SOLUCIONARIO Guía Estándar Anual

Estequiometría II: equilibrio de

ecuaciones y cálculos estequiométricos

SGUICES008CB33-A09V1

EJERCICIOS PSU

Ítem Alternativa Defensa

1 C En la ecuación:

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 A En la ecuación:

C4H8 + 6 O2 → A CO2 + B H2O los valores de A y B son 4 y 4. Luego, la ecuación equilibrada es:

C4H8 + 6 O2 → 4 CO2 + 4 H2O

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 equilibrada es

2 CH4 + 3 O2 → 2 CO + 4 H2O Entonces, cuando han reaccionado 3 moles de O2, se producen 2 moles de CO.

5 E La reacción propuesta está equilibrada:

Zn + H2S2O3 → ZnS2O3 + H2 Dado que la relación molar entre Zn y ZnS2O3 es 1:1, si reaccionan 7 moles de cinc, se producirán 7 moles de tiosulfato de cinc.

6 E La reacción de combustión del propano (C3H8) equilibrada es:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

Entonces:

aguamolX

X

aguamolpropanomol

aguamolXpropanomol

40

410

41

10

7 E La reacción equilibrada (la misma que en el ejercicio anterior) es:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O 5 moles O2 = 5 mol x 32 g/mol = 160 gramos. 3 moles 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:

2

2

CaC

g g gM.M. = 1 40 + 2 12 = 64

mol mol mol

gm = 1 mol 64 = 64 g

mol

Ca(OH)

g g g gM.M. = 1 40 + 2 16 + 2 1 = 74

mol mol mol mol

gm = 1 mol 74 = 74 g

mol

Entonces:

2

22

22

80,12

74

6480,14

)(7464

)(80,14

CaCgX

X

OHCagCaCg

OHCagCaCgX

9 D La reacción equilibrada es:

2 NH3 + 3 CuO → 3 Cu + N2 + 3 H2O Entonces:

3

3

2 mol de NH 3 mol de CuO

16 mol de NH x mol de CuO

3 × 16x = = 24 mol de CuO

2

Por lo tanto, la masa es:

gm = 24 mol × 79,5 = 1908 g CuO

mol

10 D La reacción propuesta ya está equilibrada:

CH4 + 4 Cl2 → CCl4 + 4 HCl

Calculando la masa a través de la relación estequiométrica, se tiene:

4

4

4 4

4 4

4

CH

gm = 1 mol 16 = 16 g

mol

CCl

gm = 1 mol 154 = 154 g

mol

Por lo tanto,

16 g de CH 154 g de CCl

80 g de CH x g de CCl

80 154x = 770 g de CCl

16

11 C Para la reacción equilibrada:

4 C3H5N6O9 → 12 CO2 + 12 N2 + 10 H2O + O2

Transformando los gramos de N2, se tiene:

2

168 gn = = 6 mol de N

g28

mol

Por lo tanto,

3 5 6 9 2

3 5 6 9 2

3 5 6 9

4 mol de C H N O 12 mol de N

x mol de C H N O 6 mol de N

x = 2,0 mol de C H N O

12 E Según la ecuación ya equilibrada, la relación molar entre O2 y TiO2 es 1:1. Por lo tanto, si reaccionan 7 moles de O2 se obtienen 7 moles de TiO2. Luego, Masa TiO2 = 7 mol x 80 g/mol = 560 gramos de TiO2

13 D Para la reacción equilibrada:

4 HCl + O2 → 2 H2O + 2 Cl2 Considerando que, en CNPT, un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 L, se tiene:

2

2

2

4 mol de HCl 2 mol de Cl

6 mol de HCl x mol de Cl

x = 3 mol de Cl

Por lo tanto, se sabe que en CNPT: 1 mol de Cl → 22,4 L 3 mol de Cl → x L x = 67,2 L

14 B Para la reacción equilibrada:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

ZngX

X

X

HLZng

HLZngX

25,16

25,065

4,22

6,565

4,2265

6,5

2

2

15 B Para la reacción: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

2

2

2

25,0

2

15,0

5,0

12

ZnClmolX

X

ZnClmolXHClmol

ZnClmolHClmol

16 E La reacción equilibrada es:

N2 + 3 H2 → 2 NH3 Teniendo en cuenta que la masa molar del N2 es 28 g/mol, calculamos los moles que tenemos de N2 con la siguiente fórmula:

2

m 56 gn = n = n = 2 mol N

gMM 28 mol

Luego, por estequiometría tenemos:

2 3

2 3

3

1 mol de N 2 mol de NH

2 mol de N x mol de NH

x = 4 mol de NH

Con este último dato y la masa molar del amoniaco que es 17 g/mol, podemos calcular la masa que se forma de amoniaco, es decir:

gm = n MM m 4 mol 17 m 68 g

mol

17 E La reacción es la misma que en el ejercicio anterior:

N2 + 3 H2 → 2 NH3 Luego nos planteamos la siguiente pregunta: ¿cuánto hidrógeno necesitaríamos si utilizamos todo el N2 que se nos provee? Es decir, tenemos 3 moles de N2. Y por estequiometria podemos calcular cuántos moles de hidrógeno necesitamos, es decir:

2 2

2 2

1 mol de N 3 moles de H

3 mol de N x moles de H

forma

forma

2

3 3x x 9 mol de H

1

Así, necesitamos 9 moles de H2. Por otro lado, disponemos según los datos del problema de 10 moles de H2. Por lo tanto, tenemos suficiente hidrógeno (reactivo en exceso) y concluimos que el reactivo limitante es el nitrógeno. Entonces, utilizando los 3 moles de nitrógeno, por estequiometria, ¿cuántos moles de amoniaco se formarán?

2 3

2 3

1 mol de N 2 moles de NH

3 mol de N x moles de NH

forma

forma

3

2 3x x = 6 mol de NH

1

Por lo tanto, se forman 6 moles de amoniaco.

Finalmente, ¿a cuanta masa corresponden esos 6 moles?

3

gm = n MM m = 6 mol 17 m 102 g de NH

mol

18 A 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 C Por definición el reactivo limitante es el reactivo que se consume antes que otros, ya que su cantidad determina la cantidad total de producto formado cuando los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada.

20 A El primer paso es balancear la reacción:

SiO2 + 3 C → SiC + 2 CO Por tratarse de un ejercicio de estequiometria, se recomienda trabajar en base a moles. Por lo tanto, nuestro siguiente paso es transformar los datos de masa en moles. 3 gramos de SiO2 y 4,5 g de C corresponden a:

2 2 2SiO SiO SiO

C C C

m 3 gn n = n = 0,05 mol

gMM 60 mol

m 4,5 gn n = n 0,375 mol

gMM 12 mol

Ahora, una de las formas de resolver este problema es preguntarse,

¿cuántos moles de carbono necesito si tengo 0,05 moles de dióxido de silicio? Es decir, calcular en forma teórica cuanto carbono necesito si se consume todo el SiO2. Con ayuda de la estequiometría:

2

2

1 mol de SiO 3 mol de C

0,05 mol de SiO x mol de C

necesita

necesita

Así, resolviendo una regla de tres simple:

3 0,05x x= 0,15 mol

1

Luego, solo necesitamos 0,15 moles de C y realmente disponemos de 0,375 moles. Por lo tanto, sobran 0,225 moles de carbono (0,375 – 0,15 = 0,225) y el reactivo limitante es el dióxido de silicio (SiO2).

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 C La ecuación balanceada de la combustión completa del metano (CH4) es:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

Por lo tanto, por cada mol de CH4 se requieren 2 moles de oxígeno (O2). En la figura aparecen representadas 2 moléculas de CH4. Según la estequiometría de la ecuación, para que estas reaccionaran completamente se necesitarían 4 moléculas de O2 y solo hay 3. Por lo tanto, el O2 es el reactivo limitante (limita la reacción) y el CH4 es el reactivo en exceso.

23 E La ecuación balanceada de la combustión del etano es:

C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) Multiplicando todo por dos, se tiene:

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) Por lo tanto, a partir de 2 moles de C2H6, se obtienen 4 moles de CO2 y 6 moles 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 = 3

2 x 6= 4 mol HNO3

25 A 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

Ítem Alternativa Habilidad

1 C Aplicación

2 A Aplicación 3 C Aplicación 4 B Aplicación 5 E Aplicación 6 E Aplicación 7 E Aplicación 8 C Aplicación 9 D Aplicación

10 D Aplicación 11 C Aplicación 12 E Aplicación 13 D Aplicación 14 B Aplicación 15 B Aplicación 16 E Aplicación 17 E ASE

18 A Aplicación

19 C Reconocimiento

20 A ASE

21 D Comprensión

22 C ASE

23 E Aplicación

24 D Aplicación

25 A ASE