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Estequiometría y mol: descomposición de amoniaco (3276)

Jueves 30 de julio de 2015, por F_y_Q

El amoniaco se descompone en nitrógeno e hidrógeno, ambos en estado gaseoso:

a) Escribe la ecuación de la reacción ajustada.

b ) Calcula la cantidad de hidrógeno que se desprende en la descomposición de 53 g de amoniaco.

c) ¿Cuántas moléculas de nitrógeno se desprenden?

$\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{2NH_3(g) -> N2(g) + 3H2(g)}}}}$

b) Conviertes en mol la masa de amoniaco, pero para ello tienes que calcular antes la masa molecular del amoniaco:

$M_{\ce{NH3}} = 1\cdot 14 + 3\cdot 1 = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{17\ g\cdot mol^{-1}}}$

Usas el dato anterior como un factor de conversión:

$53\ \cancel{g}\ \ce{NH3}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{17\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{3.12 mol \ce{NH3}}}$

Si te fijas en la estequiometría de la reacción, dos moles de amoniaco producen tres moles de hidrógeno:

$3.12\ \cancel{\ce{mol\ NH3}}\cdot \frac{3\ \ce{mol\ H2}}{2\ \cancel{\ce{mol\ NH3}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{4.68 mol \ce{H2}}}$

Para calcular la masa que corresponde a esos moles de hidrógeno tienes que saber la masa molecular del hidrógeno:

$M_{\ce{H2}} = 2\cdot 1 = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{2\ g\cdot mol^{-1}}}$

Al igual que antes, usas este dato como factor de conversión para obtener la masa de hidrógeno:

$4.68\ \cancel{\text{mol}}\ \ce{H2}\cdot \frac{2\ g}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{9.36 g \ce{H2}}}}$

c) Las moléculas de nitrógeno las calculas a partir de la definición de mol, pero teniendo en cuenta que cada dos moles de amoniaco desprenden solo un mol de nitrógeno:

$3.12\ \cancel{\ce{mol\ NH3}}\cdot \frac{1\ \cancel{\text{mol}}\ \ce{N2}}{2\ \cancel{\ce{mol\ NH3}}}\cdot \frac{6.022\cdot 10^{23}\ \text{molec}}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{9.39\cdot 10^{23}}\ \textbf{molec \ce{N2}}}}$

Estequiometría y mol: descomposición de amoniaco (3276)

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