[Estequiometría de cantidad (moles), masa (gramos) y gas]
La resolución de ejercicios de reactivo limitante
permite comprender cómo la proporción entre las sustancias determina la
cantidad de producto formado en una reacción química. Este tipo de problemas no
solo mide la destreza en el manejo de moles, masas y volúmenes, sino también la
comprensión del principio fundamental de la conservación de la materia.
En esta sección se abordan ejemplos tanto en fase sólida, líquida como gaseosa,
lo que permite integrar el uso de las leyes de los gases ideales y las
relaciones estequiométricas. A través de los cálculos paso a paso se busca
desarrollar una metodología constante que pueda aplicarse en cualquier contexto
experimental o industrial.
Los ejercicios seleccionados, desde la síntesis del amoníaco
hasta la combustión de hidrocarburos y las reacciones en condiciones variables
de presión y temperatura, están diseñados para reforzar el uso del factor de
conversión y los teoremas algebraicos de Viete, que facilitan el
tratamiento lógico de las proporciones químicas. Cada problema constituye una
aplicación concreta de los conceptos teóricos expuestos en clase y sirve de
puente entre la representación simbólica de las ecuaciones químicas y la
interpretación cuantitativa de los procesos reales.
Química de García
Cantidades (moles)
Ejercicio 1. El nitrógeno reacciona con hidrógeno para formar amoníaco: N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g) Si se mezclan 2.0 mol de N₂ con 4.0 mol de H₂, determina cuál es el reactivo
limitante y cuántos moles de NH₃ se producirán.
Ejercicio 2. El óxido de calcio reacciona con dióxido de carbono para formar carbonato de
calcio: CaO(s) + CO₂(g) → CaCO₃(s) Si se tienen 1.5 mol de CaO y 2.5 mol de CO₂, identifica el reactivo limitante
y calcula los moles de CaCO₃ obtenidos.
Masas (gramos y etc)
Ejercicio 3 El hierro reacciona con azufre para formar sulfuro de hierro(II): Fe(s) + S(s) → FeS(s) Si se calientan 5.60 g de Fe con 4.00 g de S, determina cuál es el reactivo
limitante y cuántos gramos de FeS se forman.
Ejercicio 4
El aluminio reacciona con cloro gaseoso para formar cloruro de aluminio: 2 Al(s) + 3 Cl₂(g) → 2 AlCl₃(s) Si se emplean 13.5 g de Al y 40.0 g de Cl₂, calcula el reactivo limitante y la
masa de AlCl₃ producida.
Ejercicio 5
El carbonato de calcio se descompone térmicamente en óxido de calcio y dióxido
de carbono:
CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)
Si se calientan 25.0 g de CaCO₃, determina el volumen de CO₂ liberado en CN (0
°C y 1 atm).
Ejercicio 6
El zinc reacciona con ácido clorhídrico para producir hidrógeno:
Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g)
Si reaccionan 10.0 g de Zn con exceso de HCl, calcula el volumen de H₂ liberado
en CN.
Ejercicio 7
El magnesio reacciona con ácido sulfúrico diluido:
Mg(s) + H₂SO₄(aq) → MgSO₄(aq) + H₂(g)
Si se usan 2.43 g de Mg, calcula el volumen de H₂ liberado a 27 °C y 0.950 atm.
Ejercicio 8
El ácido nítrico descompone el carbonato de sodio formando CO₂:
Na₂CO₃(s) + 2 HNO₃(aq) → 2 NaNO₃(aq) + CO₂(g) + H₂O(l)
¿Cuántos litros de CO₂ se liberan a 35 °C y 740 mmHg si reaccionan 8.50 g de
Na₂CO₃?
Ejercicio 9
El monóxido de carbono reacciona con oxígeno:
2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g)
Si se mezclan 10.0 L de CO con 10.0 L de O₂ en CN, identifica el reactivo
limitante y determina el volumen de CO₂ formado.
Ejercicio 10
El hidrógeno y el cloro reaccionan para formar ácido clorhídrico:
H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)
Se combinan 5.0 L de H₂ y 8.0 L de Cl₂ en CN. Determina el reactivo limitante y
el volumen de HCl formado.
Ejercicio 11
El etileno reacciona con oxígeno:
C₂H₄(g) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 2 H₂O(g)
Si se mezclan 4.00 L de C₂H₄ a 30 °C y 1.10 atm con 12.0 L de O₂ en las mismas
condiciones, determina el reactivo limitante y el volumen de CO₂ producido.
Ejercicio 12
El amoníaco reacciona con oxígeno según:
4 NH₃(g) + 5 O₂(g) → 4 NO(g) + 6 H₂O(g)
A 25 °C y 1.00 atm se mezclan 10.0 L de NH₃ y 10.0 L de O₂. Determina el
reactivo limitante y el volumen de NO obtenido en las mismas condiciones.
Química de Brown
Muestra 3.16
El proceso comercial más importante para convertir el nitrógeno (N₂) del aire
en compuestos nitrogenados se basa en la reacción entre N₂ y H₂ para formar
amoníaco (NH₃):
N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)
¿Cuántos moles de NH₃ pueden formarse a partir de 3.0 mol de N₂ y 6.0 mol de
H₂?
Práctica 3.16
Cuando 24 mol de metanol y 15 mol de oxígeno se combinan en la reacción de
combustión
2 CH₃OH(l) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 4 H₂O(g)
¿cuál es el reactivo en exceso y cuántos moles de éste permanecen al final de
la reacción?
(a) 9 mol CH₃OH(l)
(b) 10 mol CO₂(g)
(c) 10 mol CH₃OH(l)
(d) 14 mol CH₃OH(l)
(e) 1 mol O₂(g)
Muestra 3.17
La reacción
2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g)
se utiliza para producir electricidad en una celda de combustible de hidrógeno.
Supón que una celda contiene 150 g de H₂(g) y 1500 g de O₂(g) (cada uno medido
con dos cifras significativas). ¿Cuántos gramos de agua pueden formarse?
Práctica 3.17
El galio fundido reacciona con arsénico para formar el semiconductor arseniuro
de galio (GaAs), usado en diodos emisores de luz y en celdas solares:
Ga(l) + As(s) → GaAs(s)
Si 4.00 g de galio reaccionan con 5.50 g de arsénico, ¿cuántos gramos del
reactivo en exceso quedan al final de la reacción?
(a) 1.20 g As
(b) 1.50 g As
(c) 4.30 g As
(d) 8.30 g Ga
3.51
Cuando 24 mol de metanol y 15 mol de oxígeno se combinan en la combustión
2 CH₃OH(l) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 4 H₂O(g)
¿cuál es el reactivo en exceso y cuántos moles de éste permanecen al final de
la reacción?
(a) 9 mol CH₃OH(l)
(b) 10 mol CO₂(g)
(c) 10 mol CH₃OH(l)
(d) 14 mol CH₃OH(l)
(e) 1 mol O₂(g)
3.52
El galio fundido reacciona con arsénico para formar el semiconductor arseniuro
de galio (GaAs), usado en diodos emisores de luz y celdas solares:
Ga(l) + As(s) → GaAs(s)
Si 4.00 g de galio reaccionan con 5.50 g de arsénico, ¿cuántos gramos del
reactivo en exceso quedan al final de la reacción?
(a) 1.20 g As
(b) 1.50 g As
(c) 4.30 g As
(d) 8.30 g Ga
3.55
Considera una mezcla de etanol (C₂H₅OH) y oxígeno (O₂) mostrada en el diagrama
adjunto.
(a) Escribe la ecuación balanceada de la combustión entre el etanol y el
oxígeno.
(b) ¿Cuál reactivo es el limitante?
(c) ¿Cuántas moléculas de CO₂, H₂O, C₂H₅OH y O₂ estarán presentes si la
reacción llega a completarse?
3.56
El hidróxido de sodio reacciona con el dióxido de carbono así:
2 NaOH(s) + CO₂(g) → Na₂CO₃(s) + H₂O(l)
¿Cuál es el reactivo limitante cuando reaccionan 1.85 mol de NaOH y 1.00 mol de
CO₂? ¿Cuántos moles de Na₂CO₃ pueden producirse? ¿Cuántos moles del reactivo en
exceso permanecen después de completarse la reacción?
3.57
El burbujeo que se produce cuando una tableta de Alka-Seltzer se disuelve en
agua se debe a la reacción entre bicarbonato de sodio (NaHCO₃) y ácido cítrico
(H₃C₆H₅O₇):
3 NaHCO₃(aq) + H₃C₆H₅O₇(aq) → 3 CO₂(g) + 3 H₂O(l) + Na₃C₆H₅O₇(aq)
En un experimento se hacen reaccionar 1.00 g de bicarbonato de sodio y 1.00 g
de ácido cítrico.
(a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
(b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se forman?
(c) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso permanecen una vez que el limitante
se ha consumido por completo?
3.58
Las disoluciones de carbonato de sodio y nitrato de plata reaccionan para
formar carbonato de plata sólido y una disolución de nitrato de sodio. Una
disolución que contiene 3.50 g de carbonato de sodio se mezcla con otra que
contiene 5.00 g de nitrato de plata. ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio,
nitrato de plata, carbonato de plata y nitrato de sodio estarán presentes
después de completarse la reacción?
3.101
Considera una mezcla de propano (C₃H₈) y oxígeno (O₂) mostrada en el diagrama.
(a) Escribe la ecuación balanceada de la combustión entre propano y oxígeno.
(b) ¿Cuál es el reactivo limitante?
(c) ¿Cuántas moléculas de CO₂, H₂O, C₃H₈ y O₂ estarán presentes si la reacción
llega a completarse?
3.102
El hidróxido de aluminio reacciona con el ácido sulfúrico de la siguiente
forma:
2 Al(OH)₃(s) + 3 H₂SO₄(aq) → Al₂(SO₄)₃(aq) + 6 H₂O(l)
¿Cuál es el reactivo limitante cuando reaccionan 0.500 mol de Al(OH)₃ y 0.500
mol de H₂SO₄? ¿Cuántos moles de Al₂(SO₄)₃ pueden formarse? ¿Cuántos moles del
reactivo en exceso permanecen al completarse la reacción?
3.103
Uno de los pasos en el proceso industrial para convertir amoníaco en ácido
nítrico es la conversión de NH₃ a monóxido de nitrógeno (NO):
4 NH₃(g) + 5 O₂(g) → 4 NO(g) + 6 H₂O(g)
En un experimento, 2.00 g de NH₃ reaccionan con 2.50 g de O₂.
(a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
(b) ¿Cuántos gramos de NO y H₂O se forman?
(c) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso permanecen una vez que el limitante
se ha consumido por completo?
(d) Muestra que los cálculos de los apartados (b) y (c) son coherentes con la
ley de conservación de la masa.
3.104
Las disoluciones de ácido sulfúrico y acetato de plomo (II) reaccionan para
formar sulfato de plomo (II) sólido y ácido acético en disolución. Si se
mezclan 5.00 g de ácido sulfúrico y 5.00 g de acetato de plomo (II), calcula
cuántos gramos de ácido sulfúrico, acetato de plomo (II), sulfato de plomo (II)
y ácido acético hay en la mezcla una vez completada la reacción.
10.80
La oxidación metabólica de la glucosa (C₆H₁₂O₆) en nuestro organismo produce
CO₂, el cual es expulsado por los pulmones en forma de gas:
C₆H₁₂O₆(aq) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(l)
(a) Calcula el volumen de CO₂ seco producido a la
temperatura normal del cuerpo (37 °C) y 101.33 kPa cuando se consumen 10.0 g de
glucosa en esta reacción.
(b) Calcula el volumen de oxígeno necesario, a 100 kPa y 298 K, para oxidar
completamente 15.0 g de glucosa.
10.81
En un “generador de Kipp”, se produce gas hidrógeno cuando el zinc metálico
reacciona con ácido clorhídrico:
2 HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl₂(aq) + H₂(g)
Si se recogen 30.0 mL de H₂ húmedo sobre agua a 20 °C
y una presión barométrica de 101.33 kPa, ¿cuántos gramos de zinc se han
consumido? (La presión de vapor del agua está tabulada en el Apéndice B.)
Química de Chang
Ejemplo 3.15
La urea [(NH₂)₂CO] se prepara al reaccionar amoníaco con dióxido de
carbono:
2 NH₃(g) + CO₂(g) → (NH₂)₂CO(aq) + H₂O(l)
En un proceso, 637.2 g de NH₃ se tratan con 1142 g
de CO₂.
(a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?
(b) Calcula la masa de (NH₂)₂CO formada.
(c) ¿Cuánta cantidad del reactivo en exceso (en gramos) queda al final de la
reacción?
Práctica 3.15
La reacción entre aluminio y óxido de hierro(III) puede generar
temperaturas cercanas a 3000 °C y se utiliza en la soldadura de
metales:
2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe
En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de
Fe₂O₃.
(a) Calcula la masa (en gramos) de Al₂O₃ formada.
(b) Determina cuánto del reactivo en exceso queda al final de la reacción.
3.81
Considera la reacción
2 A + B → C
(a) En el diagrama que representa la reacción, ¿cuál reactivo, A o B, es
el reactivo limitante?
(b) Suponiendo reacción completa, dibuja un modelo molecular que muestre las
cantidades de reactivos y productos después de la reacción. El arreglo atómico
en C es A–B–A.
3.82
Considera la reacción
N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
Suponiendo que cada modelo representa 1 mol de sustancia, muestra el
número de moles de producto y del reactivo en exceso que quedan después de la
reacción completa.
3.83
El óxido nítrico (NO) reacciona con el oxígeno gaseoso para formar dióxido
de nitrógeno (NO₂), un gas marrón oscuro:
2 NO(g) + O₂(g) → 2 NO₂(g)
En un experimento, se mezclan 0.886 mol de NO con 0.503
mol de O₂.
Determina cuál de los dos es el reactivo limitante y calcula el número
de moles de NO₂ producidos.
3.84
La disminución del ozono (O₃) en la estratósfera ha sido motivo de gran
preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono
puede reaccionar con óxido nítrico (NO) emitido por los aviones a gran
altitud (SST), según la reacción:
O₃ + NO → O₂ + NO₂
Si 0.740 g de O₃ reaccionan con 0.670 g de NO,
¿cuántos gramos de NO₂ se producirán?
¿Cuál es el reactivo limitante?
Calcula el número de moles del reactivo en exceso que quedan al final de
la reacción.
3.85
El propano (C₃H₈) es un componente del gas natural y se usa para
calefacción y cocina doméstica.
(a) Balancea la siguiente ecuación que representa su combustión en aire:
C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O
(b) ¿Cuántos gramos de CO₂ pueden producirse al quemar 3.65 mol de
propano?
Supón que el oxígeno es el reactivo en exceso.
3.86
Considera la reacción:
MnO₂ + 4 HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O
Si 0.86 mol de MnO₂ reaccionan con 48.2 g de HCl, ¿cuál reactivo
se consumirá primero?
¿Cuántos gramos de Cl₂ se producirán?
Muestra 5.13
La disolución acuosa de hidróxido de litio (LiOH) se utiliza para purificar
el aire en naves espaciales y submarinos porque absorbe el dióxido de
carbono, producto final del metabolismo, según la ecuación:
2 LiOH(aq) + CO₂(g) → Li₂CO₃(aq) + H₂O(l)
La presión de CO₂ dentro de la cabina de un submarino de 2.4
× 10⁵ L es 7.9 × 10⁻³ atm
a 312 K. Se introduce una disolución de LiOH (de volumen despreciable).
Finalmente, la presión de CO₂ desciende a 1.2 × 10⁻⁴ atm.
¿Cuántos gramos de carbonato de litio (Li₂CO₃) se forman en este
proceso?
Práctica 5.13
Una muestra de 2.14 L de gas HCl a 2.61 atm y 28 °C se
disuelve completamente en 668 mL de agua para formar una disolución de
ácido clorhídrico.
Calcula la molaridad de la disolución ácida. Supón que no hay cambio de
volumen.
10ed.5.57 ¿Cuál es la masa de NH₄Cl
sólido formada cuando 73.0 g de NH₃ se mezclan
con igual masa de HCl? ¿Cuál es el volumen del gas
restante, medido a 14.0 °C y 752 mmHg?
¿Qué gas es?
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