Estequiometría de una reacción química: moles y masa de productos obtenidos (2379)

, por F_y_Q

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Se prepara «gas hilarante» (\ce{N2O}) por calentamiento de 60 gramos de nitrato de amonio (\ce{NH4NO3}) según la ecuación:

\ce{NH4NO3 -> N2O + H2O}

a) Calcula los moles y la masa de \ce{N2O} obtenidos.

b) Calcula los moles y la masa de \ce{H2O} obtenidos.

P.-S.

En primer lugar, debes ajustar la reacción que indica el enunciado:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{NH4NO3 -> N2O + 2H2O}}}

Conviertes la masa del reactivo en moles para poder aplicar la estequiometría y para ello debes saber su masa molecular:

M_{\ce{NH4NO3}} = 2\cdot 14 + 4\cdot 1 + 3\cdot 16 = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{80\ g\cdot mol^{-1}}}

Usas este dato como factor de conversión y obtienes los moles:

60\ \cancel{g}\ \ce{NH4NO3}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{80\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.75 mol \ce{NH4NO3}}}

A partir de la estequiometría de la reacción ajustada calculas los moles de cada producto:

0.75\ \cancel{\text{mol}\ \ce{NH4NO3}}\cdot \frac{1\ \text{mol}\ \ce{N2O}}{1\ \cancel{\text{mol}\ \ce{NH4NO3}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{0.75 mol \ce{N2O}}}}

0.75\ \cancel{\text{mol}\ \ce{NH4NO3}}\cdot \frac{2\ \text{mol}\ \ce{H2O}}{1\ \cancel{\text{mol}\ \ce{NH4NO3}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{1.50 mol \ce{H2O}}}}


El último paso es convertir los moles de cada producto a masa. Las masas moleculares son:

M_{\ce{N2O}} = 2\cdot 14 + 1\cdot 16 = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{44\ g\cdot mol^{-1}}}
M_{\ce{H2O}} = 2\cdot 1 + 1\cdot 16 = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{18\ g\cdot mol^{-1}}}

Usas estos valores como factores de conversión:

0.75\ \cancel{\text{mol}}\ \ce{N2O}\cdot \frac{44\ g}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{33 g \ce{N2O}}}}

1.50\ \cancel{\text{mol}}\ \ce{H2O}\cdot \frac{18\ g}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{27 g \ce{H2O}}}}