Masa de hidrógeno y moléculas de nitrógeno al descomponer amoniaco (7009)

, por F_y_Q

El amoniaco se descompone dando lugar a hidrógeno y nitrógeno, siendo todas las sustancias gaseosas. Si se introducen en un recipiente 32 L de amoniaco, medidos en condiciones normales:

a) ¿Qué masa de hidrógeno se obtendrá en las mismas condiciones?

b) ¿Cuántas moléculas de nitrógeno se forman?

Datos: N = 14 ; H = 1 ; N_A  = 6.022\cdot 10^{23}


SOLUCIÓN:

Es necesario que escribas la ecuación química para poder hacer las relaciones estequiométricas:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{2NH3(g) -> N2(g) + 3H2(g)}}


Como el sistema está en condiciones normales, puedes convertir el volumen de amoniaco a mol usando la definición de volumen molar:

32\ \cancel{L}\ \ce{NH3}\cdot \frac{1\ mol}{22.4\ \cancel{L}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{1.429\ mol\ \ce{NH3}}}

a) Aplicas la estequiometría y conviertes a masa el resultado. Para ello puedes usar dos factores de conversión:

1.429\ \cancel{mol\ \ce{NH3}}\cdot \frac{3\ \cancel{mol}\ \ce{H2}}{2\ \cancel{mol\ \ce{NH3}}}\cdot \frac{2\ g}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 4.287\ g\ \ce{H2}}}


b) Vuelves a aplicar la estequiometría pero luego conviertes los moles de nitrógeno a moléculas usando el número de Avogadro:

1.429\ \cancel{mol\ \ce{NH3}}\cdot \frac{1\ \cancel{mol}\ \ce{N2}}{2\ \cancel{mol\ \ce{NH3}}}\cdot \frac{6.022\cdot 10^{23}\ mol\acute{e}c}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{4.303\cdot 10^{23}}\ \bf mol\acute{e}c\ \textbf{\ce{N2}}}}

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