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
2-El etanol o
3- En los
4- El ser
|
¿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 |
2- | Durante ese período las células de la levadura no solo se mueren, como |
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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