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Volumen de nitrógeno y moléculas de oxígeno necesarias para una reacción (7000)
Viernes 5 de marzo de 2021, por
El nitrógeno reacciona con el oxígeno para formar el tetraóxido de dinitrógeno.
a) Escribe la ecuación química sabiendo que todas las sustancias son gaseosas.
b) Calcula el volumen de nitrógeno, medido en condiciones normales, que sería necesario para obtener 34 g de tetraóxido de dinitrógeno.
c) ¿Cuántas moléculas de oxígeno reaccionarán?
Datos: N = 14 ; O = 16 ; 
.
a) La ecuación química debe contener los estados de agregación y estar ajustada. Son todos gases y queda como:
![\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{N2(g) + 2O2(g) -> N2O4(g)}}}](local/cache-vignettes/L238xH18/ff6572e424d9dd5d366594f492bf6466-74dee.png?1733120472 "\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{N2(g) + 2O2(g) -> N2O4(g)}}}"){kind=small}
Para poder hacer el apartado b) vamos a convertir el dato de la masa de
en mol, usando para ello la masa molecular de la sustancia: ![34\ \cancel{g}\ \ce{N2O4}\cdot \frac{1\ mol}{(2\cdot 14 + 4\cdot 16)\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.37\ mol\ \ce{N2O4}}}](local/cache-vignettes/L348xH41/9d57d513a6f516771b8c94645cbde944-c06b1.png?1733120472 "34\ \cancel{g}\ \ce{N2O4}\cdot \frac{1\ mol}{(2\cdot 14 + 4\cdot 16)\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.37\ mol\ \ce{N2O4}}}"){kind=small}
b) Ahora aplicas la estequiometría de la reacción y haces la conversión a volumen, teniendo en cuenta que el volumen molar, en condiciones normales, es 22.4 L:
![0.37\ \cancel{mol\ \ce{N2O4}}\cdot \frac{1\ \cancel{mol}\ \ce{N2}}{1\ \cancel{mol\ \ce{N2O4}}}\cdot \frac{22.4\ L}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 8.3\ L\ \ce{N2}}}](local/cache-vignettes/L367xH40/e70b14917857c3a7be7d969aa82e3f19-62859.png?1733120472 "0.37\ \cancel{mol\ \ce{N2O4}}\cdot \frac{1\ \cancel{mol}\ \ce{N2}}{1\ \cancel{mol\ \ce{N2O4}}}\cdot \frac{22.4\ L}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 8.3\ L\ \ce{N2}}}"){kind=small}
c) Haces también la relación estequiométrica y luego conviertes los moles a moléculas usando el número de Avogadro:
![0.37\ \cancel{mol\ \ce{N2O4}}\cdot \frac{2\ \cancel{mol}\ \ce{O2}}{1\ \cancel{mol\ \ce{N2O4}}}\cdot \frac{6.022\cdot 10^{23}\ mol\acute{e}c}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{4.5\cdot 10^{23}}\ \bf{mol\acute{e}c}\ \textbf{\ce{O2}}}}](local/cache-vignettes/L526xH40/7997e09b95f023c0f2825b24bc040912-25baf.png?1733120472 "0.37\ \cancel{mol\ \ce{N2O4}}\cdot \frac{2\ \cancel{mol}\ \ce{O2}}{1\ \cancel{mol\ \ce{N2O4}}}\cdot \frac{6.022\cdot 10^{23}\ mol\acute{e}c}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{4.5\cdot 10^{23}}\ \bf{mol\acute{e}c}\ \textbf{\ce{O2}}}}"){kind=small}