Grupo 250A Equipo 3

Universidad Nacional Autónoma de México

Colegio de Ciencias y Humanidades

Plantel Vallejo

Química II

Cuestionario referente al apartado 8:

¿Cómo ayuda la química a determinar la cantidad de sustancias que

intervienen en las reacciones de obtención de sales?

En preguntas y ecuaciones sencillas que impliquen la obtención de fertilizantes.

Grupo 250A Equipo 3

Contesta lo que a continuación se te pide:

1. ¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de

problemas estequiométricos?

2. Para los químicos ¿qué es el mol? Y ¿para qué es útil?

3. ¿Cuántas partículas agrupa un mol? y ¿qué nombre recibe este número?

4. ¿Por qué la masa de 1 mol es de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de

cualquier otro elemento?

5. ¿A qué equivale la masa molar de:

a) Un elemento?

b) Un compuesto?

6. El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo reaccionar

ácido nítrico con hidróxido de potasio de acuerdo con la siguiente ecuación

balanceada

HNO3 + KHO → KNO3 + H2O

a) ¿Cuántas moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 moles de

nitrato de potasio?

b) ¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente con 6 moles

de nitrato de potasio?

c) ¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con

125g de HNO3?

d) Si se forman 50g de nitrato de potasio ¿cuántos gramos de agua se producen?

Reacciones estequiométricas; masa – masa y mol – mol en ecuaciones sencillas que

impliquen la obtención de fertilizantes.

Ejercicio 1. Relación mol – mol.

Si se adicionan 5 moles se cloruro férrico (acuoso), a la siguiente reacción química,

¿cuántos moles de cloruro sódico (acuoso) se obtendrán? (Balancear ecuación).

FeCl3(ac) + NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + NaCl(ac)

Grupo 250A Equipo 3

Ejercicio 2. Relación masa – masa.

Obtención de sulfato de amonio como fertilizante.

Calcular ¿cuántos gramos de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar

3500g de hidróxido de amonio con el suficiente ácido sulfúrico (acuoso). (Balancear

ecuación).

NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + H2O(l)

Relación mol – mol.

Calcula ¿cuántas moles de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar con

3500g de hidróxido de amonio (acuoso) en la reacción?

Ejercicio 3.

El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco

y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción.

NH3 + HNO3 → NH4NO3

Relación masa – masa.

¿Cuántos gramos de nitrato de amonio se pueden obtener a partir de 25g de

amoniaco?

Relación mol – mol.

Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio se obtienen si se adicionan a la

reacción 12 moles de amoniaco?

Ejercicio 4.

La urea es un fertilízate que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono y

se representa con la siguiente ecuación química: (Balancear ecuación).

NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O

Relación masa – masa.

¿Cuántos gramos de amoniaco e necesitan para obtener 1800g de urea?

Relación mol – mol.

Calcular ¿cuántas moles de urea se obtienen si se agregan a la reacción 6 moles de

amoniaco?

Grupo 250A Equipo 3

Respuestas y desarrollo.

1) ¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de

problemas estequiométricos?

R= Es debido, para que el cálculo y proporción estén adecuados, y además todas

las ecuaciones tienen que cumplir con la ley de la conservación de la masa.

2) Para los químicos ¿qué es el mol? Y ¿para qué es útil?

R= Es la unidad de medida que calcula la masa molar a partir de la masa atómica

o molecular, encontrando el número de partículas en una cierta masa de

cualquier sustancia.

3) ¿Cuántas partículas agrupa un mol? y ¿qué nombre recibe este número?

R=Agrupa 6.02*(10)23 partículas (átomos, iones, moléculas, etc.) por cada mol,

el nombre de este número se la llama número de Avogadro.

4) ¿Por qué la masa de 1 mol es de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de

cualquier otro elemento?

R=Según su masa atómica, ya que esta por cada elemento, se tiene diferente

valor. Por ejemplo, el Hidrógeno (H) tiene una masa de 1 u.m.a. mientras que el

oxígeno (O) tiene una masa de 16 u.m.a. Al multiplicar por el número de

Avogadro, se tienen 6.02*(10)23 átomos en 1 mol de hidrogeno, y 9.63*(10)24

átomos en 1 mol de Oxígeno.

5) ¿A qué equivale la masa molar de:

a. Un elemento?

R=La masa atómica del elemento por el número de átomos en el elemento.

b. Un compuesto?

R=La suma del total de las masa atómicas de todos los elementos en el

compuesto, por el número de moléculas en la sustancia.

6) El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo reaccionar

ácido nítrico con hidróxido de potasio de acuerdo con la siguiente ecuación

balanceada

HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

a. ¿Cuántas moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 moles de

nitrato de potasio?

R=6 moles.

𝟏

𝒙=

𝟏

𝟔

𝒙 = 𝟔 Moles de hidróxido de

potasio.

Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2

1 KOH3 → 1 KNO3

x KOH3 → 6 KNO3

Grupo 250A Equipo 3

b. ¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente con 6 moles

de nitrato de potasio?

R=6 moles.

𝟏

𝟔=

𝟏

𝒙

𝒙 = 𝟔 Moles de agua.

c. ¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con

125g de HNO3?

R=1.98 moles. 𝟔𝟑

𝟏𝟐𝟓=

𝟓𝟔

𝒙

𝒙 =𝟏𝟐𝟓 ∗ 𝟓𝟔

𝟔𝟑

𝒙 =𝟕𝟎𝟎𝟎

𝟔𝟑

𝒙 ≈ 𝟏𝟏𝟏. 𝟏𝟏

56g de KOH = 1 mol

𝒙 𝒎𝒐𝒍 ≈ 𝟏𝟏𝟏. 𝟏𝟏

𝟓𝟔 (𝟏 𝒎𝒐𝒍)

𝒙 𝒎𝒐𝒍 ≈ 𝟏. 𝟗𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑲𝑶𝑯

d. Si se forman 50g de nitrato de potasio ¿cuántos gramos de agua se producen?

R=8.91g

𝟏𝟎𝟏

𝟓𝟎=

𝟏𝟖

𝒙 → 𝒙 =

𝟓𝟎∗𝟏𝟖

𝟏𝟎𝟏 → 𝒙 =

𝟗𝟎𝟎

𝟏𝟎𝟏 → 𝒙 ≈ 𝟖. 𝟗𝟏 𝒈 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂

Moles Compuesto 1 + Moles Compuesto 2

1 KNO3 + 1 H2O

6 KNO3 + x H2O

Ele. Peso atómico * # de átomos = Total

H 1 * 1 = 1

N 14 * 1 = 14

O 16 * 3 = 48

Peso molecular HNO3 = 63

K 39 * 1 = 39

O 16 * 1 = 16

H 1 * 1 = 1

Peso molecular KOH = 56

Peso Compuesto 1 + Peso Compuesto 2

63 HNO3 + 56 KOH

125 HNO3 + x KOH

Peso Compuesto

1 + Peso

Compuesto 2

101 KNO3 + 18 H2O

50 KNO3 + x H2O

Ele. Peso

atómico * # de

átomos = Total

H 1 * 2 = 2

O 16 * 1 = 16

Peso molecular H2O = 18

K 39 * 1 = 39

N 14 * 1 = 14

O 1 * 3 = 48

Peso molecular KNO3 = 101

Grupo 250A Equipo 3

Reacciones estequiométricas; masa – masa y mol – mol en ecuaciones sencillas que

impliquen la obtención de fertilizantes.

Ejercicio 1. Relación mol – mol.

Si se adicionan 5 moles se cloruro férrico (acuoso), a la siguiente reacción química,

¿cuántos moles de cloruro sódico (acuoso) se obtendrán? (Balancear ecuación).

FeCl3(ac) + NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + NaCl(ac)

R=15 moles Balanceo

FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) → Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac)

1

5=

1

𝑥

𝒙 = 𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔

Ejercicio 2. Relación masa – masa.

Obtención de sulfato de amonio como fertilizante.

Calcular ¿cuántos gramos de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar

3500g de hidróxido de amonio con el suficiente ácido sulfúrico (acuoso). (Balancear

ecuación).

NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + H2O(l)

R=6600g. Balanceo

2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4 + 2H2O(l)

2(35)

3500=

132

𝑥

𝑥 =3500 ∗ 132

2(35)

𝑥 =462000

2 ∗ 35

𝑥 =462000

70

𝒙 = 𝟔𝟔𝟎𝟎𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐

Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2

1 FeCl3 → 1 NaCl

5 FeCl3 → x NaCl

Ele. Peso atómico * # de átomos = Total

N 14 * 2 = 28

H 1 * 8 = 8

S 32 * 1 = 32

O 16 * 4 = 64

Peso molecular (NH4)2SO4 = 132

N 14 * 1 = 14

H 1 * 5 = 5

O 16 * 1 = 16

Peso molecular NH4OH = 35

Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2

2(35) 2NH4OH → 132 (NH4)2SO4

3500 2NH4OH → x (NH4)2SO4

Grupo 250A Equipo 3

Relación mol – mol.

Calcula ¿cuántas moles de sulfato de amonio (acuoso) se obtienen al reaccionar con

3500g de hidróxido de amonio (acuoso) en la reacción?

R=12.5 moles. 2

25=

1

𝑥 𝑥 = 12.5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠

𝑥 =25 ∗ 1

2

Ejercicio 3.

El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco

y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción.

NH3 + HNO3 → NH4NO3

Relación masa – masa.

¿Cuántos gramos de nitrato de amonio se pueden obtener a partir de 25g de

amoniaco?

R=117.64g

17

25=

80

𝑥

𝑥 =25 ∗ 80

17

𝑥 =2000

17

𝒙 ≈ 𝟏𝟏𝟕. 𝟔𝒈 𝒅𝒆 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐

Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2

2 NH4OH → 1 (NH4)2SO4

25 NH4OH → x (NH4)2SO4

Ele. Peso atómico * # de átomos = Total

N 14 * 1 = 14

H 1 * 3 = 3

Peso molecular NH3 = 17

H 1 * 4 = 4

N 14 * 2 = 28

O 16 * 3 = 48

Peso molecular NH4NO3 = 80

Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2

17 NH3 → 80 NH4HO3

25 NH3 → x NH4HO3

Grupo 250A Equipo 3

Relación mol – mol.

Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio se obtienen si se adicionan a la

reacción 12 moles de amoniaco?

R=12 moles. 1

12=

1

𝑥

𝒙 = 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒐

Ejercicio 4.

La urea es un fertilízate que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido de carbono y

se representa con la siguiente ecuación química: (Balancear ecuación).

NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O

Balanceo

2NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O

Relación masa – masa.

¿Cuántos gramos de amoniaco e necesitan para obtener 1800g de urea?

R=1020g.

2(17)

𝑥=

60

1800

𝑥 =1800 ∗ 2(17)

60

𝑥 =1800 ∗ 34

60

𝑥 =61200

60

𝒙 = 𝟏𝟎𝟐𝟎𝒈 𝒅𝒆 𝒂𝒎𝒐𝒏𝒊𝒂𝒄𝒐

Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2

1 NH3 → 1 NH4HO3

12 NH3 → x NH4HO3

Ele. Peso atómico * # de átomos = Total

N 14 * 1 = 14

H 1 * 3 = 3

Peso molecular NH3 = 17

H 1 * 4 = 4

N 14 * 2 = 28

C 12 * 1 = 12

O 16 * 1 = 16

Peso molecular (NH2)2CO = 60

Peso Compuesto 1 → Peso Compuesto 2

2(17) 2NH3 → 60 (NH2)2CO

x 2NH3 → 1800 (NH2)2CO

Grupo 250A Equipo 3

Relación mol – mol.

Calcular ¿cuántas moles de urea se obtienen si se agregan a la reacción 6 moles de

amoniaco?

R=3 moles. 2

6=

1

𝑥 𝑥 = 3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜

𝑥 =6∗1

2

Moles Compuesto 1 → Moles Compuesto 2

2 NH3 → 1 (NH2)2CO

6 NH3 → x (NH2)2CO