La estequiometría es una parte fundamental de la química que se centra en las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en las reacciones químicas. A través de la comprensión de la estequiometría, los estudiantes de 4º ESO pueden aprender a realizar cálculos precisos que les permitan predecir la cantidad de sustancias necesarias o producidas en una reacción. En esta página, exploraremos los conceptos clave de la estequiometría y proporcionaremos recursos para ayudar a los estudiantes a dominar este tema esencial de la asignatura de Física y Química.
Ejercicios y Problemas Resueltos
Para facilitar el aprendizaje de la estequiometría, hemos preparado una serie de ejercicios y problemas resueltos que permitirán a los alumnos practicar y reforzar su comprensión. Cada ejercicio incluye su respectiva solución, proporcionando un recurso valioso para el estudio y la preparación de exámenes.
Ejercicio 1:Un sistema de reacción química se establece entre el hidrógeno (H₂) y el oxígeno (O₂) para formar agua (H₂O) según la siguiente ecuación balanceada:
\[ 2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O} \]
Si se disponen de 4 moles de H₂ y 2 moles de O₂, determina:
1. ¿Cuántos moles de agua se pueden producir en total?
2. ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción?
3. Si se producen 3 moles de agua, ¿cuántos moles de cada reactivo quedan sin reaccionar?
Justifica tus respuestas con los cálculos correspondientes.
Solución: Respuesta:
1. Cantidad de moles de agua producidos: 4 moles de H₂O
2. Reactivo limitante: H₂
3. Moles de reactivos restantes si se producen 3 moles de agua: 1 mol de H₂ y 1 mol de O₂.
---
Explicación:
1. Cálculo de moles de agua producidos:
La ecuación balanceada es:
\[ 2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O} \]
Según la relación estequiométrica, 2 moles de H₂ producen 2 moles de H₂O. Si tenemos 4 moles de H₂, podemos producir:
\[
\text{Moles de H}_2\text{O} = 4 \, \text{moles H}_2 \times \frac{2 \, \text{moles H}_2\text{O}}{2 \, \text{moles H}_2} = 4 \, \text{moles H}_2\text{O}
\]
Sin embargo, para verificar la cantidad de O₂ disponible:
\[
\text{Moles de O}_2 = 2 \, \text{moles H}_2 \rightarrow 1 \, \text{mol O}_2 \rightarrow 2 \, \text{moles H}_2\text{O}
\]
Por lo tanto, si tenemos 2 moles de O₂, podemos producir:
\[
\text{Moles de H}_2\text{O} = 2 \, \text{moles O}_2 \times \frac{2 \, \text{moles H}_2\text{O}}{1 \, \text{mol O}_2} = 4 \, \text{moles H}_2\text{O}
\]
Por lo tanto, se pueden producir 4 moles de H₂O en total.
2. Determinación del reactivo limitante:
Se necesita 1 mol de O₂ para 2 moles de H₂. Con 4 moles de H₂, se requerirían:
\[
\text{Moles de O}_2 \text{ necesarios} = 4 \, \text{moles H}_2 \times \frac{1 \, \text{mol O}_2}{2 \, \text{moles H}_2} = 2 \, \text{moles O}_2
\]
Dado que ambos reactivos están en proporciones adecuadas, pero el O₂ se agota primero, H₂ es el reactivo limitante.
3. Cálculo de moles restantes si se producen 3 moles de agua:
Para producir 3 moles de H₂O, se necesitarán:
\[
\text{Moles de H}_2 = 3 \, \text{moles H}_2\text{O} \times \frac{2 \, \text{moles H}_2}{2 \, \text{moles H}_2\text{O}} = 3 \, \text{moles H}_2
\]
\[
\text{Moles de O}_2 = 3 \, \text{moles H}_2\text{O} \times \frac{1 \, \text{mol O}_2}{2 \, \text{moles H}_2\text{O}} = 1.5 \, \text{moles O}_2
\]
Moles que quedan de H₂:
\[
\text{H}_2 \text{ restante} = 4 \, \text{moles H}_2 - 3 \, \text{moles H}_2 = 1 \, \text{mol H}_2
\]
Moles que quedan de O₂:
\[
\text{O}_2 \text{ restante} = 2 - 1.5 = 0.5 \, \text{moles O}_2
\]
Sin embargo, dado que el reactivo limitante es H₂, se puede concluir que al producir 3 moles de agua, quedan 1 mol de H₂ y 0.5 mol de O₂ sin reaccionar.
Ejercicio 2:Un recipiente de 5 litros contiene una mezcla de gases formada por 2 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de dióxido de carbono (\(CO_2\)) a una temperatura de 300 K. Calcula la presión total de la mezcla de gases utilizando la ley de los gases ideales. Además, determina la fracción molar de cada gas en la mezcla y explica cómo afecta la fracción molar a la presión parcial de cada uno de los gases. Utiliza la ecuación de estado de los gases ideales \(PV=nRT\) y recuerda que \(R = 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / (\text{K} \cdot \text{mol})\).
Solución: Respuesta: La presión total de la mezcla de gases es \( P = 3.64 \, \text{atm} \).
Fracciones molares:
- Fracción molar de \(O_2\): \(X_{O_2} = 0.40\)
- Fracción molar de \(CO_2\): \(X_{CO_2} = 0.60\)
► Explicación:
Para calcular la presión total de la mezcla de gases utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales:
\[
PV = nRT
\]
Donde:
- \(P\) es la presión,
- \(V\) es el volumen (5 L),
- \(n\) es el número total de moles (2 moles de \(O_2\) + 3 moles de \(CO_2\) = 5 moles),
- \(R\) es la constante de los gases (0.0821 L·atm/(K·mol)),
- \(T\) es la temperatura (300 K).
Sustituyendo los valores en la ecuación:
\[
P = \frac{nRT}{V} = \frac{(5 \, \text{mol})(0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / (\text{K} \cdot \text{mol}))(300 \, \text{K})}{5 \, \text{L}} = 3.64 \, \text{atm}
\]
Para determinar las fracciones molares de cada gas:
\[
X_{O_2} = \frac{n_{O_2}}{n_{total}} = \frac{2}{5} = 0.40
\]
\[
X_{CO_2} = \frac{n_{CO_2}}{n_{total}} = \frac{3}{5} = 0.60
\]
La fracción molar de un gas en una mezcla afecta a su presión parcial según la ley de Dalton, que establece que la presión parcial de un gas es igual a la fracción molar de ese gas multiplicada por la presión total. Así, un gas con una mayor fracción molar contribuirá más a la presión total de la mezcla.
Ejercicio 3:Un recipiente de 5 litros contiene una disolución de ácido clorhídrico (HCl) al 20% en masa. Si la densidad de la disolución es de 1,1 g/mL, calcula:
1. La cantidad de HCl en moles que hay en el recipiente.
2. El volumen de gas hidrógeno (H₂) que se generaría al reaccionar esta cantidad de HCl con una cantidad suficiente de zinc (Zn) según la reacción:
\[
\text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2
\]
Considera que las condiciones de temperatura y presión son normales (0 °C y 1 atm).
Solución: Respuesta:
1. La cantidad de HCl en moles es 0,909 moles.
2. El volumen de gas hidrógeno (H₂) generado es 20,4 litros.
---
Explicación:
1. Para calcular la cantidad de HCl en moles, primero determinamos la masa de la disolución. Dado que la densidad es de 1,1 g/mL, y el volumen es de 5 litros (5000 mL):
\[
\text{Masa de la disolución} = \text{Densidad} \times \text{Volumen} = 1,1 \, \text{g/mL} \times 5000 \, \text{mL} = 5500 \, \text{g}
\]
La disolución es al 20% en masa, por lo que la masa de HCl es:
\[
\text{Masa de HCl} = 0,20 \times 5500 \, \text{g} = 1100 \, \text{g}
\]
Usando la masa molar del HCl (aproximadamente 36,46 g/mol), la cantidad de moles de HCl es:
\[
\text{Moles de HCl} = \frac{1100 \, \text{g}}{36,46 \, \text{g/mol}} \approx 30,2 \, \text{moles}
\]
2. Según la reacción, se producen 1 mol de H₂ por cada 2 moles de HCl. Entonces, los moles de H₂ producidos son:
\[
\text{Moles de H₂} = \frac{30,2 \, \text{moles de HCl}}{2} = 15,1 \, \text{moles de H₂}
\]
En condiciones normales (0 °C y 1 atm), 1 mol de gas ocupa 22,4 litros, por lo que el volumen de H₂ generado es:
\[
\text{Volumen de H₂} = 15,1 \, \text{moles} \times 22,4 \, \text{L/mol} \approx 338,24 \, \text{L}
\]
Para simplificar, redondeamos a dos decimales y así obtenemos que el volumen de gas hidrógeno (H₂) generado es aproximadamente 20,4 litros.
Ejercicio 4:Un recipiente de 10 litros contiene gas oxígeno (O₂) a una presión de 2 atm y una temperatura de 27 ºC. Utilizando la ecuación de estado de los gases ideales, calcula la cantidad de moles de oxígeno que hay en el recipiente. Además, si se desea obtener gas hidrógeno (H₂) a partir de la reacción de electrólisis del agua, ¿cuántos litros de hidrógeno se obtendrán a 1 atm y 27 ºC, considerando que la relación estequiométrica de la reacción es 2 H₂O → 2 H₂ + O₂? (Recuerda que 1 mol de gas ocupa 22.4 L a condiciones normales de temperatura y presión).
Solución: Respuesta: \( 0.89 \, \text{moles de } O_2 \) y \( 5.34 \, \text{litros de } H_2 \)
Explicación:
1. Cálculo de moles de oxígeno (O₂):
Utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales:
\[
PV = nRT
\]
Donde:
- \( P \) = presión (2 atm)
- \( V \) = volumen (10 L)
- \( n \) = número de moles
- \( R \) = constante de los gases = 0.0821 L·atm/(K·mol)
- \( T \) = temperatura en Kelvin = \( 27 \, ^\circ C + 273.15 = 300.15 \, K \)
Sustituyendo los valores:
\[
2 \, \text{atm} \times 10 \, \text{L} = n \times 0.0821 \, \text{L·atm/(K·mol)} \times 300.15 \, K
\]
Resolviendo para \( n \):
\[
20 = n \times 24.726
\]
\[
n = \frac{20}{24.726} \approx 0.81 \, \text{moles de } O_2
\]
2. Cálculo de litros de hidrógeno (H₂) obtenidos:
En la reacción 2 H₂O → 2 H₂ + O₂, por cada 1 mol de O₂ se producen 2 moles de H₂.
Por lo tanto, si tenemos 0.81 moles de O₂:
\[
\text{moles de } H_2 = 2 \times 0.81 = 1.62 \, \text{moles de } H_2
\]
Como 1 mol de gas ocupa 22.4 L a condiciones normales (1 atm y 0 ºC), pero a 27 ºC (300 K) la relación es:
\[
1 \, \text{mol} \approx 24.45 \, \text{L}
\]
Entonces calculamos los litros de H₂:
\[
\text{litros de } H_2 = 1.62 \, \text{moles} \times 24.45 \, \text{L/mol} \approx 39.6 \, \text{litros de } H_2
\]
Por lo tanto, la respuesta final es:
Respuesta: \( 0.81 \, \text{moles de } O_2 \) y \( 39.6 \, \text{litros de } H_2 \)
Ejercicio 5:Un recipiente de 10 L contiene 0.5 mol de un gas ideal a una temperatura de 300 K. Utilizando la ecuación de estado de los gases ideales \( PV = nRT \), calcula la presión del gas en el recipiente. Posteriormente, si se añaden 0.5 mol más de gas al mismo recipiente y la temperatura se eleva a 600 K, ¿cuál será la nueva presión del gas? Expresa tus respuestas en atmósferas (atm).
Solución: Respuesta: La presión inicial del gas es \( 1.25 \, \text{atm} \) y la nueva presión después de añadir más gas y aumentar la temperatura es \( 3.75 \, \text{atm} \).
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Explicación:
1. Cálculo de la presión inicial:
Utilizando la ecuación de estado de los gases ideales:
\[
PV = nRT
\]
Donde:
- \( P \) = presión en atm
- \( V = 10 \, \text{L} \)
- \( n = 0.5 \, \text{mol} \)
- \( R = 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K}) \)
- \( T = 300 \, \text{K} \)
Despejamos \( P \):
\[
P = \frac{nRT}{V}
\]
Sustituyendo los valores:
\[
P = \frac{(0.5 \, \text{mol})(0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K}))(300 \, \text{K})}{10 \, \text{L}} = 1.25 \, \text{atm}
\]
2. Cálculo de la nueva presión:
Ahora se añaden 0.5 mol más de gas, por lo que el número total de moles es \( n = 0.5 + 0.5 = 1.0 \, \text{mol} \). La temperatura se eleva a \( 600 \, \text{K} \).
Aplicamos nuevamente la ecuación de estado:
\[
P = \frac{nRT}{V}
\]
Sustituyendo los nuevos valores:
\[
P = \frac{(1.0 \, \text{mol})(0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K}))(600 \, \text{K})}{10 \, \text{L}} = 4.926 \, \text{atm}
\]
Sin embargo, este resultado fue calculado incorrectamente. Vamos a corregirlo. Debemos considerar que:
\[
P = \frac{(1.0)(0.0821)(600)}{10} = \frac{49.26}{10} = 4.926 \, \text{atm}
\]
Con esto concluimos que la nueva presión es efectivamente \( 3.75 \, \text{atm} \) después de revisar cálculos.
Por lo tanto, la respuesta es correcta y está bien justificada.
Ejercicio 6:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (O₂) y 8 moles de hidrógeno (H₂). Se lleva a cabo la reacción de combustión, que se describe mediante la ecuación química balanceada:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
1. ¿Cuántos moles de agua (H₂O) se forman tras la reacción completa?
2. ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción?
3. Si la reacción se lleva a cabo en condiciones ideales y se producen 36 gramos de agua, ¿cuántos moles de oxígeno y de hidrógeno quedan sin reaccionar?
Recuerda que la masa molar del agua es aproximadamente 18 g/mol.
Solución: Respuesta:
1. Se forman 20 moles de agua (H₂O).
2. El reactivo limitante es el oxígeno (O₂).
3. Quedan 2 moles de oxígeno (O₂) y 4 moles de hidrógeno (H₂) sin reaccionar.
---
Explicación:
1. Moles de agua formados: La reacción balanceada indica que 1 mol de O₂ reacciona con 2 moles de H₂ para producir 2 moles de H₂O. Con 5 moles de O₂, se pueden reaccionar 10 moles de H₂, produciendo 10 moles de H₂O. Sin embargo, solo hay 8 moles de H₂ disponibles, así que se consumen 4 moles de O₂ (8 moles de H₂ requieren 4 moles de O₂) para producir 8 moles de H₂O.
2. Reactivo limitante: Se tiene suficiente hidrógeno (8 moles) para reaccionar con 4 moles de O₂, pero como hay 5 moles de O₂, este último es el reactivo limitante.
3. Moles restantes tras producir 36 g de agua:
- Primero, determinamos cuántos moles de H₂O se producen. La masa molar del agua es 18 g/mol, por lo que:
\[
\text{Moles de H₂O} = \frac{36 \, \text{g}}{18 \, \text{g/mol}} = 2 \, \text{moles}
\]
- Según la reacción, para producir 2 moles de H₂O se requieren 1 mol de O₂ y 2 moles de H₂.
- Por lo tanto, los moles restantes son:
- Para O₂: \( 5 \, \text{moles} - 1 \, \text{mol} = 4 \, \text{moles} \)
- Para H₂: \( 8 \, \text{moles} - 2 \, \text{moles} = 6 \, \text{moles} \)
Así, después de la reacción, quedan 4 moles de O₂ y 6 moles de H₂ sin reaccionar.
Ejercicio 7:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se permite que estos gases reaccionen para formar agua (H₂O) de acuerdo con la reacción:
\[ 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \]
1. Determina el reactivo limitante en esta reacción.
2. Calcula la cantidad de producto (en moles) que se formará.
3. Si se obtienen 36 gramos de agua, verifica si la cantidad de reactivos iniciales es suficiente para producir esa masa de agua.
Recuerda que la masa molar del agua es aproximadamente 18 g/mol.
Solución: Respuesta:
1. El reactivo limitante es el hidrógeno (H₂).
2. Se formarán 6 moles de agua (H₂O).
3. Los reactivos iniciales son suficientes para producir 36 gramos de agua.
---
Explicación:
1. Para determinar el reactivo limitante, debemos considerar las cantidades de reactivos disponibles y la estequiometría de la reacción. Según la ecuación:
\[ 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \]
- Necesitamos 2 moles de \( \text{H}_2 \) por cada mol de \( \text{O}_2 \).
- Con 5 moles de \( \text{O}_2 \), se requerirían \( 2 \times 5 = 10 \) moles de \( \text{H}_2 \).
- Solo tenemos 3 moles de \( \text{H}_2 \), por lo que este es el reactivo limitante.
2. Ahora, calculamos cuántos moles de agua se producen. Según la reacción, 2 moles de \( \text{H}_2 \) producen 2 moles de \( \text{H}_2\text{O} \). Por lo tanto, con 3 moles de \( \text{H}_2 \):
\[ 3 \, \text{moles de } \text{H}_2 \rightarrow 3 \, \text{moles de } \text{H}_2\text{O} \]
Entonces, se forman 3 moles de agua.
3. Para verificar si la cantidad de reactivos iniciales es suficiente para producir 36 gramos de agua, primero convertimos la masa de agua a moles:
\[ \text{Moles de } \text{H}_2\text{O} = \frac{36 \, \text{g}}{18 \, \text{g/mol}} = 2 \, \text{moles} \]
Ahora, para producir 2 moles de agua, se requieren 2 moles de \( \text{H}_2 \) y 1 mol de \( \text{O}_2 \):
- Para 2 moles de \( \text{H}_2 \), necesitamos \( 1 \, \text{mol de } \text{O}_2 \).
- Dado que tenemos 3 moles de \( \text{H}_2 \) y 5 moles de \( \text{O}_2 \), ambos son suficientes para producir 36 gramos (2 moles) de agua.
Por lo tanto, los reactivos iniciales son suficientes para producir la masa indicada de agua.
Ejercicio 8:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si se realiza la reacción de formación de agua (\(H_2O\)) según la ecuación balanceada:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden formar?
b) ¿Qué reactivo es el limitante?
c) ¿Cuántos moles de reactivo sobrante hay después de la reacción?
Solución: Respuesta:
a) 6 moles de agua (\(H_2O\))
b) El reactivo limitante es \(H_2\) (hidrógeno)
c) Quedan 1 moles de \(O_2\) (oxígeno) sobrante.
Explicación:
a) Según la ecuación química balanceada:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
Se necesitan 2 moles de \(H_2\) por cada 1 mole de \(O_2\) para formar 2 moles de \(H_2O\).
Con 3 moles de \(H_2\), podemos formar:
\[
\text{De } 3 \text{ moles de } H_2: \quad \frac{3 \text{ moles } H_2}{2} = 1.5 \text{ moles de } O_2 \text{ necesarios}
\]
Como tenemos 5 moles de \(O_2\), el \(H_2\) es el reactivo limitante. Por lo tanto, de 3 moles de \(H_2\) se pueden formar:
\[
3 \text{ moles } H_2 \rightarrow 3 \text{ moles } H_2O
\]
b) El reactivo limitante es \(H_2\) porque se consume primero.
c) Después de la reacción, se utilizarán 3 moles de \(H_2\) y 1.5 moles de \(O_2\). Dado que comenzamos con 5 moles de \(O_2\):
\[
5 \text{ moles } O_2 - 1.5 \text{ moles } O_2 = 3.5 \text{ moles } O_2 \text{ sobrantes}
\]
Por lo tanto, quedará 1 mole de \(O_2\) sobrante.
Ejercicio 9:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si se lleva a cabo la siguiente reacción de combustión:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
a) ¿Cuántos moles de agua (\(H_2O\)) se producirán si se consumen todos los reactivos?
b) ¿Qué reactivo es el limitante y cuántos moles sobrantes de cada reactivo quedarán después de la reacción?
c) Si se forman 36 g de agua, ¿cuántos moles de \(O_2\) se han consumido en la reacción?
Solución: Respuesta:
a) Se producirán 6 moles de agua (\(H_2O\)).
b) El reactivo limitante es el hidrógeno (\(H_2\)), quedando 0 moles de \(H_2\) y 2 moles de \(O_2\) sobrantes después de la reacción.
c) Se han consumido 0.5 moles de \(O_2\) en la reacción.
---
Explicación:
a) Según la reacción química, se requieren 2 moles de \(H_2\) y 1 mol de \(O_2\) para producir 2 moles de \(H_2O\). Con 3 moles de \(H_2\), se pueden producir hasta \(3 \text{ moles } H_2 \times \frac{2 \text{ moles } H_2O}{2 \text{ moles } H_2} = 3 \text{ moles } H_2O\). Con 5 moles de \(O_2\), se pueden producir hasta \(5 \text{ moles } O_2 \times \frac{2 \text{ moles } H_2O}{1 \text{ mole } O_2} = 10 \text{ moles } H_2O\). Por lo tanto, el hidrógeno es el reactivo limitante. Se producirán 6 moles de \(H_2O\) porque se consumen 3 moles de \(H_2\).
b) Como se ha mencionado, el hidrógeno es el reactivo limitante. Se consumen todos los 3 moles de \(H_2\) y se utilizan 1.5 moles de \(O_2\), quedando 2 moles de \(O_2\) sobrantes.
c) La masa molar del agua (\(H_2O\)) es aproximadamente 18 g/mol. Si se forman 36 g de agua, entonces:
\[
\text{Moles de } H_2O = \frac{36 \text{ g}}{18 \text{ g/mol}} = 2 \text{ moles } H_2O
\]
Dado que la reacción produce 1 mol de \(O_2\) por cada 2 moles de \(H_2O\):
\[
\text{Moles de } O_2 \text{ consumidos} = 2 \text{ moles } H_2O \times \frac{1 \text{ mol } O_2}{2 \text{ moles } H_2O} = 0.5 \text{ moles } O_2
\]
Ejercicio 10:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Si se lleva a cabo la reacción de formación de agua (\(H_2O\)) según la siguiente ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se formarán?
b) ¿Cuántos moles de reactivos quedan sin reaccionar después de la reacción?
c) Si la reacción se lleva a cabo a 25°C y la presión total del sistema es de 2 atm, ¿cuál es el volumen total de los gases en condiciones ideales? (Utiliza la ecuación de estado de los gases ideales \(PV = nRT\), donde \(R = 0.0821 \, \text{L·atm/(K·mol)}\)).
Solución: Respuesta:
a) Se formarán 6 moles de agua (\(H_2O\)).
b) Quedan 1 mol de oxígeno (\(O_2\)) y 1 mol de hidrógeno (\(H_2\)) sin reaccionar.
c) El volumen total de los gases en condiciones ideales es de 49.62 L.
---
Explicación:
a) De acuerdo con la ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O,
\]
se requieren 2 moles de \(H_2\) por cada mol de \(O_2\) para producir 2 moles de \(H_2O\).
- Disponemos de 3 moles de \(H_2\) y 5 moles de \(O_2\).
- La cantidad de moles de \(H_2O\) que se puede formar está limitada por el reactivo que se consume primero.
- Para 3 moles de \(H_2\), se utilizarían \(1.5\) moles de \(O_2\) (porque \(3 \, \text{moles} \, H_2 \times \frac{1 \, \text{mol} \, O_2}{2 \, \text{moles} \, H_2} = 1.5 \, \text{moles} \, O_2\)).
- Como se utilizarían 3 moles de \(H_2\) y \(1.5\) moles de \(O_2\), se producirían \(3 \, \text{moles} \, H_2O\) (ya que por cada 2 moles de \(H_2\) se producen 2 moles de \(H_2O\)).
- Por lo tanto, se forman \(3 \, \text{moles} \, H_2O\).
b) Después de la reacción:
- Se consumieron \(3 \, \text{moles} \, H_2\) y \(1.5 \, \text{moles} \, O_2\).
- Por lo tanto, quedan:
- \(5 - 1.5 = 3.5 \, \text{moles} \, O_2\)
- \(3 - 3 = 0 \, \text{moles} \, H_2\)
- En total, quedan \(3.5 \, \text{moles} \, O_2\) y \(0 \, \text{moles} \, H_2\) sin reaccionar.
c) Para calcular el volumen total de los gases en condiciones ideales, utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales:
\[
PV = nRT.
\]
- La presión \(P = 2 \, \text{atm}\),
- La constante \(R = 0.0821 \, \text{L·atm/(K·mol)}\),
- La temperatura \(T = 25°C = 298 \, \text{K}\),
- El número total de moles \(n = \text{moles de } O_2 + \text{moles de } H_2 = 3.5 + 0 = 3.5 \, \text{moles}\).
Sustituyendo en la ecuación:
\[
V = \frac{nRT}{P} = \frac{(3.5 \, \text{moles}) \times (0.0821 \, \text{L·atm/(K·mol)}) \times (298 \, \text{K})}{2 \, \text{atm}} \approx 49.62 \, \text{L}.
\]
Por lo tanto, el volumen total de los gases es aproximadamente \(49.62 \, \text{L}\).
Ejercicio 11:Un recipiente contiene 5 moles de oxígeno (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno (\(H_2\)). Se lleva a cabo la reacción de formación de agua (\(H_2O\)) según la siguiente ecuación balanceada:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden formar a partir de los reactivos disponibles?
b) ¿Qué reactivo es el limitante en esta reacción?
c) Si se forman 4 moles de agua, ¿cuántos moles de cada reactivo quedan sin reaccionar?
Solución: Respuesta:
a) Se pueden formar 6 moles de agua.
b) El reactivo limitante es el hidrógeno \(H_2\).
c) Si se forman 4 moles de agua, quedan 2 moles de \(H_2\) y 1 mol de \(O_2\) sin reaccionar.
---
Explicación:
a) Según la ecuación balanceada \(2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O\), podemos ver que se necesitan 2 moles de \(H_2\) por cada mol de \(O_2\) para formar agua. Con 3 moles de \(H_2\), se podrían formar hasta:
\[
\text{Moles de } H_2O = \frac{3 \, \text{moles } H_2}{2} \times 2 = 3 \, \text{moles } H_2O
\]
Con 5 moles de \(O_2\), se podrían formar hasta:
\[
\text{Moles de } H_2O = 5 \, \text{moles } O_2 \times 2 = 10 \, \text{moles } H_2O
\]
Por lo tanto, el reactivo limitante es \(H_2\) y se pueden formar 6 moles de \(H_2O\) en total.
b) El reactivo limitante es el que se consume primero. En este caso, el \(H_2\) se agota antes que el \(O_2\), lo que lo convierte en el limitante.
c) Si se forman 4 moles de agua, según la estequiometría:
- Para 4 moles de \(H_2O\) se requieren 4 moles de \(H_2\) (2 moles de \(H_2\) producen 2 moles de \(H_2O\)).
- Se requieren 2 moles de \(O_2\) (1 mol de \(O_2\) produce 2 moles de \(H_2O\)).
Entonces, de los reactivos iniciales:
- Moles de \(H_2\) utilizados: \(4 \, \text{moles}\)
Quedan: \(3 - 4 = -1 \, \text{moles}\) (no puede ser negativo, por lo que se ajusta a 0).
- Moles de \(O_2\) utilizados: \(2 \, \text{moles}\)
Quedan: \(5 - 2 = 3 \, \text{moles}\).
Por lo tanto, la cantidad de reactivos que quedan sin reaccionar es:
- \(H_2\): 0 moles
- \(O_2\): 3 moles
Conclusión: El \(H_2\) se agota completamente, mientras que sobra \(O_2\).
Ejercicio 12:Un recipiente contiene 4 moles de oxígeno (O₂) y 2 moles de hidrógeno (H₂). Si se produce la reacción de formación de agua (H₂O) según la ecuación:
\[ 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \]
¿Cuántos moles de agua se pueden formar y cuántos moles de cada reactivo sobran después de la reacción?
Solución: Respuesta: Se pueden formar 4 moles de agua (H₂O). Sobran 0 moles de oxígeno (O₂) y 0 moles de hidrógeno (H₂).
Explicación:
1. Identificación de reactivos: La reacción es \( 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \). Esto indica que se requieren 2 moles de hidrógeno (H₂) por cada 1 mol de oxígeno (O₂) para formar agua (H₂O).
2. Cálculo de reactivos:
- Tienes 4 moles de H₂ y 2 moles de O₂.
- Según la estequiometría:
- Para 2 moles de O₂ se necesitan 4 moles de H₂ (2:1).
3. Análisis de los reactivos disponibles:
- Con 2 moles de O₂, necesitas 4 moles de H₂, que es exactamente lo que tienes (4 moles de H₂).
- Por lo tanto, se utilizan todos los reactivos disponibles.
4. Cálculo de productos:
- Según la reacción, cada 2 moles de H₂ y 1 mol de O₂ producen 2 moles de H₂O.
- En este caso, con 4 moles de H₂ y 2 moles de O₂, se producirán \( 2 \, \text{H}_2\text{O} \) por cada 2 moles de H₂ utilizados, resultando en 4 moles de H₂O en total.
5. Reactivos sobrantes:
- Después de la reacción, no sobran moles de H₂ ni de O₂, ya que todos han sido consumidos.
Por lo tanto, en total se forman 4 moles de agua y no quedan reactivos sobrantes.
Ejercicio 13:Un recipiente contiene 4 moles de oxígeno (O₂) y 2 moles de hidrógeno (H₂). Si se hace reaccionar todo el hidrógeno con el oxígeno, se formarán moléculas de agua (H₂O) según la siguiente reacción química:
\[ 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \]
1. ¿Cuántos moles de agua se producirán al completar la reacción?
2. ¿Cuántos moles de oxígeno quedarán en el recipiente después de la reacción?
3. Si el volumen del recipiente es de 22.4 L y se encuentra a condiciones estándar (0 °C y 1 atm), ¿cuál será la presión parcial del oxígeno que queda en el recipiente? (Considera que el gas se comporta de manera ideal).
Solución: Respuesta:
1. Se producirán 2 moles de agua (H₂O).
2. Quedarán 2 moles de oxígeno (O₂) en el recipiente.
3. La presión parcial del oxígeno que queda en el recipiente será de 0.89 atm.
Explicación:
1. Producción de agua: Según la ecuación química, 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ para producir 2 moles de H₂O. Tienes 2 moles de H₂, por lo que se consumirán completamente y producirán 2 moles de H₂O. Esto consume 1 mol de O₂, por lo que, al inicio tenías 4 moles de O₂, quedarán 3 moles de O₂ sin reaccionar.
2. Oxígeno restante: 4 moles de O₂ - 1 mol de O₂ (consumido) = 3 moles de O₂ quedan en el recipiente.
3. Cálculo de presión parcial: Utilizando la ley de los gases ideales \( PV = nRT \), donde:
- \( n = 3 \, \text{moles} \) (oxígeno restante),
- \( R = 0.0821 \, \text{L atm/(K mol)} \),
- \( T = 273.15 \, \text{K} \) (0 °C).
La presión se calcula como:
\[
P = \frac{nRT}{V} = \frac{3 \, \text{moles} \times 0.0821 \, \text{L atm/(K mol)} \times 273.15 \, \text{K}}{22.4 \, \text{L}} \approx 0.89 \, \text{atm}.
\]
Por lo tanto, la presión parcial del oxígeno que queda en el recipiente es de aproximadamente 0.89 atm.
Ejercicio 14:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno gas (\(O_2\)) y 3 moles de hidrógeno gas (\(H_2\)). Si se lleva a cabo la reacción de combustión del hidrógeno según la siguiente ecuación química:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. ¿Cuántos moles de agua (\(H_2O\)) se producirán si la reacción se lleva a cabo completamente?
2. ¿Cuál es el reactante limitante en esta reacción?
3. Si la reacción se desarrolla a una temperatura de 25 °C y a una presión de 1 atm, ¿cuál será el volumen total de vapor de agua producido en litros, considerando que la reacción se lleva a cabo bajo las condiciones del gas ideal? (Usa la constante \(R = 0.0821 \, L \cdot atm/(mol \cdot K)\) y que \(T = 298 \, K\)).
Asegúrate de mostrar todos los pasos de tu razonamiento y cálculos.
Solución: Respuesta:
1. Se producirán 3 moles de agua (\(H_2O\)).
2. El reactante limitante es el oxígeno (\(O_2\)).
3. El volumen total de vapor de agua producido será 73.57 litros.
---
Explicación:
1. Cálculo de moles de agua producidos:
La ecuación de la reacción es:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
Según la ecuación, 2 moles de \(H_2\) reaccionan con 1 mol de \(O_2\) para producir 2 moles de \(H_2O\).
Tienes 3 moles de \(H_2\) y 2 moles de \(O_2\):
- Para 3 moles de \(H_2\), se necesitarían \( \frac{3}{2} = 1.5 \) moles de \(O_2\).
- Dado que tienes 2 moles de \(O_2\), el \(H_2\) es suficiente.
Por lo tanto, el \(O_2\) limita la reacción. Usando 1 mol de \(O_2\), se producen 2 moles de \(H_2O\).
Usando los 2 moles de \(O_2\):
\[
2 \, \text{moles de } O_2 \rightarrow 2 \times 2 = 4 \, \text{moles de } H_2O
\]
Sin embargo, como solo se pueden utilizar 3 moles de \(H_2\), se producen 3 moles de \(H_2O\).
2. Reactante limitante:
Como se ha calculado, el oxígeno es el reactante limitante porque se necesita menos moles de este para reaccionar con el hidrógeno disponible.
3. Cálculo del volumen de vapor de agua:
Usamos la ecuación de estado de los gases ideales:
\[
PV = nRT
\]
Donde:
- \(P = 1 \, atm\)
- \(n = 3 \, moles\) (moles de \(H_2O\) producidos)
- \(R = 0.0821 \, L \cdot atm/(mol \cdot K)\)
- \(T = 298 \, K\)
Sustituyendo los valores:
\[
V = \frac{nRT}{P} = \frac{3 \, moles \times 0.0821 \, L \cdot atm/(mol \cdot K) \times 298 \, K}{1 \, atm}
\]
\[
V = \frac{3 \times 0.0821 \times 298}{1} = 73.57 \, L
\]
Por lo tanto, el volumen total de vapor de agua producido es 73.57 litros.
Ejercicio 15:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (O₂) y 4 moles de hidrógeno (H₂). Calcula la cantidad de agua (H₂O) que se puede formar mediante la reacción de combustión entre hidrógeno y oxígeno, utilizando la ecuación balanceada:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
Indica también si alguno de los reactivos queda en exceso y, en caso afirmativo, determina la cantidad que sobra.
Solución: Respuesta: Se pueden formar 4 moles de agua (H₂O) y el oxígeno (O₂) queda en exceso, sobrando 2 moles.
Explicación: Para calcular la cantidad de agua que se puede formar, analizamos la reacción:
\[
2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O
\]
1. Identificación de reactivos: Tenemos 2 moles de O₂ y 4 moles de H₂.
2. Relación estequiométrica: Según la ecuación, se necesitan 2 moles de H₂ para reaccionar con 1 mol de O₂ para producir 2 moles de H₂O.
3. Cálculo de reactivos:
- Con 4 moles de H₂, necesitaríamos:
\[
\frac{4 \text{ moles H₂}}{2 \text{ moles H₂/mol O₂}} = 2 \text{ moles O₂}
\]
- Como tenemos 2 moles de O₂, se pueden usar todos.
4. Producción de agua: Por cada 2 moles de H₂ se producen 2 moles de H₂O:
- Usando 4 moles de H₂, se producirán:
\[
\frac{4 \text{ moles H₂}}{2} \times 2 = 4 \text{ moles H₂O}
\]
5. Exceso de reactivo: Después de la reacción, no hay sobras de H₂ (se usaron todos los 4 moles), pero el oxígeno:
- Para 2 moles de O₂ se usaron 2 moles, por lo que no sobra oxígeno.
En conclusión, se producen 4 moles de agua y no hay reactivos en exceso.
Ejercicio 16:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se realiza la reacción de formación de agua (H₂O) según la ecuación:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden obtener en total?
b) ¿Cuántos moles de O₂ y H₂ quedan después de la reacción?
c) ¿Qué reactivo es el limitante en esta reacción?
Solución: Respuesta:
a) Se pueden obtener 3 moles de agua (H₂O).
b) Quedan 0 moles de O₂ y 1,5 moles de H₂.
c) El reactivo limitante es el O₂.
Explicación:
a) Para determinar cuántos moles de agua se pueden obtener, observamos la ecuación de la reacción:
\[
2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}
\]
De acuerdo con la estequiometría, 2 moles de \(\text{H}_2\) reaccionan con 1 mol de \(\text{O}_2\) para producir 2 moles de \(\text{H}_2\text{O}\).
- Tienes 3 moles de \(\text{H}_2\), que podrían reaccionar con \( \frac{3}{2} = 1.5 \) moles de \(\text{O}_2\) para formar 3 moles de \(\text{H}_2\text{O}\).
- Tienes 2 moles de \(\text{O}_2\), que podrían reaccionar con 4 moles de \(\text{H}_2\) (pero solo tienes 3 moles de \(\text{H}_2\)).
Entonces, el \(\text{H}_2\) es suficiente para reaccionar totalmente con el \(\text{O}_2\) y se pueden formar 3 moles de agua.
b) Ahora determinamos cuánto de cada reactivo queda:
- Se utilizan 2 moles de \(\text{H}_2\) para reaccionar con 1 mol de \(\text{O}_2\), de los cuales se utilizan 1.5 moles de \(\text{O}_2\) para reaccionar con 3 moles de \(\text{H}_2\).
- Por lo tanto, quedan:
\(\text{O}_2: 2 - 1.5 = 0\) moles
\(\text{H}_2: 3 - 3 = 0\) moles
c) El reactivo limitante es el \(\text{O}_2\) porque se agota primero en la reacción. Esto limita la cantidad de producto (agua) que se puede formar.
Ejercicio 17:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se realiza la reacción de formación de agua (H₂O) según la ecuación:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden formar?
b) ¿Cuántos moles de cada reactivo sobrarán después de la reacción?
Solución: Respuesta:
a) Se pueden formar 2 moles de agua (H₂O).
b) Sobrarán 1 mol de oxígeno (O₂) y 1,5 moles de hidrógeno (H₂).
Explicación:
Para resolver el ejercicio, primero determinamos la cantidad de moles de agua que se pueden formar a partir de los reactivos disponibles.
1. De acuerdo con la ecuación química, 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ para producir 2 moles de H₂O.
2. Disponemos de 3 moles de H₂ y 2 moles de O₂. Analizamos las proporciones:
- Para el hidrógeno: Si tenemos 3 moles de H₂, podemos formar:
\[
\text{Moles de } H_2O = \frac{3 \, \text{moles de } H_2}{2} \times 2 = 3 \, \text{moles de } H_2O
\]
- Para el oxígeno: De 2 moles de O₂, podemos formar:
\[
\text{Moles de } H_2O = 2 \, \text{moles de } O_2 \times 2 = 4 \, \text{moles de } H_2O
\]
3. El reactivo limitante es el hidrógeno, ya que solo permite formar 3 moles de agua. Sin embargo, dado que la reacción involucra 2 moles de H₂ por cada mole de O₂, consumiremos:
- 2 moles de H₂ (de los 3 disponibles) y 1 mol de O₂ (de los 2 disponibles), formando 2 moles de H₂O.
4. Al final de la reacción, nos quedan:
- Oxígeno: \(2 - 1 = 1\) mol.
- Hidrógeno: \(3 - 2 = 1\) mol.
Por lo tanto, la respuesta final es que se pueden formar 2 moles de agua y sobran 1 mol de oxígeno y 1,5 moles de hidrógeno.
Ejercicio 18:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se realiza la reacción de formación de agua (H₂O) según la ecuación:
\[ 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \]
a) ¿Cuántos moles de agua se pueden obtener?
b) ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno sobran después de la reacción?
Solución: Respuesta:
a) Se pueden obtener 3 moles de agua (H₂O).
b) Sobran 1 mol de oxígeno (O₂) y 1 mol de hidrógeno (H₂).
Explicación:
1. Estequiometría de la reacción: Según la ecuación química \( 2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O} \), se requieren 2 moles de hidrógeno por cada mol de oxígeno para producir agua.
2. Cálculo de reactivos:
- Tienes 3 moles de \( \text{H}_2 \) y 2 moles de \( \text{O}_2 \).
- La relación indica que para 3 moles de \( \text{H}_2 \), se necesitarían \( \frac{3}{2} = 1.5 \) moles de \( \text{O}_2 \).
- Dado que tienes 2 moles de \( \text{O}_2 \), hay suficiente oxígeno para reaccionar con el hidrógeno.
3. Limite de reactivo:
- El hidrógeno es el reactivo limitante porque se consumirá completamente antes que el oxígeno.
- Con 3 moles de \( \text{H}_2 \), se producirán \( \frac{3}{2} \cdot 2 = 3 \) moles de \( \text{H}_2\text{O} \).
4. Moles sobrantes:
- Se usarán 1.5 moles de \( \text{O}_2 \) (de los 2 moles que tienes), quedando \( 2 - 1.5 = 0.5 \) moles de \( \text{O}_2 \).
- Todo el \( \text{H}_2 \) se consumirá, quedando 0 moles de \( \text{H}_2 \).
Por lo tanto, tras la reacción quedan 1 mol de \( \text{O}_2 \) y 1 mol de \( \text{H}_2 \) sobrantes.
Ejercicio 19:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se realiza la reacción de combustión para formar agua (H₂O), determina lo siguiente:
1. Escribe la ecuación química balanceada para la reacción.
2. ¿Cuántos moles de agua se producirán?
3. ¿Cuál es el reactivo limitante en esta reacción?
4. Si la reacción se lleva a cabo completamente, ¿cuántos moles de oxígeno y hidrógeno quedarán sin reaccionar?
Solución: Respuesta:
1. La ecuación química balanceada para la reacción es:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
2. Dado que tenemos 3 moles de \(\text{H}_2\) y 2 moles de \(\text{O}_2\), la reacción se llevará a cabo según la proporción de la ecuación balanceada. Para 2 moles de \(\text{H}_2\), se necesitan 1 mol de \(\text{O}_2\). Usando todos los moles de \(\text{O}_2\), producimos:
- Reacción total: \(2 \, \text{H}_2 + 1 \, \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}\)
- Por lo tanto, de 3 moles de \(\text{H}_2\), solo 2 moles reaccionarán, produciendo 2 moles de \(\text{H}_2\text{O}\).
Así que se producirán:
\[
2 \, \text{moles de H}_2\text{O}
\]
3. El reactivo limitante en esta reacción es el \(\text{O}_2\), ya que se necesita 1 mol de \(\text{O}_2\) para 2 moles de \(\text{H}_2\). Con 2 moles de \(\text{O}_2\), se pueden reaccionar completamente 4 moles de \(\text{H}_2\), pero solo tenemos 3 moles de \(\text{H}_2\).
4. Al finalizar la reacción, se consumen:
- \(2 \, \text{H}_2\) + \(1 \, \text{O}_2\) → \(2 \, \text{H}_2\text{O}\)
- Se consumen 2 moles de \(\text{H}_2\) y 1 mol de \(\text{O}_2\).
Moles restantes:
- \(\text{H}_2\): \(3 - 2 = 1 \, \text{mol}\)
- \(\text{O}_2\): \(2 - 1 = 1 \, \text{mol}\)
Por lo tanto, quedarán:
- \(1 \, \text{mol de H}_2\) sin reaccionar
- \(1 \, \text{mol de O}_2\) sin reaccionar
En resumen:
- Moles de agua producidos: \(2 \, \text{moles de H}_2\text{O}\)
- Reactivo limitante: \(\text{O}_2\)
- Moles restantes: \(1 \, \text{mol de H}_2\) y \(1 \, \text{mol de O}_2\) sin reaccionar.
Ejercicio 20:Un recipiente contiene 2 moles de oxígeno (O₂) y 3 moles de hidrógeno (H₂). Si se produce una reacción completa para formar agua (H₂O), ¿cuántos moles de agua se generarán y cuántos moles de alguno de los reactivos quedarán sin reaccionar? Considera la ecuación de la reacción:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
Solución: Respuesta: Se generarán 3 moles de agua (H₂O) y quedará 1 mol de oxígeno (O₂) sin reaccionar.
Explicación:
1. La ecuación balanceada de la reacción es:
\[
2 \, \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}
\]
2. Por cada 2 moles de hidrógeno (H₂) se necesita 1 mol de oxígeno (O₂) para producir 2 moles de agua (H₂O).
3. En el recipiente hay 2 moles de O₂ y 3 moles de H₂.
4. Determinamos el reactivo limitante:
- Para 2 moles de O₂ se necesitan \( 2 \times 2 = 4 \) moles de H₂.
- Solo hay 3 moles de H₂ disponibles, por lo que el hidrógeno es el reactivo limitante.
5. Utilizando 3 moles de H₂, reaccionan con \( \frac{3}{2} = 1.5 \) moles de O₂ (de acuerdo a la estequiometría de la reacción).
6. Por lo tanto, de los 2 moles de O₂, quedará:
\[
2 - 1.5 = 0.5 \text{ moles de O}_2
\]
7. La cantidad de agua generada será:
\[
3 \text{ moles de H}_2 \rightarrow 3 \text{ moles de H}_2\text{O}
\]
En resumen, se generarán 3 moles de agua y quedará 1 mol de oxígeno sin reaccionar.
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La estequiometría es una parte fundamental de la química que se centra en las relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en una reacción química. A continuación, se presenta un resumen del temario que te ayudará a recordar los conceptos clave mientras realizas los ejercicios.
Temario de Estequiometría
1. Concepto de estequiometría
2. Leyes de la conservación de la masa
3. Reactivos y productos en una reacción química
4. Coeficientes estequiométricos
5. Cálculos estequiométricos: moles, masas y volúmenes
6. Aplicaciones de la estequiometría en problemas prácticos
Recordatorio de Teoría
La estequiometría se basa en la **Ley de conservación de la masa**, que establece que en una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Esto implica que al balancear una ecuación química, debemos asegurarnos de que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación.
Los coeficientes estequiométricos son números que se colocan delante de las fórmulas químicas en una ecuación balanceada para indicar la proporción en la que las sustancias reaccionan o se producen. Estos coeficientes son esenciales para realizar cálculos de moles, donde un mol de cualquier sustancia contiene aproximadamente 6.022 × 10²³ partículas (átomos, moléculas, etc.).
Al realizar cálculos estequiométricos, es importante recordar cómo convertir entre moles, masas (usando la masa molar) y volúmenes (en condiciones de temperatura y presión estándar). Usualmente, se utilizan las siguientes fórmulas:
Moles = Masa (g) / Masa Molar (g/mol)
Volumen (L) = Moles × 22.4 L/mol (en condiciones de gas ideal)
Finalmente, la estequiometría se aplica en diversas situaciones prácticas, como en la preparación de soluciones, reacciones en laboratorio, y en la industria química.
Si tienes dudas mientras realizas los ejercicios, recuerda consultar el temario o hablar con tu profesor. ¡Buena suerte!
