Ejercicios: Cálculos estequiométricos en cambios químicos

Calcula la masa molar del carbonato de calcio, $CaCO_3$, con Ca = 40, C = 12 y O = 16 (en g/mol). Luego determina cuántos moles hay en 50 g de esta sustancia.

Según la ecuación balanceada $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$, ¿cuántos moles de $O_2$ se necesitan para reaccionar completamente con 4 mol de $H_2$? ¿Cuántos moles de $H_2O$ se forman? Explica qué relación molar usaste.

La síntesis del amoníaco se representa con $N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$. Si dispones de $N_2$ en exceso y reaccionan 6 mol de $H_2$, calcula cuántos moles de $NH_3$ se producen. Escribe la relación molar que utilizas.

La caliza se descompone con calor según $CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2$. Con masas molares $CaCO_3 = 100$ g/mol y $CaO = 56$ g/mol, calcula la masa de $CaO$ que se obtiene al descomponer completamente 200 g de $CaCO_3$. Calcula además cuántos moles de $CO_2$ se liberan.

Se hacen reaccionar 10 g de hidrógeno ($H_2$, 2 g/mol) con 64 g de oxígeno ($O_2$, 32 g/mol) para formar agua según $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$ (18 g/mol).

1. a) Determina cuál es el reactivo límite y cuál está en exceso.
2. b) Calcula la masa de agua que se forma.
3. c) Calcula cuánto reactivo en exceso sobra sin reaccionar.

En un reactor se hacen reaccionar 7,0 g de nitrógeno ($N_2$, 28 g/mol) con hidrógeno en exceso según $N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$ ($NH_3$, 17 g/mol). Se recogen 6,8 g de amoníaco.

1. a) Calcula el rendimiento teórico, es decir, la masa máxima de $NH_3$ posible.
2. b) Calcula el porcentaje de rendimiento de la reacción.
3. c) Menciona dos razones por las que el rendimiento real puede ser menor que el teórico.

Una familia quema 440 g de propano ($C_3H_8$, 44 g/mol) en la estufa. La reacción es $C_3H_8 + 5O_2 \rightarrow 3CO_2 + 4H_2O$, con $O_2 = 32$ g/mol, $CO_2 = 44$ g/mol y $H_2O = 18$ g/mol.

1. a) Calcula los moles de propano que reaccionan y los moles de $O_2$ necesarios.
2. b) Calcula la masa de $CO_2$ y la masa de $H_2O$ que se producen.
3. c) Comprueba que la masa de reactivos es igual a la masa de productos y comenta por qué esto confirma la conservación de la masa.

En un experimento se agregan 25,0 g de zinc ($Zn$, 65,4 g/mol) a 100 mL de una solución de ácido clorhídrico de concentración 2,0 mol/L. La reacción es $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2$.

1. a) Determina cuántos moles de cada reactivo hay y cuál es el reactivo límite.
2. b) Calcula la masa de hidrógeno gaseoso ($H_2$, 2,0 g/mol) que se produce.
3. c) Calcula la masa de zinc que queda sin reaccionar y argumenta qué ocurriría con la cantidad de $H_2$ si duplicaras el volumen de la solución de HCl.