TEKS CHEM 8E - Pearson Online Learning Exchange

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TEKS
Química
Lección 8E
TEKS 8E Realizar cálculos estequiométricos, incluidos la determinación de
relaciones de masa entre reactantes y productos, el cálculo de reactivos limitantes y
el rendimiento porcentual.
Lección TEKS 8E: Cálculos estequiométricos
¿Cómo se usan las razones molares en los cálculos
estequiométricos?
Una ecuación química equilibrada proporciona una gran cantidad de información cuantitativa. Relaciona
partículas (átomos, moléculas, unidades de la fórmula), moles de sustancias y masas. Una ecuación
química equilibrada también resulta esencial en todos los cálculos que involucran cantidades de reactantes
y productos. Por ejemplo, imagina que sabes cuál es el número de moles de una sustancia. La ecuación
química equilibrada te permite determinar el número de moles de todas las demás sustancias de la
reacción.
Observa la ecuación equilibrada de la formación del amoníaco.
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Puedes interpretar esta ecuación de varias maneras, como se muestra en la siguiente tabla.
N2(g)
+
2 átomos de N2 +
1 molécula de N2 +
@TPE:

2NH3(g)
6 átomos de H

2 átomos de N y 6 átomos de H
3 moléculas de H2

2 moléculas de NH3
3H2(g)
1 mol de N2
+
3 moles de H2

2 moles de NH3
28 g de N2
+
3  2.0 g de H2

2  17.0 g de NH3
34.0 g de reactantes

34.0 g de productos
22.4 L
22.4 L de N2
+
3  22.4 L

2  22.4 L
+
67.2 L de H2

44.8 L de NH3
La interpretación más importante de esta ecuación es que 1 mol de nitrógeno reacciona con 3 moles de
hidrógeno y forma 2 moles de amoníaco. Sobre la base de esta interpretación, puedes escribir razones que
relacionen los moles de reactantes con los moles de producto. Una razón molar es un factor de
conversión derivado de los coeficientes de una ecuación química equilibrada interpretada en términos de
moles. En los cálculos químicos, las razones molares se usan para convertir determinado un número de
moles de reactante o producto a moles de un reactante o producto distintos. Tres razones molares se
derivan de la ecuación equilibrada anterior:
1 mol de N 2 2 molesde NH3 3 molesde H 2
3 molesde H 2
1 molde N 2
2 molesde NH3
Cálculos de mol-mol En la siguiente razón molar, B es la cantidad desconocida que buscas y D es la
cantidad que te dan. Los valores de a y b son los coeficientes de la ecuación equilibrada. Por lo tanto, una
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solución general para un problema de mol-mol como el siguiente problema de ejemplo
se da de esta manera:
Problema de ejemplo: calcular los moles de un producto ¿Cuántos moles de NH3 se forman
cuando 0.60 moles de nitrógeno reaccionan con hidrógeno?
1. Analizar Enumera los datos y la incógnita. La conversión es moles de N2  moles de NH3. Recuerda
la ecuación equilibrada de la formación del amoníaco:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
De acuerdo con la ecuación equilibrada, 1 mol de N2 se combina con 3 moles de H2 y forma 2 moles de
NH3. Para determinar el número de moles de NH3, la cantidad de N2 que te dan se multiplica por la forma
de la razón molar de la ecuación equilibrada que permite que se simplifiquen las unidades dadas.
Datos
• moles de nitrógeno = 0.60 moles de N2
Incógnita
• moles de amoníaco = ? moles de NH3
2. Calcular Halla el valor de la incógnita.
Escribe la razón molar que te permitirá convertir moles de N2 a moles de NH3.
2 molesde NH3
1 molde N 2
Multiplica la cantidad de N2 que te dan por la razón molar para hallar los moles de NH3.
0.60 molesde N 2 
2 molesde NH3
 1.2 molesde NH3
1 molde N 2
3. Evaluar ¿Tiene sentido el resultado? La razón de 1.2 moles de NH3 a 0.60 moles de N2 es 2:1, como
predijo la ecuación equilibrada.
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Cálculos de masa-masa Ninguna balanza de laboratorio puede medir sustancias
directamente en moles. En lugar de eso, la cantidad de una sustancia generalmente se
determina midiendo su masa en gramos. A partir de la masa de un reactante o un
producto, se puede calcular la masa de cualquier otro reactante o producto de una
ecuación química determinada. La interpretación molar de la ecuación equilibrada es
la base de esta conversión. Si la muestra se mide en gramos, entonces la masa se puede
convertir a moles usando la masa molar. Luego la razón molar de la ecuación equilibrada se puede usar
para calcular el número de moles de la incógnita. Si lo que se debe determinar es la masa de la incógnita,
se puede multiplicar el número de moles de la incógnita por la masa molar. Al igual que en los cálculos
mol-mol, la incógnita puede ser un reactante o un producto.
Pasos para resolver un problema de masa-masa Los problemas de masa-masa se resuelven
básicamente de la misma manera que los problemas de mol-mol. Los pasos para la conversión de
cualquier masa dada (D) a cualquier masa que buscas (B) se detallan a continuación.
1. Cambia la masa de D a moles de D (masa de D  moles de D) usando la masa molar de D.
1 mol de D
masa de D 
 moles de D
masa molar de D
2. Cambia los moles de D a moles de B (moles de D  moles de B) usando la razón molar de la ecuación
equilibrada.
b moles de B
moles de D 
 moles de B
a moles de D
3. Cambia los moles de B a gramos de B (moles de B  masa de B) usando la masa molar de B.
moles de B 
masa molar de B
 masa de B
1 mol de B
El siguiente diagrama muestra otra manera de representar los pasos para realizar cálculos
estequiométricos de mol-masa y masa-mol. En un problema de mol-masa, la primera conversión (de masa
a moles) se saltea. En un problema de masa-mol, la última conversión (de moles a masa) se saltea. Puedes
usar partes del proceso de tres pasos que se muestra a continuación si resultan adecuadas al problema que
estás resolviendo.
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Problema de ejemplo: calcular la masa de un producto Calcula el número
de gramos de NH3 formados por la reacción de 5.40 g de hidrógeno con un exceso de
nitrógeno. La ecuación equilibrada es la siguiente:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
1. Analizar Enumera los datos y la incógnita. Usarás la masa del hidrógeno para hallar la masa del
amoníaco: g de H2  g de NH3. Los coeficientes de la ecuación equilibrada muestran que 3 moles de H2
reaccionan con 1 mol de N2 y forman 2 moles de NH3. Los siguientes pasos son necesarios para
determinar la masa del amoníaco:
g de H2  moles de H2  moles de NH3  g de NH3
Datos
• masa del hidrógeno = 5.40 g de H2
• 2 moles de NH3/3 moles de H2 (de la ecuación equilibrada)
• 1 mol de H2 = 2.0 g de H2 (masa molar)
• 1 mol de NH3 = 17.0 g de NH3 (masa molar)
Incógnita
• masa del amoníaco = ? g de NH3
2. Calcular Halla el valor de la incógnita.
Comienza con la cantidad que te dan y convierte de masa a moles.
5.40 g de H 2 
1 molde H 2
2.0 g de H 2
Luego convierte de moles de reactante a moles de producto usando la razón molar correcta.
5.40 g de H 2 
1 molde H 2 2 molesde NH3

2.0 g de H 2
3 molesde H 2
Concluye convirtiendo de moles de producto a masa de producto usando la masa molar del NH3.
5.40 g de H 2 
1 molde H 2 2 molesde NH3 17.0g de NH3


 31g de NH3
2.0 g de H 2
3 molesde H 2
1 molde NH3
g de H2  moles de H2  moles de NH3  g de NH3
3. Evaluar ¿Tiene sentido el resultado? Como en esta solución están involucrados tres factores de
conversión, es más difícil estimar una respuesta. Sin embargo, como la masa molar del NH3 es
sustancialmente mayor que la masa molar del H2, la respuesta debe tener una masa mayor que la masa
dada. La masa debe tener dos cifras significativas.
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¿Cuál es el procedimiento general para resolver un
problema estequiométrico?
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Como ya sabes, puedes obtener razones molares a partir de una ecuación química
equilibrada. A partir de las razones molares, puedes calcular cualquier unidad de
medida que esté relacionada con el mol. La cantidad dada se puede expresar en
número de partículas representativas, unidades de masa o volúmenes de gases a TPE. Los problemas
pueden incluir cálculos de masa-volumen, partícula-masa y volumen-volumen.
En un problema típico de estequiometría, la cantidad que te dan se convierte primero a moles. Luego, la
razón molar de la ecuación equilibrada se usa para calcular el número de moles de la sustancia que
buscas. Finalmente, los moles se convierten a cualquier otra unidad de medida relacionada con la unidad
molar, según lo que el problema pida.
Hasta el momento, has aprendido cómo usar la relación entre moles y masa (1 mol = masa molar) para
resolver problemas estequiométricos de masa-masa, masa-mol y mol-masa. La relación mol-masa te da
dos factores de conversión.
masa molar
1 mol
y
1 mol
masa molar
Recuerda que el mol también puede estar relacionado con otras cantidades. Por ejemplo, 1 mol =
6.02 × 1023 partículas representativas y 1 mol de un gas = 22.4 L a TPE. Estas dos relaciones
proporcionan cuatro factores de conversión adicionales que puedes usar en los cálculos estequiométricos.
23
1 mol
y 6.02 10 partículas
23
1 mol
6.02 10 partículas
1 mol y 22.4 L
22.4 L 1 mol
En la siguiente figura se resumen los pasos de un problema estequiométrico típico. Observa que las
unidades de la cantidad que te dan no serán necesariamente iguales a las unidades de la cantidad que


buscas. Por ejemplo, dada la masa de D, te podrían
pedir que calcules el volumen de B a TPE.
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Problema de ejemplo: calcular moléculas de un producto ¿Cuántas
moléculas de oxígeno se forman cuando se descomponen 29.2 g de agua por
electrólisis de acuerdo con esta ecuación equilibrada?
ad
2H2O(l ) electricid

 2H2 ( g ) + O2 ( g )
1. Analizar Enumera los datos y la incógnita. Se deben realizar los siguientes cálculos:
g de H2O  moles de H2O  moles de O2  moléculas de O2
La razón molar apropiada que relaciona moles de O2 con moles de H2O de la ecuación equilibrada es
1 mol de O2/2 moles de H2O.
Datos
• masa del agua = 29.2 g de H2O
• 1 mol de O2/2 moles de H2O (de la ecuación equilibrada)
• 1 mol de H2O = 18.0 g de H2O (masa molar)
• 1 mol de O2 = 6.02 × 1023 moléculas de O2
Incógnita
• moléculas de oxígeno = ? moléculas de O2
2. Calcular Halla el valor de la incógnita.
Comienza con la cantidad que te dan y convierte de masa a moles.
29.2 g de H 2O 
1 molde H 2O
18.0g de H 2O
Luego, convierte de moles de reactante a moles de producto.
29.2 g de H 2O 
1 molde H 2O
1 molde O2

18.0g de H 2O 2 molesde H 2O
Concluye convirtiendo de moles a moléculas.
29.2 g de H2O 
1 molde H2O
1 molde O2
6.021023 moléculasde O2


 4.881023 moléculasde O2
18.0g de H2O 2 molesde H2O
1 molde O2
g de H2O  moles de H2O  moles de O2  moléculas de O2
3. Evaluar ¿Tiene sentido el resultado? La masa del agua que te dieron debería formar un poco menos
que 1 mol de oxígeno, es decir, un poco menos que el número de Avogadro de moléculas. La respuesta
debe tener tres cifras significativas.
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¿Cómo se determinan los reactivos limitantes?
Muchos cocineros siguen una receta cuando preparan un plato nuevo. Saben que deben
contar con la cantidad suficiente de todos los ingredientes para poder seguir la receta.
Imagina, por ejemplo, que estás preparando tacos. Dispones de una cantidad más que
suficiente de carne, queso, lechuga, tomates y salsa. Sin embargo, sólo tienes dos
tortillas. En este caso, la cantidad de tortillas que tienes limitará la cantidad de tacos que puedes preparar.
Por lo tanto, las tortillas son el ingrediente limitante de esta aventura gastronómica. Un químico muchas
veces se enfrenta a una situación similar. En una reacción química, una cantidad insuficiente de
cualquiera de los reactantes limitará la cantidad de producto que se forme.
Como sabes, una ecuación química equilibrada es la receta del químico. Puedes interpretar la receta a
escala microscópica (partículas que interaccionan) o a escala macroscópica (moles que interaccionan).
Los coeficientes que se usan para escribir la ecuación equilibrada indican tanto la razón de partículas
representativas como la razón molar. Recuerda la ecuación para preparar amoníaco.
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Cuando una molécula (un mol) de N2 reacciona con tres moléculas (moles) de H2, se forman dos
moléculas (moles) de NH3. ¿Qué sucedería si dos moléculas (moles) de N2 reaccionaran con tres
moléculas (moles) de H2? ¿Se formarían más de dos moléculas (moles) de NH3? La siguiente tabla
muestra las interpretaciones tanto de las partículas como de los moles de este problema.
Ecuaciones químicas
N2(g)
+
3H2(g)

2NH3(g)
Receta microscópica: 1 molécula de N2 + 3 moléculas de H2  2 moléculas de NH3
Receta macroscópica:
1 mol de N2 +
3 moles de H2
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 2 moles de NH3
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Antes de que tenga lugar la reacción, el nitrógeno y el hidrógeno están presentes en
una razón molecular (mol) de 2:3. La reacción se produce de acuerdo con la ecuación
equilibrada. Una molécula (mol) de N2 reacciona con tres moléculas (moles) de H2 y
forma dos moléculas (moles) de NH3. En este punto, todo el hidrógeno se ha
consumido y la reacción se detiene. Queda una molécula (mol) de nitrógeno sin
reaccionar además de las dos moléculas (moles) de NH3 que se han formado en la
reacción.
En esta reacción, solo el hidrógeno se consume por completo. Este reactante es el reactivo limitante, o el
reactante que determina la cantidad de producto que se puede formar mediante una reacción. La reacción
se produce solamente hasta que el reactivo limitante se consume. Por el contrario, el reactante que no se
consume por completo en una reacción se denomina reactivo en exceso. En este ejemplo, el nitrógeno es
el reactivo en exceso porque parte del nitrógeno permanece sin reaccionar.
En ocasiones, en los problemas de estequiometría, las cantidades de reactantes están expresadas en
unidades distintas a los moles. En estos casos, el primer paso de la solución es convertir a moles la
cantidad de cada reactante. Luego se puede definir el reactivo limitante. La cantidad de producto que se
forma en una reacción se puede determinar a partir de la cantidad dada del reactivo limitante.
Problema de ejemplo: determinar el reactivo limitante El cobre reacciona con el azufre y forma
sulfuro de cobre(I) de acuerdo con la siguiente ecuación equilibrada:
2Cu(s) + S(s)  Cu2S(s)
¿Cuál es el reactivo limitante cuando 80.0 g de Cu reaccionan con 25.0 g de S?
1. Analizar Enumera los datos y la incógnita. En primer lugar se debe hallar el número de moles de cada
reactante. La ecuación equilibrada se usa para calcular el número de moles que se necesitan de un
reactante para reaccionar con la cantidad dada del otro reactante.
Datos
• masa del cobre = 80.0 g Cu
• masa del azufre = 25.0 g S
• 1 mol de S/2 moles de Cu
Incógnita
• reactivo limitante = ?
2. Calcular Halla el valor de la incógnita.
Comienza con uno de los reactantes y convierte de masa a moles.
80.0 g de Cu 
1 molde Cu
 1.26 molesde Cu
63.5g de Cu
Luego convierte a moles la masa del otro reactante.
25.0 g de S 
1 molde S
 0.779 molesde S
32.1g de S
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Ahora convierte moles de Cu a los moles de S que se necesitan para reaccionar con
1.26 moles de Cu.
1.26 moles de Cu 
1 mol de S
 0.630 moles de S
2 moles de Cu
Compara la cantidad que se necesita de azufre con la cantidad de azufre que tienes.
0.630 moles de S (cantidad necesaria para reaccionar) < 0.779 moles de S (cantidad dada)
El azufre está en exceso, por lo tanto, el cobre es el reactivo limitante.
3. Evaluar ¿Tiene sentido el resultado? Como la razón dada de mol de Cu a mol de S era menor que la
razón (2:1) de la ecuación equilibrada, el cobre debe ser el reactivo limitante.
¿Cómo se calcula el rendimiento porcentual?
Cuando un maestro toma un examen a la clase, todos los estudiantes podrían obtener una calificación del
100 por ciento. Sin embargo, este resultado generalmente no sucede. En lugar de eso, el rendimiento de la
clase generalmente está distribuido en un rango de calificaciones. La calificación de tu examen, expresada
en forma de porcentaje, es una razón de dos componentes. El primer componente es la cantidad de
preguntas que respondiste correctamente. El segundo es la cantidad total de preguntas. Con la calificación
se compara tu rendimiento con el rendimiento que habrías alcanzado si hubieras respondido
correctamente todas las preguntas. Los químicos realizan cálculos similares en el laboratorio cuando el
producto de una reacción química es menor que el esperado de acuerdo con la ecuación química
equilibrada.
Cuando una ecuación química equilibrada se usar para calcular la cantidad de producto que se formará
durante una reacción, el valor calculado representa el rendimiento teórico. El rendimiento teórico es la
cantidad máxima de producto que podría formarse a partir de las cantidades dadas de reactantes. Por el
contrario, la cantidad de producto que realmente se forma cuando tiene lugar la reacción en el laboratorio
se llama rendimiento real. El rendimiento porcentual es la razón del rendimiento real al rendimiento
teórico expresada en forma de porcentaje.
Rendimient o porcentual =
rendimient o real
 100 %
rendimient o teórico
Como el rendimiento real de una reacción química por lo general es menor que el rendimiento teórico, el
rendimiento porcentual por lo general es menor que el 100 por ciento. El rendimiento porcentual es una
medida de la eficiencia de una reacción que tiene lugar en el laboratorio. Este rendimiento es similar
a la calificación de un examen que mide la eficiencia en el aprendizaje o el promedio de bateo que mide la
eficiencia al batear la pelota de béisbol.
La estequiometría y la conservación de la masa establecen que rendimientos mayores que el 100 por
ciento no son posibles. Sin embargo, los errores y la falta de conocimiento de un proceso pueden hacer
que una reacción parezca tener un rendimiento mayor que el 100 por ciento. Por ejemplo, si se filtran aire
o agua en un sistema, entonces quizás se forme más producto del esperado.
Muchos factores pueden hacer que los rendimientos porcentuales sean menores que el 100 por ciento. Las
reacciones no siempre llegan a completarse; cuando una reacción es incompleta, se forma menos producto
que la cantidad calculada. Los reactantes impuros y algunas reacciones colaterales opuestas pueden causar
la formación de productos no deseados. El rendimiento real también puede ser menor que el rendimiento
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teórico debido a una pérdida de producto durante la filtración o en la transferencia
entre recipientes. Adicionalmente, si los reactantes o los productos no se han medido
cuidadosamente, un rendimiento porcentual de 100 por ciento es poco probable.
Problema de ejemplo: calcular el rendimiento teórico de una reacción
El carbonato de calcio, que se encuentra en las conchas marinas, se descompone por
calentamiento. La ecuación equilibrada de esta reacción es

CaCO3 (s) 
CaO(s) + CO2 (g)
¿Cuál es el rendimiento teórico del CaO si se calientan 24.8 g de CaCO3?
1. Analizar Enumera losdatos y la incógnita. Calcula el rendimiento teórico usando la masa del
reactante. Se deben realizar los siguientes cálculos:
g de CaCO3  moles de CaCO3  moles de CaO  g de CaO
Datos
• masa del carbonato de calcio = 24.8 g de CaCO3
• 1 mol de CaO/1 mol de CaCO3 (de la ecuación equilibrada)
Incógnita
• rendimiento teórico = ? g de CaO
2. Calcular Halla el valor de la incógnita.
Comienza con la masa del reactante y convierte a moles de reactante.
24.8 g de CaCO3 
1 molde CaCO3
100.1g de CaCO3
A continuación, convierte a moles de producto usando la razón molar.
24.8 g de CaCO3 
1 molde CaCO3
1 molde CaO

100.1g de CaCO3 1 molde CaCO3
Concluye convirtiendo de moles a masa del producto.
24.8 g de CaCO3 
1 molde CaCO3
1 molde CaO 56.1g de CaO


 13.9 g de CaO
100.1g de CaCO3 1 molde CaCO3 1 molde CaO
g de CaCO3  moles de CaCO3  moles de CaO  g de CaO
3. Evaluar ¿Tiene sentido el resultado? La razón molar de CaO a CaCO3 es 1:1. La razón de las masas en
la reacción debe ser igual a la razón de las masas molares, que apenas es mayor que 1:2. El resultado de
los cálculos muestra que la masa del CaO es un poco mayor que la mitad de la masa del CaCO3.
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Problema de ejemplo: calcular el rendimiento porcentual de una reacción
¿Cuál es el rendimiento porcentual si efectivamente se forman 13.1 g de CaO cuando
se calientan 24.8 g de CaCO3?

CaCO3 (s) 
CaO(s) + CO2 (g)
1. Analizar Enumera los datos y la incógnita. Usa la ecuación del rendimiento porcentual. El rendimiento
teórico de este problema se calculó en el problema de ejemplo anterior.

Datos
• rendimiento real = 13.1 g de CaO
• rendimiento teórico = 13.9 g de CaO (del problema de ejemplo anterior)
Incógnita
• rendimiento porcentual = ? %
2. Calcular Halla el valor de la incógnita.
En la ecuación del rendimiento porcentual, sustituye rendimiento real y rendimiento teórico con los
valores.
rendimient o porcentual =
rendimient o real
 100 %
rendimient o teórico
rendimiento porcentual=
13.1g de CaO
 100%  94.2%
13.9g de CaO
3. Evaluar ¿Tiene sentido el resultado? En este ejemplo, el rendimiento real es apenas menor que el
rendimiento teórico. Por lo tanto, el rendimiento porcentual debe ser un tanto menor que el 100 por
ciento.
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Comprobación de la lección
1. Calcular relaciones molares entre reactantes y productos La siguiente ecuación describe la
formación del óxido de aluminio, que se encuentra sobre la superficie de los objetos de aluminio
expuestos al aire.
4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s)
a. Escribe las seis razones molares que pueden derivarse de esta ecuación.
b. ¿Cuántos moles de aluminio se necesitan para formar 3.7 moles de Al2O3?
2. Calcular relaciones de masa entre reactantes y productos El gas acetileno (C2H2) se produce
agregando agua al carburo de calcio (CaC2).
CaC2(s) + 2H2O(l)  C2H2(g) + Ca(OH)2(aq)
¿Cuántos gramos de acetileno se forman al agregar agua a 5.00 g de CaC2?
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3. Calcular relaciones de masa entre reactantes y productos El metal hierro
(Fe) puede obtenerse a partir del mineral de hierro (Fe2O3) mediante la siguiente
reacción:
Fe2O3(s) + 3CO(g)  2Fe(s) + 3CO2(g)
¿Cuánto mineral de hierro se necesita para obtener 92.8 gramos de metal hierro?
4. Calcular relaciones de masa entre reactantes y productos El metanol (CH3OH) se usa en la
elaboración de varios compuestos químicos. El metanol se forma haciendo reaccionar monóxido de
carbono e hidrógeno a temperatura y presión elevadas.
CO(g) + 2H2(g)  CH3OH(g)
Calcula la cantidad de gramos que se necesitan de cada reactante para formar 64.1 g de CH3OH.
5. Definir ¿Qué es un reactivo limitante? ¿Qué es un reactivo en exceso?
_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
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6. Calcular el reactivo limitante La siguiente ecuación describe la combustión
completa del eteno (C2H4):
C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2H2O(g)
Si 2.70 moles de C2H4 reaccionan con 6.30 moles de O2, calcula el reactivo
limitante.
7. Calcular el reactivo limitante En una cámara de reacción, se mezclan 3.0 moles de aluminio con
5.3 moles de Cl2 que luego reaccionan. La siguiente ecuación química equilibrada describe la
reacción:
2Al(s) + 3Cl2(g)  2AlCl3(s)
Identifica el reactivo limitante de la reacción. Luego calcula el número de moles de reactivo en
exceso que quedan después de la reacción.
8. Calcular el reactivo limitante El gas hidrógeno se puede formar mediante la reacción del metal
magnesio con el ácido clorhídrico.
Mg(s) + 2HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)
Calcula el reactivo limitante si 6.00 g de HCl reaccionan con 5.00 g de Mg.
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9. Calcular el rendimiento porcentual Si 50.0 g de dióxido de silicio se calientan
con un exceso de carbono, se forman 27.9 g de carburo de silicio.

SiO2(s) + 3C(s) 
SiC(s) + 2CO(g)
¿Cuál es el rendimiento porcentual de esta reacción?

10. Calcular el rendimiento porcentual Si 15.0 g de nitrógeno reaccionan con 15.0 g de hidrógeno,
se forman 10.5 g de amoníaco. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de esta reacción?
11. Calcular el rendimiento porcentual ¿Cuál es el rendimiento porcentual si se forman 4.65 g de
cobre cuando 1.87 g de aluminio reacciona con un exceso de sulfato de cobre(II)?
2Al(s) + 3CuSO4(aq)  Al2(SO4)3(aq) + 3Cu(s)
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