D) 3 y 4
39. De las siguientes ecuaciones químicas balanceadas;
las que representan reacciones de combinación se identifican con los números
A) 1 y 2 solamente.
B) 1 y 3 solamente.
C) 2, 3 y 4.
D) 1, 3 y 4.
40. Lea la siguiente información.
Con base en la información, se puede afirmar que la reacción
A) en que se forma CaO es exotérmica.
B) en que se forma NaCl es exotérmica.
C) del sodio con el cloro es endotérmica.
D) en que se descompone el CaCO3 es exotérmica.
41. Lea la siguiente información.
1-Los alcanos reaccionan rápidamente con el oxígeno cuando se les acerca una chispa eléctrica.
2-El etanol o alcohol etílico se obtiene de la fermentación de granos por lo que también se le conoce como alcohol de grano o de caña.
3- En los materiales líquidos las moléculas absorben energía del medio y pasan al estado gaseoso.
4- El ser humano no puede absorber la sacarosa C12H22O11 , pero mediante la intervención de una enzima que se produce en el intestino delgado, la transforma en glucosa.
|
¿Cuáles números señalan la información que se refiere a cambios químicos?
A) 1, 2 y 4
B) 2, 3 y 4
C) Solo 1 y 3
D) Solo 1 y 2
42. Lea el siguiente texto.
Cuando se añade ácido clorhídrico incoloro a una disolución roja de nitrato de cobalto (II), la disolución se torna azul.
El texto anterior se refiere a
A) un cambio físico.
B) un cambio químico.
C) una propiedad física.
D) una ecuación química.
43. De las siguientes ecuaciones químicas,
¿cuáles números indican las ecuaciones químicas que cumplen con la Ley de Conservación de la Masa?
A) 4 y 2
B) 3 y 4
C) 1 y 3
D) 1, 2 y 3
44. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones químicas cumple con la Ley de Conservación de la Masa?
45. Observe las siguientes ecuaciones.
Las ecuaciones señaladas por números representan reacciones que se clasifican, en orden respectivo, en
A) 1, 2 y 3 descomposición; 4 combinación.
B) 1 y 4 desplazamiento; 2 y 3 combinación.
C) 1 y 2 combinación; 3 doble descomposición y 4 desplazamiento.
D) 1 y 4 combinación; 2 doble descomposición y 3 descomposición.
46. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones corresponde a una reacción de descomposición?
47. Los productos de las reacciones:
son respectivamente
A) 1. HClO2 y 2. K2SO3
B) 1. HClO3 y 2. K2SO4
C) 1. HClO3 y 2. K2SO3
D) 1. HClO2 y 2. K2SO4
48. Observe la siguiente ecuación incompleta.
¿Cuáles son las fórmulas de los productos que completan correctamente la ecuación?
49. Lea el siguiente texto.
1- | El dióxido de carbono en el champán se produce en la botella encorchada como resultado de añadir levadura y azúcar durante un proceso de añejamiento que puede prolongarse durante meses, incluso años. |
2- | Durante ese período las células de la levadura no solo se mueren, como ocurre en la cerveza, sino que sus proteínas se descomponen en fragmentos denominados péptidos. |
Las secciones del texto numeradas con 1 y 2 evidencian cambios químicos porque
A) las sustancias formadas poseen las propiedades de las originales.
B) no hay formación de nuevas sustancias.
C) hay formación de nuevas sustancias.
D) los reactivos cambian de estado.
50.Lea los siguientes textos:
¿Cuáles de los textos anteriores se refieren a cambios químicos?
A) 2 y 3
B) 3 y 4
C) 1, 2 y 4
D) 1, 2 y 3
51. Analice las siguientes ecuaciones, identificadas con números.
¿Cuáles de las ecuaciones anteriores están correctamente balanceadas?
A) 1 y 2
B) 1 y 3
C) 2 y 3
D) 3 y 4
52. El magnesio reacciona con el nitrógeno para formar nitruro de magnesio, ¿cuál de las siguientes ecuaciones ilustra el proceso correctamente balanceado?
53. De los siguientes procesos:
¿Cuáles representan reacciones endotérmicas?
A) 1 y 2
B) 2 y 3
C) Solo 1
D) Solo 2
54. De las siguientes ecuaciones, identificadas con números.
¿Cuáles representan reacciones de doble desplazamiento?
A) 1, 2 y 4
B) 2, 3 y 4
C) Solo 2 y 3
D) Solo 3 y 4
55. En la siguiente ecuación química incompleta:
¿cuáles son los productos que se forman?
A) Ca3 + CO2 + H2O
B) Ca3(PO4)2 + H2CO3
C) Ca3(PO4)2 + CO2 + H2
D) Ca2 (PO4) 3 + CO3 + H2O
56. Observe la siguiente ecuación incompleta.
¿Cuáles reactivos completan correctamente la ecuación?
57. Cada ilustración numerada y titulada, representa un proceso de laboratorio.
¿En cuáles de ellas ocurren cambios químicos en el material estudiado?
A) 1, 2 y 3
B) 1, 3 y 4
C) Solo 1
D) Solo 4
58. ¿Cuál ecuación está correctamente balanceada?
59. De las siguientes ecuaciones químicas
¿Cuáles cumplen con la ley de la Conservación de la Masa?
A) 1 y 2
B) 1 y 4
C) 2 y 3
D) 3 y 4
60. El proceso representado a continuación
se clasifica como reacción
A) exotérmica.
B) endotérmica.
C) de combinación.
D) de descomposición.
61. Observe las siguientes ecuaciones químicas.
La ecuación que representa la reacción de descomposición se señala con el número
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
62. Observe la siguiente ecuación química incompleta:
Los productos que completan correctamente la ecuación, en el orden 1 y 2, corresponden a
A) CO y H2
B) CH2 y OH
C) CH2O y H2
D) CO2 y H2O
63. Observe la siguiente ecuación química:
Los compuestos que completan la ecuación anterior en el orden 1 y 2, corresponden a
A) BrOH y HSO4
B) BaOH y BrSO3
C) H2SO4 y 2 HBr
D) H2SO3 y BrSO3
64. ¿Cuál es un ejemplo de cambio químico?
A) El agua cuando hierve se evapora.
B) La bebida gaseosa burbujea cuando se destapa.
C) El cabello se encrespa cuando el tiempo está húmedo.
D) El óxido de mercurio (II) sólido se descompone en mercurio metálico líquido y oxígeno gaseoso.
65. Observe los siguientes dibujos numerados:
¿En cuáles se ilustran cambios químicos?
A) 1, 2 y 4
B) 2, 3 y 4
C) 2 y 4
D) 1 y 2
66. Observe las siguientes ecuaciones numeradas:
Cuáles ecuaciones están balanceadas?
A) 1, 2 y 3
B) 2, 3 y 4
C) Solo 1 y 2
D) Solo 3 y 4
67. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones está balanceada?
68. Observe la información que se ofrece en el siguiente cuadro.
¿Cuál es la forma correcta de relacionar la información anterior?
A) 1b, 2c, 3a
B) 1a, 2b, 3c
C) 1b, 2a, 3c
D) 1a, 2c, 3b
69. En el siguiente texto
El ácido sulfúrico reacciona con el sodio puro, produce sulfato de sodio y se libera hidrógeno.
se describe una reacción de
A) doble descomposición.
B) descomposición.
C) desplazamiento.
D) combinación.
70. Observe la siguiente ecuación incompleta y su posible producto:
¿Cuál es el número que indica el producto que completa la ecuación?
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
71. En la reacción
¿cuál opción corresponde a la sustancia indicada con la letra A?
A) CoBr2
B) CoBr3
C) CoH2
D) CoBr
TEMA III
Estequiometría
OBJETIVO:
- Interpretar las relaciones cuantitativas existentes entre reactivos y productos, en una reacción química, en términos de cantidad de sustancia (mole), masa molar (gramos) y número de partículas.
Se define como el estudio de las proporciones ponderales o volumétricas en una reacción química. Es la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que descubrió que las masas de los elementos y las cantidades en que se combinan se hallan en una relación constante. En la actualidad, el término estequiometria se utiliza relativo al estudio de la información cuantitativa que se deduce a partir de los símbolos y las fórmulas en las ecuaciones químicas.
Una ecuación química es esencialmente una relación que muestra las cantidades relativas de reactivos y productos involucrados en una reacción química. Los cálculos estequiométricos son aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se va a obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos o, por el contrario, las cantidades de reactivo que se han de utilizar para obtener una determinada cantidad de producto. La expresión “cantidad estequiometrica” indica la cantidad exacta que se necesita de una sustancia de acuerdo con una ecuación química.
Para efectuar los cálculos estequiométricos se siguen una serie de etapas. Primero se escribe la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es utilizar relaciones de moles como base de cálculo, la segunda etapa consiste en transformar en moles la información suministrada. En la tercera etapa se examinan las relaciones molares en la ecuación química para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa hay que tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivo limitante, que es aquel reactivo que está presente en la cantidad estequiométrica más pequeña de manera que determina la cantidad máxima de producto que se puede obtener.
CANTIDAD DE SUSTANCIA (MOL)
El mole es la unidad básica del Sistema Internacional de unidades, definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono 12. Esa cantidad de partículas es aproximadamente de 6,0221 × 1023, el llamado número de Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica de dicha sustancia.
NÚMERO DE AVOGADRO
1 mol de x sustancia = 6.022 x 1023 unidades
Por ejemplo;
1 mol de Al = 26.98 g = 26.98 uma = 6.022 x 1023 unidades
1 mol de Fe = 55.85 g = 55.85 uma = 6.022 x 1023 unidades
1 mol de Al = 1 mol de Fe = 6.022 x 1023 unidades
MASA MOLAR ( MASA ATOMICA RELATIVA)
La masa molar es la masa de un mol de partículas. La masa molar, M, de una sustancia es la masa en gramos de un mol de esa sustancia. Se expresa en g/mol.
La masa molar en los átomos es la masa atómica relativa expresada en g/mol.
1 mol de átomos de C pesa 12 g
1 mol de átomos de Cu pesa 63.5 g
1 mol de átomos de O pesa 16 g
La masa atómica relativa de un átomo es el cociente entre la masa de un átomo y la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. La masa atómica relativa no tiene unidades, se expresa simplemente por un número puro. Es el promedio ponderado de las masas de los isótopos naturales del elemento.
PESO MOLECULAR (PM)
La masa molar de un compuesto molecular es igual a la masa molecular relativa, o peso molecular, expresada en g/mol.
PM= Nº átomos x masa atómica relativa
Por ejemplo;
O2 (molécula de oxígeno)
PM= 2 X 16 uma = 32 uma
1 mol de moléculas de O= 32 g (masa molar)
H2O (molécula de agua)
PM= 2 x 1 uma + 1 x 16 uma = 18 uma
1 mol de moléculas H2O= 18 g
PESO FORMULA
Es el peso molecular para compuestos iónicos constituidos por iones y no moléculas.
Por ejemplo;
NaCl (Cloruro de sodio) PM= 23 uma + 35.5 uma = 58.5 uma
1 mol de NaCl= 58.5 g
CONVERSIONES
Para el agua se cumple:
1 mol de H2O = 6.022×1023 moléculas de H2O= 18 g de H2O
Ejemplo:
1. Calcular el número de moléculas que hay en 36 g de H2O
18 g 6.022×1023 moléculas
36 g x moléculas
X= (36 x 6.022×1023)/ 18= 1.204×1024 moléculas
Para el calcio (Ca):
1 mol de Ca= 6.022×1023 átomos de Ca= 40 g de Ca
Ejemplo:
1. Calcule el número de moles de Ca que hay en 20 g de Ca
40 g 1 mol
20 g x mol
X= (20 x 1) / 40= 0.5 mol de Ca
RELACIONES MOLARES EN LAS ECUACIONES QUIMICAS
PROBLEMAS
1. De acuerdo con la reacción de desplazamiento propuesta, calcule cuantos moles de hidrogeno se producen cuando reaccionan 24 moles de HCl
6 moles de HCl 3 moles de H2
24 moles de HCl x moles de H2
X= (24 x 3) / 6= 12 moles de H2
2. ¿Cuántos gramos de FeCl3 se producen si reaccionan 56 g de Fe?
112 g de Fe 325 g de FeCl3
56 g de Fe x g de FeCl3
X= (56 x 325)/ 112= 162.5 g de FeCl3
PRACTICA TEMA III. ESTEQUIOMETRIA
1. El número de Avogadro (6,02 x 1023) representa:
a) la masa de un átomo del elemento.
b) la masa de una molécula de un compuesto.
c) el número de moléculas que hay en 23 g de azufre.
d) el número de átomos que hay en 16 g de oxígeno.
2. La ecuación: 2 NH3 (g) ——> N2 (g) + 3 H2 (g) indica que:
a) 2 moles de amoníaco produce 1 molécula de nitrógeno y 6 moles de hidrógeno.
b) 2 moléculas de amoniaco producen 28 g de nitrógeno y 3 moles de hidrógeno.
c) 34 g de amoniaco producen 28 g de nitrógeno y 6 g de hidrógeno.
d) 34 g de amoniaco producen 28 g de nitrógeno y 6,02 x1023 moléculas
de hidrógeno.
3. La ecuación: 2 HCl (g) ——> Cl2 (g) + H2 (g) indica que:
a) 2 moles de HCl producen una molécula de Cl2 y 6 moles de H2
b) 73 g de HCl producen 71 g de cloro y 2 g de hidrógeno
c) 2 moléculas de HCl producen 2 moléculas de N y 2 moléculas de H
d) 36.5 g de HCl producen 35.5 g de N y 1 g de H
4. Si se compara un mol de átomos de cloro (MM = 35.5 g/mol) con un mol de átomos de hidrógeno (MM = 1 g/mol) se puede afirmar que:
I. los dos moles de átomos pesan igual
II. el mol de átomos de cloro tiene menor masa.
III. el mol de átomos de hidrógeno contiene más átomos.
IV. ambos moles de átomos contiene igual número de partículas.
De las anteriores afirmaciones es o son correctas ____________________
5. La masa molecular del compuesto (NH4)2SO4 es _________ y la del KMNO4 es _________
6. Calcule la masa molecular de las siguientes sustancias:
7. La masa en gramos de un solo átomo de cobalto (MA = 59 g/mol) es:
a) 6,02 x 1023 b) 9,8 x 10 -23 c) 59 d) 0,017
8. El número de moles presentes en 25,5 g de Na2SO4 (MM = 142 g/mol) es:
a) 5,57 mol b) 3261 mol c) 0,18 mol d) 142 mol
9. En 18,3 moles de C6H6 (MM = 78) hay un número de moléculas igual a:
a) 6,02 x 10-23 b) 1,10 x 1025 c) 0,23 d) 6,02 x 1023
10. El número de moléculas presentes en 80,0 g de metano (CH4, MM = 16) es:
a) 80.0 b) 3,01 x 1024 c) 1,20 x 1023 d) 2,13 x 10-21
11. Calcule el número de moles y el número de moléculas que hay en 250,0 g de H2SO4.
12. Calcule el número de moles y el número de moléculas que hay en 500,0 g de Co2 (SO4)3.
13. Calcule la masa (en gramos) y el número de moléculas contenida en 32,4 mol de FeSO4.
14. Un anillo pesa 5,00 g y contiene 3,75 g de oro (PA = 197 g/mol). Calcule el número de moles y el número de átomos de oro que contiene el anillo. R/ a) 0,02 mol de Au b) 1,1 x 1022 átomos de Au
15. Un frasco contiene 4,50 moles de bicarbonato de sodio, (NaHCO3, PM = 84 g/mol), por lo tanto el frasco contiene:
a) ____________ g de NaHCO3 b) ___________ moléculas de NaHCO3
16. En un laboratorio se encuentran dos recipientes que contienen glucosa cuyas etiquetas indican lo siguiente:
Recipiente I: 15,0 mol de C6H12O6 Recipiente II: 180 g de C6H12O6
a. Con base en esta información, demuestre con cálculos en cual de los dos recipientes hay mayor número de moléculas.
b. Si se compara el número de átomos de oxígeno que hay en los dos recipientes se concluye que en el recipiente _______ hay más átomos que en el recipiente _________.
17. El nivel máximo de glucosa en la sangre de una persona normal es 110 mg de glucosa por 100 mL de sangre. Una ingestión oral de 1,00 g de glucosa por kilogramo de peso corporal eleva el nivel de glucosa sanguínea a casi 140 mg por cada 100 mL de sangre.
Calcule el número de moles y el número de moléculas de glucosa por mL de sangre antes y después del consumo de 1.00 g de glucosa (180 g /mol).
Solución: cálculo del número de moles: antes de ingerir 1,00 g de azúcar la persona tiene 110 mg de glucosa por cada 100 ml de sangre, por lo tanto tendrá 1,10 mg por 1 mL o sea 1,1 x 10-3 g / mL . Considerando que el peso molecular de la glucosa es 180 g por mol, el número de moles de glucosa es de 6,1 x 10-6 mol. Para calcular el número de moléculas se consideran los moles calculados en la primera parte y se multiplica por el número de Avogadro lo cual da como resultado 3,7 x 1018 moléculas de glucosa. De igual manera se procede para el cálculo después de que se ha ingerido la glucosa considerando que la sangre tienen 140 mg de glucosa /100 mL de sangre.
18. El cinc reacciona con ácido nítrico según la siguiente ecuación:
4 Zn (s) + 10 HNO3 (ac) ——> 4 Zn(NO3)2 (ac) + N2O (g) + 5 H2O (l)
De acuerdo con ella calcule:
a) el número de moles de cinc (PM = 65,5 g/mol) necesarios para producir 8,75 g de monóxido de dinitrógeno (PM = 44 g/mol). R/ 0,975 mol de Zn
b) los gramos de HNO3 (PM = 63 g/mol) necesarios para obtener 13,8 g de agua (PM = 18 g/mol) R/ 96,6 g de HNO3
19. El etanol (C2H5OH) se produce por fermentación de la glucosa que se encuentra presente en el jugo de caña y en las frutas dulces, según la siguiente ecuación:
Considerando que una copa de vodka de 50,0 g contiene 20,0 g de etanol, dé respuesta a las siguientes preguntas
a)El número de moles de etanol (MM = 46,0) que hay en una copa de vodka es:
a) 920 mol b) 0,43 mol c) 2,3 mol d) 46,0 mol
b)El número de moles de glucosa necesaria para producir el contenido alcohólico de una copa de vodka es:
a) 4,60 mol b) 0,860 mol c) 18.0 mol d) 0,217 mol
c)El número de moléculas de CO2 que se producen cuando se forman 2 moles de etanol es:
a) 2,00 b) 6,64 x 10-23 c) 1,20 x 1024 d) 6,02 x 1023
20. En una nave espacial se emplea óxido de litio (Li2O, PM = 30 g/mol) para absorber el agua.(PM = 18 g/ mol) excretada por los astronautas. La reacción que ocurre es la siguiente:
Li2O (s) + H2O (l) ——–> 2 LiOH (ac)
Si un astronauta excreta unos 2500 g de agua por día, ¿de cuántos kilogramos de Li2O se debe disponer para un viaje espacial de 30 días con tres astronautas?
Solución: Un astronauta excreta 2500 g de agua en un día, por lo tanto tres astronautas excretarán 7500 g. La cantidad total de agua excretada en 30 días de viaje es 225 000 g.
De acuerdo con la ecuación 1 mol de Li2O reacciona con 1 mol de agua, o sea 30 g de Li2O reaccionan con 18 mol de H2O, entonces, con 225 000 g de agua reaccionaran 375 000 g de Li2O o 375 kg.
21. El jugo gástrico contiene aproximadamente 3,0 g de HCl (36,5 g/mol) por litro. Generalmente el ácido se neutraliza utilizando tabletas de hidróxido de aluminio (Al (OH)3), 78 g /mol), según la siguiente reacción:
Al (OH)3 (ac) + 3 HCl (ac) ——–> AlCl3 (ac) + H2O (l)
Si una persona produce 0,5 L de jugo gástrico diariamente, ¿cuántas tabletas antiácidas, cada una de 400 mg Al(OH)3, necesitará tomarse para neutralizar el HCl presente en el jugo gástrico?
Solución: Si hay 3.0 g de HCl en 1 L de jugo gástrico en 0,5 litros habrá 1,5 g de HCl. De acuerdo con la ecuación 1 mol de Al(OH)3 reacciona con 3 mol de HCl o sea 78 g de Al(OH)3 reaccionarán con 109,5 g de HCl, entonces, con 1,5 g de HCl reaccionarán 1,07 g 1070 mg de Al(OH)3.Como cada tableta contiene 500 mg de Al(OH)3 la persona deberá tomarse:
1070mg / 500g = 2,14 tabletas
22. La destrucción de la capa de ozono (O3) en la estratosfera ocasionada por algunos agentes químicos ha sido tema de preocupación en los últimos años. Se cree que uno de los factores que han contribuido a esta destrucción es la reacción del monóxido de nitrógeno (NO), que emiten los aviones de propulsión a alturas elevadas, con el ozono. La reacción es:
NO (g) + O3 (g) ——–> NO2 (g) + O2 (g)
Calcule los gramos de O3 que se consumen por la emisión de 2,0 kg de NO. R/ 3,2 kg
23. Los encendedores desechables usan como combustible el gas butano (C4H10, PM = 58 g/mol). Cuando se enciende el mechero ocurre la siguiente reacción de combustión:
2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) ——> 8 CO2 (g) + 10 H2O (g)
a) Si un encendedor contiene 5,0 g de butano, calcule el número de moles de oxígeno necesario para quemarlos, R/ 17,9 g de O2 (g)
b) Calcule el número de moléculas de CO2 (44 g/mol) que se producen en la combustión completa de 35,5 g de butano. R/ 1,5 x 1024 moléculas de CO2
24. El nitrato de amonio (NH4NO3, 80 g /mol) es un fertilizante sólido muy usado por su alto contenido de nitrógeno; cuando se descompone produce nitrógeno, agua y oxígeno. La reacción es:
2 NH4NO3 (s) ——> 2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O (g)
Calcule los gramos de cada producto que se forma a partir de la descomposición de 1kg de nitrato de amonio. R/ 350 g de N2
PARTE B.SELECCION.ESTEQUIOMETRÍA
1. Para la reacción representada seguidamente,
el número de moles de Cl2 que se produce por cada mol de KCl que reacciona corresponde al valor
A) 3,0
B) 3,2
C) 0,33
D) 0,31
2. ¿Cuántos moles de moléculas hay en 142 g de Cl2?
A) 4,00 moles de moléculas.
B) 2,00 moles de moléculas.
C) 0,50 moles de moléculas.
D) 0,25 moles de moléculas.
3. ¿Cuántos moles de átomos hay en 11,5 g de sodio?
A) 2,00 moles de átomos.
B) 1,04 moles de átomos.
C) 0,500 moles de átomos.
D) 0,478 moles de átomos.
4. Para la siguiente ecuación que representa una reacción de neutralización ácido-base,
|
¿Cuál es la cantidad máxima en gramos de agua que puede formarse a partir de 0,684 moles de HCl(ac)?
A) 0,03 g
B) 12,3 g
C) 18,0 g
D) 81,4 g
5. El proceso respiratorio se resume en la siguiente ecuación.
6. Observe la siguiente ecuación química.
7. Observe la ecuación que se le presenta en el recuadro.
¿Cuántos gramos de óxido de cromo(III) (M=152g/mol) deben reaccionar para que se produzcan 1,50 moles de bromuro de cromo(III) (M=292g/mol)?
A) 27,5
B) 57,0
C) 114
D) 228
8. Lea el siguiente texto.
¿Cuál es el número de átomos de mercurio (Hg) que hay en un termómetro que contiene 25 gramos de este elemento.
9.Dada la siguiente ecuación balanceada.
10. Con base en la siguiente ecuación balanceada:
¿Cuántos moles de amoníaco(NH3) se obtienen a partir de la reacción de 60,0 g de hidrógeno con suficiente cantidad de nitrógeno?
A) 1,20
B) 34,0
C) 20,0
D) 17,0
11. Basado en la siguiente ecuación.
Determine la masa en gramos de H3(PO4) (M = 98,0 g/mol), necesarios para producir 9, 27 mol de H2O (M = 18,0 g/mol).
A) 6,18
B) 50,5
C) 303
D) 606
12. Observe la siguiente ecuación.
¿Cuántas moles de sulfato de aluminio (M=342 g/mol) deben reaccionar para que se produzcan 12,5 gramos de sulfato de sodio (M=142 g/mol)?
A) 34,8
B) 11,4
C) 0,0880
D) 0,0293
13. Analice la siguiente ecuación balanceada.
14. Una manera de obtener ácido sulfúrico es mezclando dióxido de azufre, oxígeno y agua como se observa en la siguiente ecuación:
¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (M=98,08g/mol) se producen si reaccionan 3,00 moles de dióxido de azufre?
A) 96,0
B) 131
C) 147
D) 294
15. Dada la siguiente ecuación balanceada,
para producir 408 g de óxido de aluminio (masa molar = 102 g/mol) ¿cuántos moles de aluminio se requieren?
A) 2,00
B) 4,00
C) 8,00
D) 16,0
16. Observe la siguiente ecuación.
17. Analice la siguiente ecuación química.
18. Lea el siguiente texto.
Si se tienen 25 gramos de óxido de níquel (masa molar =75)¿cuántos gramos de níquel se producen?
A) 15,89
B) 19,67
C) 31,81
D) 712,7
19.Observe la siguiente ecuación.
20. Analice la siguiente ecuación balanceada.
21. Observe la siguiente ecuación.
22.Lea el siguiente texto.
Con base en la información descrita en el texto ¿cuántos gramos de ácido sulfúrico
( masa molar = 98,0 g/mol )se producen si reaccionan 3,00 moles de dióxido de azufre?
A) 96,0
B) 131
C) 147
D) 294
23. Observe la siguiente ecuación.
24. ¿Cuántos átomos de sodio, oxígeno e hidrógeno hay en 8,00 g de NaOH?
25. Observe la siguiente ecuación química,
¿Qué masa de Cl2 (71,0 gramos/mol) se necesita para combinarse con un exceso de P4 y producir 0,927 g de PCl3 (137,5 g/mol)?
A) 3,59 g
B) 5,38 g
C) 15,2 g
D) 0,718 g
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