1. Al combinar 12 mol de hidrógeno y 12 mol de
nitrógeno obtenemos amoniaco, determine la
masa de reactante que sobra.
2. Se combinan 8 g de hidrógeno con 2 mol
de cloro para formar cloruro de hidrógeno,
determine la masa de producto formado.
nitrógeno obtenemos amoniaco, determine la
masa de reactante que sobra.
2. Se combinan 8 g de hidrógeno con 2 mol
de cloro para formar cloruro de hidrógeno,
determine la masa de producto formado.
La reacción que toma lugar (balanceada) es:
3H₂ + N₂ ⇒ 2NH₃
Al realizar la relación estequiométrica entre el hidrógeno y nitrógeno nos queda:
nH₂ = 3.nN₂
nH₂ = 3.12 = 36 mol
Esta relación estequiométrica quiere decir que para que se consuman los 12 moles de N₂, deben estar presentes 36 moles de H₂. Observando los datos del ejercicio, observamos que en realidad tenemos 12 moles de hidrógeno. Por lo tanto, el reactivo límite de la reacción es el hidrógeno y el reactivo en exceso es el nitrógeno.
Mediante la misma relación estequiométrica, obtenemos que:
nN₂= nH₂ / 3
nN₂= 12/3 = 4 mol
Esta relación indica que cuando se consumen los 12 moles de hidrógeno, 4 moles de nitrógeno se consumieron; obteniendo como restante 8 moles de N₂
Para hallar la masa de nitrógeno restante lo multiplicamos por su masa molecular (28 g/mol)
mN₂ = nN₂*PMN₂
mN₂ = 8*28 = 224 g
2)
La reacción que toma lugar es:
H₂ + Cl₂ ⇒ 2HCl
masa: 8g
moles: 4mol 2mol
Nota: moles del hidrógeno se hallan con la ecuación: moles= masa/peso molecular
Como la relación estequiometrica Cl:HCl es 1:1 entonces el reactivo límite de la reacción es el cloro.
Al establecer relación estequiométrica entre el cloro y el producto, tenemos que:
nHCl = 2.nCl₂
nHCl = 2.2 = 4 moles
El peso molecular del HCl es: 1 + 35.4 = 36.4 g/mol
Por lo tanto, su masa es
mHCl: nHCl*PMHCl =4*36.4 = 145.6 g