Ejercicios Estequiometricos Resueltos

GUÍA Nº 7 – EJERCICIOS RESUELTOS de ESTEQUIOMETRÍA
ASIGNATURA: QUÍMICA FECHA: 03/07/2009
2º AÑO POLIMODAL (ECONÓMICAS Y HUMANAS) PROFESORA: Lic. Mariela Ferrari


5. Se prepara gas hilarante (N2O) por calentamiento de 60 g de nitrato de amonio según:
NH4NO3 (s) N2O (g) +H2O (g)
a. Calculá la cantidad (moles) y la masa de N2O que se obtiene.
b. Calculá la cantidad y la masa de H2O que se obtiene.

Resolución:

Los cálculos que tenemos que hacer en este problema se llaman “cálculos estequiométricos”. Se hacen a partir de una ecuación, que representa una reacción química. Es importantísimo que antes de empezar a hacer cuentas te asegures de que laecuación esté balanceada. Si hacés cuentas en base a una reacción no balanceada, te va a dar cualquier cosa.

En este caso la ecuación no está balanceada. Así que la balanceamos:
NH4NO3 (s) N2O (g) + 2 H2O (g)

El enunciado nos dice que partimos de 60 g de nitrato de amonio (NH4NO3). Antes de intentar hacer ninguna cuenta, tenemos que pasar este dato a moles. ¿Por qué? Porque lasecuaciones químicas están escritas en moles: por ej., acá la ecuación nos dice que por cada mol de nitrato de amonio que se descompone, se obtiene 1 mol de gas hilarante (N2O) y dos moles de agua (H2O). Pero no nos dice nada qué ocurre si se descomponen 60 g de nitrato de amonio, o cualquier otra masa…para saber cuánto se obtiene de los productos tenemos que pasar el dato de masa (60 g) a moles.

Paraeso necesitamos calcular primero la Masa Molar del nitrato de amonio, ya que la masa y la cantidad de moles de una sustancia se relacionan según:

Masa de sustancia (g)
Cantidad de sustancia (nº de moles) = ------------------------------
Masa molar (g/mol)
Entonces, calculamos la masa molar de la sig. manera: sumamos las masas atómicas detodos los elementos que aparecen en el compuesto, multiplicadas por la cantidad de átomos de cada uno que hay en la fórmula. En este caso es:
M.M. NH4NO3 = 2 x MN + 4 x MH + 3 x MO = 2 x 14 + 4 x 1 + 3 x 16
(M = Masa atómica)
Haciendo las cuentas: M.M. NH4NO3 = 80 g/mol

Entonces, para saber cuántos moles de nitrato de amonio hay en 60 g, hacemos:
60 gCantidad de NH4NO3 = ------------------ = 0,75 mol
80 g/mol

Ahora que ya sabemos que van a reaccionar 0,75 moles de nitrato de amonio, vamos a ver qué nos pide el ejercicio:

a) Primero tenemos que calcular la cantidad de gas hilarante que se obtiene. Acordáte que siempre que se te pida cantidad, la respuesta esperada es en moles.

De la ecuación balanceada sabemos quepor cada mol de nitrato de amonio que se descompone, se genera un mol de gas hilarante (N2O). Esto quiere decir que si se descomponen 0,75 moles de nitrato de amonio (ya traducimos los 60 g del enunciado a moles), se van a formar 0,75 moles de N2O.
Luego: Cantidad de N2O = 0,75 mol


Ahora, nos piden calcular la masa de N2O. Entonces, vamos a pasar este valor a masa, utilizando, comosiempre, la Masa Molar (pero ojo, ¡ahora la del N2O!):
M.M. N2O = 2 x MN + MO = 2 x 14 + 16 = 44 g/mol
Por lo tanto:
Masa de N2O (g) = Cantidad de N2O (moles) x Masa Molar N2O (g/mol)

Masa de N2O (g) = 0,75 mol x 44 g/mol = 33 g de N2O


b) Ahora nos toca hacer lo mismo pero con el agua, que es el otro producto de la reacción. Pero cuidado: acátenemos que por cada mol de nitrato de amonio que se descompone, se obtienen 2 moles de agua.
Entonces, como se descomponen 0,75 moles de NH4NO3, se forman 1,5 moles de H2O.
Luego: Cantidad de H2O = 1,5 mol


Para pasar este valor a masa, aplicamos el mismo procedimiento que en el inciso a: calculamos la Masa Molar del H2O, que nos da 18 g/mol (¡verificálo!).
Por último:...