WorksheetsPrueba final reacciones químicas y estequiometría
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¿Cuántos gramos de NH3 se forman, si se hacen reaccionar 100 g de Mg3N2 con 72 g de H2O?
(Masas molares NH3 = 17 g/mol , Mg3N2 = 100.09 g/mol,
H2O = 18 g /mol )
Mg3N2 + 6H2O --> 3Mg(OH)2 + 2NH3
22,6 g
34,6 g
175,6 g
165,6 g
Determina los coeficientes estequiométricos para que la reacción química esté igualada.
a C3H8 + b O2 → c CO2 + d H2O
a=1 , b=5 , c=3 , d=4
a=1 , b=4 , c=3 , d=4
a=1 , b=5 , c=3 , d=3
a=2 , b=5 , c=3 , d=4
Si tenemos en cuenta que las masas moleculares del K= 39g/mol, Mn= 55g/mol y el O= 16g/mol, ¿cuál es la masa molecular del permanganato de potasio (KMnO4)?
15,8g/mol
158g
158g/mol
158 mol
Un recipiente contiene 200 g de dióxido de carbono, ¿cuál es el número de moles? Masa atómica C= 12 g/mol; Masa atómica O= 16 g/mol
4,54
45,4
0,45
454
Basándose en la estequiometría de la siguiente reacción (masas molares: N, 14 g/mol; H, 1 g/mol):
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
La única afirmación que NO se corresponde con dicha reacción, es:
1 molécula de N2 y 3 moléculas de H2 producen 2 moléculas de NH3
1 g de N2 al reaccionar con 3 g de H2 producen 2 g de NH3
1 mol de N2 reacciona con 3 mol de H2 y producen 2 mol de NH3
28 g de N2 reaccionan con 6 g de H2 produciendo 34 g de NH3
Considere la siguiente reacción:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Masas molares CH4 = 16 g/mol O2 = 32 g/mol
Si se emplean 8 g de CH4 con 32 g de O2 ¿ Cual es el reactivo limite?
O2
CH4
Ambos reactivos se consumen completamente
S8 + 8Fe → 8FeS
Calcula el porcentaje de rendimiento de una reacción que inicia con 200g de S8, si al realizar la reacción en el laboratorio se obtuvo como rendimiento real 500g de FeS.
(PM S=32 g/mol, PM Fe= 56 g/mol)
11%
68,75%
80%
90,90%
Considere la siguiente reacción:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Al inicio se ponen a reaccionar 3 moles de MnO2 con 8 moles HCl ¿ Cual es el reactivo limite?
MnO2
HCl
Ambos se consumen completamente
En está imagen el reactivo limitante es
Oxígeno
Hidrógeno
Agua
¿Qué representan los coeficientes estequiométricos?
Representan los subíndices de las sustancias
Representan los moles de cada sustancia que intervienen en la reacción química.
Representan las valencias de los elementos
Representan si es un gas, líquido, sólido o acuoso.
Un compuesto de fórmula empírica C2H3Br2 tiene una masa molar de 373.69 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular?
CHBr
C4H6Br4
C6H9Br6
C4H4Br2
Calcula la fórmula empírica de un hidrocarburo que en un análisis dio la siguiente composición: 85,63% de C y 14,3% de H
(a)
Determina la composición centesimal del hidróxido de calcio, Ca(OH)2
Masas atómicas (u): H=1; O=16; Ca=40
65,7 % Ca
12,3 % O
22 % H
59,8 % Ca
38,4 % O
1,8 % H
66,5 % Ca
21,1 % O
12,4 % H
54,1 % Ca
43,2 % O
2,7 % H
Considerando la ecuación química anterior. Si 45 g de aluminio y 62 g de oxígeno experimenta una reacción que tiene una producción de 70% ¿Qué masa de óxido de aluminio se forma?
(a)
Realiza tu autoevaluación en el proceso llevado hasta este momento en la asignatura de Química, específicamente en relación a la temática de reacciones químicas. Realiza un escrito respondiendo las siguientes preguntas ¿Cómo ha sido mi actitud frente a la temática y a la asignatura? ¿He cumplido con las actividades propuestas? ¿Qué he aprendido en esta temática? ¿Qué piensa mi familia de mi proceso en la asignatura?
