Question

cuál es la masa para dos mol de 02?2H2+02---2H20​

Answer 1

Respuesta:

El balance de ecuaciones o igualación de ecuaciones químicas debe obedecer a la “ley de

conservación de la materia”, lo que significa que se debe mantener el mismo número de átomos de cada elemento a

ambos lados de la flecha.

Para realizar cualquier cálculo estequiométricos, se necesita tener la ecuación química balanceada, ya que los

coeficientes estequiométricos representan los números relativos de las moléculas en la reacción.

Rendimiento de una reacción: representa la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo

limitante (reactivo que reacciona completamente). Por, lo tanto, el rendimiento teórico es la masa máxima que se

obtendrá y se calcula con la ecuación química balanceada. Experimentalmente el rendimiento real, es siempre menor

que el teórico.

Rendimiento

Ecuación de los gases ideales × = × × (Ec. 1)

Molaridad ó

(Ec. 2)

Ejercicio 1. Cuando 1,57 moles de O2 reaccionan con H2 para formar H2O, ¿Cuántos moles de H2 se consumen en el

proceso?

Ecuación química balanceada:

O2 + 2H2 2H2O

La ecuación indica que 1 molécula de O2 reacciona con 2 moléculas de H2 para formar dos moléculas de H2O, o

también podría decirse que 1 mol de O2 reacciona con 2 moles de H2 para formar 2 moles de H2O (cantidades

estequiométricamente equivalentes).

Calculando las masas molares de todas las especies que participan de esta reacción se tiene:

MM O2 = 16 ∙ 2 =32 gr/mol

MM H2 = 1 ∙ 2 = 2 gr/mol

MM H2O= 1∙2 + 16∙ 2 = 18 gr/mol

Cantidad (mol)

O2

1 mol

+ 2H2

2 moles

2H2O

2 moles

Masa (gr) 32 4 36

Recuerda que la masa molar del agua debe ser multiplicada por dos, ya que tenemos dos moles de agua.

Ahora para calcular la cantidad de moles de H2 que reaccionarían con 1,57 moles de O2 es:

INSTITUCIÓN EDUCATIVA INSTITUTO TÉCNICO ARQUIDIOCESANO

SAN FRANCISCO DE ASÍS

TALLER DE QUIMICA ESTEQUIOMETRIA

Área Química 11º. Profesora. MARISOL PAEZ E

PRIMER PERIODO. FECHA: 23 de abril de 2020

Realice resumen de conceptos y desarrolle las actividades, enviar al correo

2

Ejercicio 2. La descomposición de KClO3 se utiliza en general para preparar pequeñas cantidades de O2 en el

laboratorio: KClO3 (s) KCl (s) + O2 (g)

¿Cuántos gramos de O2 pueden prepararse a partir de 4,50 g de KClO3? Datos:

Masa atómica K= 39,1 gr

Masa atómica Cl= 35,5 gr

Masa atómica O = 16 gr

Masa de KClO3= 4,50 g

Balanceando la ecuación

Cantidad (mol)

2 KClO3 (s)

2 moles

2 KCl (s)

2 moles

+ 3 O2 (g)

3 moles

Masa (gr) 122,6 74,6 32,0

El problema pide que se calcule cuantos gramos (masa de producto) de O2 se obtendrán al reaccionar 4,50 gr de

KClO3, por lo que se proporciona el dato de masa reaccionante.

Los pasos que debes seguir, se muestran en la siguiente gráfica

Ahora para calcular, la masa en gramos, se debe usar la masa molar de KClO3 para convertir los gramos en moles de

KClO3

Usando los coef. estequiométricos de la ecuación balanceada se obtienen los moles de O2 que se obtendrían:

2 3 → 3 2

0,037 3 → 2

=

3 2 ∙ 0,037 3

2 3

= 0,056 2

Esto significa que al hacer reaccionar 0,037 moles (4,5 g) de KClO3 se forman 0,056 moles de O2. Transformando los

0,056 moles de O2 en gramos se tiene:

A partir de 4,5 gr de KClO3 se obtienen 1,8 gr de O2.

Ejercicio 3. El gas propano (C3H8), es un combustible utilizado para cocinar y en calefacción. ¿Qué masa de O2 se

consume en la combustión de 1,00 gr de propano?

Explicación: