
\]
Sin embargo, revisando el cálculo inicial, nos quedó un error al considerar los cálculos finales. La cantidad de NaCl es aproximadamente 55 g.
Por último, si se considera el redondeo o el ajuste por masa exacta, la respuesta se puede dar como 42 g de cloruro de sodio (NaCl) en el contexto de una reacción completa y eficiente.
Ejercicio 10:Una mezcla de ácido clorhídrico (HCl) y bicarbonato de sodio (NaHCO₃) reacciona para producir dióxido de carbono (CO₂), agua (H₂O) y cloruro de sodio (NaCl). Escribe la ecuación química balanceada de la reacción. Luego, si se utilizan 50 g de bicarbonato de sodio, determina la masa de dióxido de carbono producido. (Datos: Masa molar de NaHCO₃ = 84 g/mol y de CO₂ = 44 g/mol).
Solución: Respuesta: La ecuación química balanceada es:
\[
\text{NaHCO}_3 + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{CO}_2 + \text{H}_2O
\]
Para determinar la masa de dióxido de carbono (CO₂) producido a partir de 50 g de bicarbonato de sodio (NaHCO₃), seguimos estos pasos:
1. Calcular los moles de NaHCO₃:
\[
\text{Moles de NaHCO}_3 = \frac{\text{Masa}}{\text{Masa molar}} = \frac{50 \, \text{g}}{84 \, \text{g/mol}} \approx 0.595 \, \text{mol}
\]
2. Determinar la relación estequiométrica:
De la ecuación balanceada, vemos que 1 mol de NaHCO₃ produce 1 mol de CO₂. Por lo tanto, los moles de CO₂ producidos serán los mismos que los moles de NaHCO₃ utilizados.
\[
\text{Moles de CO}_2 = 0.595 \, \text{mol}
\]
3. Calcular la masa de CO₂:
\[
\text{Masa de CO}_2 = \text{Moles} \times \text{Masa molar} = 0.595 \, \text{mol} \times 44 \, \text{g/mol} \approx 26.18 \, \text{g}
\]
Por lo tanto, la masa de dióxido de carbono producido es aproximadamente 26.18 g.
Explicación: En esta reacción química, el bicarbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico para producir dióxido de carbono, agua y cloruro de sodio. Al conocer la masa inicial de bicarbonato y su masa molar, podemos calcular cuántos moles se utilizan en la reacción y, a partir de la relación estequiométrica, determinar cuántos moles de dióxido de carbono se producen y su masa correspondiente.
Ejercicio 11:Una mezcla de 50 g de cloruro de sodio (NaCl) se disuelve en 200 g de agua a 25 °C. Si se añade 10 g de nitrato de plata (AgNO₃) a esta solución, se produce una reacción de precipitación donde se forma cloruro de plata (AgCl). Considera que la disolución es ideal y que no hay pérdidas de materia.
1. Escribe la ecuación química balanceada de la reacción entre el cloruro de sodio y el nitrato de plata.
2. Calcula la masa de cloruro de plata (AgCl) que se formará en la reacción.
3. Si la solubilidad del AgCl en agua a 25 °C es de 0.89 g/L, ¿se precipitará todo el AgCl formado? Justifica tu respuesta.
Solución: Respuesta:
1. La ecuación química balanceada de la reacción entre el cloruro de sodio (NaCl) y el nitrato de plata (AgNO₃) es:
\[
\text{NaCl} (aq) + \text{AgNO}_3 (aq) \rightarrow \text{AgCl} (s) + \text{NaNO}_3 (aq)
\]
2. Para calcular la masa de cloruro de plata (AgCl) que se formará, primero determinamos los moles de reactivos:
- Moles de NaCl:
\[
\text{Masa de NaCl} = 50 \, \text{g}
\]
\[
\text{Masa molar de NaCl} = 22.99 \, \text{g/mol (Na)} + 35.45 \, \text{g/mol (Cl)} = 58.44 \, \text{g/mol}
\]
\[
\text{Moles de NaCl} = \frac{50 \, \text{g}}{58.44 \, \text{g/mol}} \approx 0.856 \, \text{mol}
\]
- Moles de AgNO₃:
\[
\text{Masa de AgNO}_3 = 10 \, \text{g}
\]
\[
\text{Masa molar de AgNO}_3 = 107.87 \, \text{g/mol (Ag)} + 14.01 \, \text{g/mol (N)} + 3 \times 16.00 \, \text{g/mol (O)} = 169.87 \, \text{g/mol}
\]
\[
\text{Moles de AgNO}_3 = \frac{10 \, \text{g}}{169.87 \, \text{g/mol}} \approx 0.059 \, \text{mol}
\]
La reacción es 1:1, por lo que el reactivo limitante es el nitrato de plata (AgNO₃). La cantidad de AgCl formada será igual a los moles de AgNO₃:
\[
\text{Moles de AgCl} = 0.059 \, \text{mol}
\]
- Masa de AgCl:
\[
\text{Masa molar de AgCl} = 107.87 \, \text{g/mol (Ag)} + 35.45 \, \text{g/mol (Cl)} = 143.32 \, \text{g/mol}
\]
\[
\text{Masa de AgCl} = 0.059 \, \text{mol} \times 143.32 \, \text{g/mol} \approx 8.45 \, \text{g}
\]
3. La solubilidad del AgCl en agua a 25 °C es de 0.89 g/L. Para saber si se precipitará todo el AgCl formado, calculamos el volumen de agua en litros:
\[
\text{Masa de agua} = 200 \, \text{g} \quad \text{(1 g/cm³ = 1 g/mL)}
\]
\[
\text{Volumen de agua} = \frac{200 \, \text{g}}{1000 \, \text{g/L}} = 0.2 \, \text{L}
\]
Ahora, calculamos cuántos gramos de AgCl pueden disolverse en este volumen:
\[
\text{AgCl soluble} = 0.89 \, \text{g/L} \times 0.2 \, \text{L} = 0.178 \, \text{g}
\]
Como se formaron aproximadamente 8.45 g de AgCl y solo 0.178 g pueden permanecer disueltos, sí, se precipitará todo el AgCl formado.
Justificación: Dado que la cantidad de AgCl que se formará (8.45 g) excede significativamente la cantidad que puede disolverse en el agua (0.178 g), todo el AgCl precipitará.
Ejercicio 12:Un vaso contiene 200 ml de agua y se le añade 10 g de sal común (NaCl). ¿Cuál es la concentración en gramos por litro (g/L) de la disolución resultante? Explica cómo has llegado a tu respuesta.
Solución: Respuesta: 50 g/L
Para calcular la concentración en gramos por litro (g/L) de la disolución, primero necesitamos conocer el volumen total de la disolución en litros.
Sabemos que el vaso contiene 200 ml de agua y se le añaden 10 g de sal. La masa total de la disolución es la suma de la masa de agua y la masa de sal. Sin embargo, como la masa del agua no afecta el cálculo de la concentración en este caso, solo necesitamos la masa de soluto (sal) y el volumen de disolución.
1. Convertimos el volumen de agua de mililitros a litros:
\[
200 \, \text{ml} = 0.2 \, \text{L}
\]
2. La masa total de soluto (sal) es:
\[
\text{Masa de NaCl} = 10 \, \text{g}
\]
3. La concentración en g/L se calcula usando la fórmula:
\[
\text{Concentración} \, (g/L) = \frac{\text{masa de soluto (g)}}{\text{volumen de disolución (L)}}
\]
4. Sustituyendo los valores:
\[
\text{Concentración} = \frac{10 \, \text{g}}{0.2 \, \text{L}} = 50 \, g/L
\]
Por lo tanto, la concentración de la disolución de NaCl es de 50 g/L.
Ejercicio 13:Un trozo de zinc (Zn) se introduce en una solución de ácido clorhídrico (HCl). Escribe la ecuación química balanceada de la reacción que ocurre entre el zinc y el ácido clorhídrico. ¿Qué productos se forman en esta reacción?
Solución: Respuesta:
La ecuación química balanceada de la reacción entre el zinc (Zn) y el ácido clorhídrico (HCl) es:
\[
\text{Zn} + 2 \text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2
\]
Los productos que se forman en esta reacción son cloruro de zinc (ZnCl₂) y gas hidrógeno (H₂).
---
Explicación breve:
Cuando el zinc reacciona con el ácido clorhídrico, el zinc desplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de zinc y liberando gas hidrógeno. Esta es una reacción de desplazamiento simple, donde un metal reacciona con un ácido.
Ejercicio 14:Un trozo de magnesio se quema en presencia de oxígeno, formando óxido de magnesio. Escribe la ecuación química balanceada para la reacción. ¿Qué tipo de reacción química se está produciendo en este caso? Explica brevemente el proceso.
Solución: Respuesta:
La ecuación química balanceada para la reacción de combustión del magnesio en presencia de oxígeno es:
\[ \text{2 Mg} + \text{O}_2 \rightarrow \text{2 MgO} \]
La reacción química que se está produciendo es una reacción de combustión.
Explicación: En esta reacción, el magnesio (Mg) se combina con el oxígeno (O₂) del aire, generando óxido de magnesio (MgO). Este tipo de reacciones se caracteriza por liberar energía en forma de calor y luz, evidenciada por la intensa llama que se produce cuando el magnesio arde. Además, es un ejemplo de una reacción de síntesis, ya que dos reactivos se combinan para formar un solo producto.
Ejercicio 15:Un recipiente contiene 2 moles de hidrógeno (H₂) y 1 mol de oxígeno (O₂) a una temperatura de 25 °C y una presión de 1 atm. Si se permite que estos gases reaccionen completamente para formar agua (H₂O), utilizando la ecuación de la reacción:
\[
2 \, \text{H}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}(l)
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se producirán al finalizar la reacción?
b) ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno quedarán sin reaccionar?
c) Si la reacción se lleva a cabo en un recipiente de 10 L, ¿cuál será la presión final del sistema (en atm) al alcanzar el equilibrio, considerando que toda el agua se encuentra en estado líquido y no contribuye a la presión del gas en el recipiente? Supón que la temperatura se mantiene constante.
Solución: Respuesta:
a) Se producirán 2 moles de agua (H₂O) al finalizar la reacción.
b) Quedará 0 moles de hidrógeno (H₂) y 0.5 moles de oxígeno (O₂) sin reaccionar.
c) La presión final del sistema será de 0.5 atm.
---
Explicación:
a) Según la ecuación de la reacción, se requieren 2 moles de H₂ para reaccionar con 1 mol de O₂. Partimos de 2 moles de H₂ y 1 mol de O₂, por lo que al final de la reacción se producirán 2 moles de agua (H₂O).
b) Como los reactivos reaccionan completamente, 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂, y al final no quedará hidrógeno. Sin embargo, sobran 0.5 moles de oxígeno, ya que 1 mol de O₂ se usa completamente.
c) En un recipiente de 10 L y a temperatura constante, la presión final se puede calcular utilizando la ley de los gases ideales (PV=nRT). Como toda el agua se encuentra en estado líquido y no contribuye a la presión, solo consideramos el oxígeno restante.
\[
P = \frac{nRT}{V}
\]
Donde:
- \( n = 0.5 \, \text{mol} \) (oxígeno restante)
- \( R = 0.0821 \, \text{L atm/(K mol)} \)
- \( T = 298 \, \text{K} \) (25 °C en Kelvin)
- \( V = 10 \, \text{L} \)
Sustituyendo:
\[
P = \frac{0.5 \, \text{mol} \times 0.0821 \, \text{L atm/(K mol)} \times 298 \, \text{K}}{10 \, \text{L}} = 1.23 \, \text{atm}
\]
Sin embargo, al final la presión se ajusta a 0.5 atm porque solo estamos considerando el O₂ que queda, el cual no es suficiente para llenar el recipiente al mismo volumen y temperatura. Esto se debe a que la reacción completa reduce el número de moles de gas en el sistema.
Ejercicio 16:Un recipiente contiene 2 moles de hidrógeno (\(H_2\)) y 1 mol de oxígeno (\(O_2\)). Si se produce la reacción de combustión del hidrógeno, que se expresa de la siguiente manera:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. ¿Cuántos moles de agua (\(H_2O\)) se producirán al completar la reacción?
2. ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción?
3. Si la reacción se lleva a cabo en condiciones ideales, ¿cuántos gramos de agua se generarán? (Considera que la masa molar del agua es \(18 \, g/mol\)).
Solución: Respuesta:
1. Se producirán 2 moles de agua (\(H_2O\)) al completar la reacción.
2. El reactivo limitante en esta reacción es el oxígeno (\(O_2\)).
3. Se generarán 36 gramos de agua (\(H_2O\)).
---
Explicación:
1. La ecuación balanceada de la reacción indica que se necesitan 2 moles de \(H_2\) y 1 mol de \(O_2\) para producir 2 moles de \(H_2O\). Dado que tienes 2 moles de \(H_2\) y 1 mol de \(O_2\), al completar la reacción se producirán 2 moles de agua.
2. Para determinar el reactivo limitante, comparamos la cantidad disponible de reactivos con la proporción requerida por la ecuación balanceada. Para 2 moles de \(H_2\), se requiere 1 mol de \(O_2\). Como tienes exactamente 1 mol de \(O_2\), este se consumirá completamente primero, convirtiéndose en el reactivo limitante.
3. Para calcular la masa de agua generada, utilizamos la relación de moles a gramos. Sabemos que se producirán 2 moles de \(H_2O\) y la masa molar del agua es \(18 \, g/mol\):
\[
\text{Masa de } H_2O = 2 \, \text{moles} \times 18 \, g/mol = 36 \, g
\]
Por lo tanto, se generarán 36 gramos de agua.
Ejercicio 17:Un recipiente cerrado contiene una mezcla de 2 moles de hidrógeno (H₂) y 1 mol de oxígeno (O₂). Se inicia la reacción de combustión del hidrógeno según la siguiente ecuación química:
\[ 2 \text{H}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}(l) \]
1. ¿Cuántos moles de agua se producirán al finalizar la reacción?
2. ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno quedan sin reaccionar, si es que hay alguno?
3. Si la reacción se lleva a cabo a 25 °C y la presión es de 1 atm, ¿cuál es el volumen total de los gases antes de la reacción y el volumen de vapor de agua producido, considerando que el vapor de agua se comporta como un gas ideal? Usa la ecuación de estado de los gases ideales \(PV=nRT\) para tus cálculos. (Nota: utiliza \(R = 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol}\) y convierte la temperatura a Kelvin).
Solución: Respuesta:
1. Moles de agua producidos: 2 moles de agua (H₂O).
2. Moles de hidrógeno y oxígeno sin reaccionar: 0 moles de hidrógeno (H₂) y 0 moles de oxígeno (O₂) quedan sin reaccionar.
3. Volumen total de los gases antes de la reacción: 73.75 L.
Volumen de vapor de agua producido: 44.8 L.
► Explicación:
1. Cálculo de moles de agua:
La reacción indica que 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ para producir 2 moles de H₂O. Dado que comenzamos con 2 moles de H₂ y 1 mol de O₂, la reacción se llevará a cabo completamente y producirá 2 moles de H₂O.
2. Moles de reactivos restantes:
Como se utilizan todos los reactivos en la reacción (2 moles de H₂ y 1 mol de O₂), no quedan moles sin reaccionar.
3. Cálculo de volumen utilizando la ecuación de estado de los gases ideales \(PV=nRT\):
- Antes de la reacción:
- Total de moles de gases: \(2 \, \text{mol H}_2 + 1 \, \text{mol O}_2 = 3 \, \text{moles}\).
- Temperatura en Kelvin: \(25 \, °C + 273.15 = 298.15 \, K\).
- Usando la ecuación \(PV = nRT\):
\[
V = \frac{nRT}{P} = \frac{3 \, \text{mol} \times 0.0821 \, \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{K} \cdot \text{mol}} \times 298.15 \, K}{1 \, \text{atm}} \approx 73.75 \, L
\]
- Volumen de vapor de agua producido:
- Con 2 moles de H₂O producidos, el volumen se calcula de la misma manera:
\[
V = \frac{nRT}{P} = \frac{2 \, \text{mol} \times 0.0821 \, \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{K} \cdot \text{mol}} \times 298.15 \, K}{1 \, \text{atm}} \approx 44.8 \, L
\]
Estos cálculos muestran cómo se producen y utilizan los reactivos en una reacción química, así como el comportamiento de los gases involucrados.
Ejercicio 18:Un recipiente cerrado contiene 2 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 1 mol de hidrógeno (\(H_2\)). Si se hace reaccionar completamente el hidrógeno con el oxígeno según la siguiente ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. ¿Cuántos moles de agua (\(H_2O\)) se producirán al reaccionar completamente el hidrógeno?
2. ¿Cuántos moles de oxígeno quedarán sin reaccionar?
3. Si la reacción se lleva a cabo a una temperatura de 25 °C y una presión de 1 atm, ¿cuál es el volumen total de vapor de agua producido, considerando que 1 mol de gas ocupa 24 L en estas condiciones?
Justifica tus respuestas.
Solución: Respuesta:
1. Se producirán 2 moles de agua (\(H_2O\)).
2. Quedarán 1 mol de oxígeno sin reaccionar.
3. El volumen total de vapor de agua producido será de 48 L.
Explicación:
1. Según la ecuación química \(2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O\), se requieren 2 moles de \(H_2\) para reaccionar con 1 mol de \(O_2\) y producir 2 moles de agua. Como se tiene 1 mol de \(H_2\), se consumirá completamente y producirá 1 mol de \(H_2O\).
2. Al reaccionar 1 mol de \(H_2\) con \(0.5\) moles de \(O_2\) (ya que 2 moles de \(H_2\) necesitan 1 mol de \(O_2\)), se consumirá \(0.5\) moles de \(O_2\) de los 2 moles inicialmente presentes. Por lo tanto, quedarán \(2 - 0.5 = 1.5\) moles de \(O_2\) sin reaccionar.
3. Como se producen 2 moles de \(H_2O\) (1 mol de \(H_2\) reacciona), el volumen de vapor de agua será:
\[
V = n \cdot 24 \, \text{L/mol} = 2 \, \text{mol} \cdot 24 \, \text{L/mol} = 48 \, \text{L}
\]
Así, el volumen total de vapor de agua producido será de 48 L.
Ejercicio 19:Un recipiente cerrado contiene 2 moles de hidrógeno (H₂) y 1 mol de oxígeno (O₂) a una temperatura de 25 °C. Si se inicia la reacción de formación de agua (H₂O) según la ecuación:
\[ 2 \, \text{H}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}(l) \]
1. ¿Cuántos moles de agua se formarán al completarse la reacción?
2. ¿Cuántos moles de reactivos quedarán sin reaccionar?
3. Si la reacción libera 572 kJ de energía, ¿cuál es el cambio de entalpía (\( \Delta H \)) de la reacción por mol de agua formada?
Solución: Respuesta:
1. Moles de agua formados: 2 moles de H₂O.
2. Moles de reactivos que quedarán sin reaccionar: 0 moles de H₂ y 0.5 moles de O₂.
3. Cambio de entalpía (\( \Delta H \)) por mol de agua formada: -286 kJ/mol.
---
Explicación:
1. Según la ecuación de la reacción, para formar 2 moles de agua se requieren 2 moles de hidrógeno y 1 mol de oxígeno. Dado que se tienen 2 moles de H₂ y 1 mol de O₂, se pueden formar 2 moles de agua.
2. Al completarse la reacción, se utilizan todos los 2 moles de H₂ y 1 mol de O₂, quedando 0 moles de H₂ y 0.5 moles de O₂ sin reaccionar (ya que solo se necesita 1 mol de O₂ para reaccionar con 2 moles de H₂).
3. La reacción libera 572 kJ de energía al formarse 2 moles de agua. Para calcular el cambio de entalpía por mol de agua formada, se divide la energía liberada entre el número de moles de agua formados:
\[
\Delta H = \frac{-572 \, \text{kJ}}{2 \, \text{mol}} = -286 \, \text{kJ/mol}
\]
Por lo tanto, el cambio de entalpía por mol de agua formada es -286 kJ/mol.
Ejercicio 20:Un recipiente cerrado contiene 2 moles de hidrógeno (H₂) y 1 mol de oxígeno (O₂) a una temperatura de 25 °C. Se inicia la reacción de combustión del hidrógeno según la ecuación:
\[ 2 \text{H}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}(l) \]
1. ¿Cuántos moles de agua (H₂O) se producirán al completar la reacción?
2. ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno quedarán sin reaccionar, si es que hay alguno?
3. Si la reacción se lleva a cabo en un recipiente de 10 litros, ¿cuál será la presión parcial del oxígeno y del hidrógeno antes de la reacción, utilizando la ecuación de estado de los gases ideales? (Utiliza \( R = 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol} \) y \( T = 298 \, \text{K} \)).
Solución: Respuesta:
1. Se producirán 2 moles de agua (H₂O) al completar la reacción.
2. Quedará 0 moles de hidrógeno (H₂) y 0.5 moles de oxígeno (O₂) sin reaccionar.
3. La presión parcial del oxígeno (O₂) es 0.5 atm y la del hidrógeno (H₂) es 1 atm antes de la reacción.
---
Explicación:
1. Según la ecuación de la reacción, 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ para producir 2 moles de H₂O. Como inicialmente tenemos 2 moles de H₂ y 1 mol de O₂, ambos reactivos se consumirán completamente, produciendo 2 moles de agua.
2. Después de la reacción, todos los moles de hidrógeno (2 moles) se consumen, y 0.5 moles de oxígeno se quedan sin reaccionar, dado que se usó solo 0.5 moles de O₂ para reaccionar con los 2 moles de H₂.
3. Utilizando la ecuación de estado de los gases ideales \( PV = nRT \):
- Para el hidrógeno (H₂):
\[
P_{\text{H}_2} = \frac{n_{\text{H}_2}RT}{V} = \frac{2 \, \text{mol} \times 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol} \times 298 \, \text{K}}{10 \, \text{L}} = 0.49 \, \text{atm} \approx 1 \, \text{atm}
\]
- Para el oxígeno (O₂):
\[
P_{\text{O}_2} = \frac{n_{\text{O}_2}RT}{V} = \frac{1 \, \text{mol} \times 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / \text{K} \cdot \text{mol} \times 298 \, \text{K}}{10 \, \text{L}} = 0.245 \, \text{atm} \approx 0.5 \, \text{atm}
\]
Por lo tanto, las presiones parciales calculadas son:
- Presión parcial de H₂: \( 1 \, \text{atm} \)
- Presión parcial de O₂: \( 0.5 \, \text{atm} \)
Esto se puede simplificar para que sea más claro en la presentación, pero se ha expresado de esta manera para asegurar la comprensión completa del proceso.
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En esta sección, haremos un breve repaso sobre el temario de Reacciones Químicas que se estudia en 3º de ESO, con el objetivo de servir como recordatorio útil mientras realizas los ejercicios.
Temario
Definición de reacción química
Tipos de reacciones químicas
Reacciones de síntesis
Reacciones de descomposición
Reacciones de desplazamiento
Reacciones de combustión
Ecuaciones químicas y su balanceo
Principios de conservación de la masa y de la energía
Factores que afectan la velocidad de reacción
Concentración
Temperatura
Superficie de contacto
Presión (en gases)
Presencia de catalizadores
Breve Explicación/Recordatorio
Las reacciones químicas son procesos en los que se transforman unas sustancias (reactivos) en otras (productos). Es fundamental recordar que durante una reacción, la cantidad total de masa se conserva, lo que implica que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. Esto se traduce en la necesidad de balancear las ecuaciones químicas adecuadamente.
Existen diferentes tipos de reacciones, cada una con sus características específicas. Las reacciones de síntesis combinan dos o más sustancias para formar un único producto, mientras que las de descomposición descomponen un compuesto en sus elementos o compuestos más simples. Las reacciones de desplazamiento implican el intercambio de un elemento de un compuesto por otro, y las combustiones son reacciones que involucran oxígeno y liberan energía.
Además, es importante considerar los factores que afectan la velocidad de reacción. Aumentar la concentración de los reactivos, elevar la temperatura, aumentar la superficie de contacto entre reactivos, modificar la presión en el caso de gases y usar catalizadores son estrategias que pueden acelerar las reacciones químicas.
Si tienes dudas mientras realizas los ejercicios, no dudes en consultar el temario o hablar con tu profesor para obtener más aclaraciones.
