En el laboratorio de una escuela de Rosario se hace reaccionar una pastilla efervescente con agua en un frasco cerrado, sobre una balanza.
¿Qué establece la ley de conservación de la masa (Lavoisier) para una reacción química en un sistema cerrado?
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Respuesta correcta: B)La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos
💡 Explicación
Lavoisier demostró, pesando cuidadosamente reacciones en recipientes cerrados, que la masa total no cambia: 'nada se pierde, nada se crea, todo se transforma'. La razón microscópica es que en una reacción química los átomos se reorganizan formando nuevas sustancias, pero su número y tipo se conservan. Por eso las ecuaciones deben estar balanceadas.
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Respuesta correcta: B)La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos
A)La masa de los productos siempre es menor porque parte se transforma en energíaIncorrecto. en las reacciones químicas la variación de masa por energía es imperceptible; lo que se observa es conservación.
B)La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productosCorrecto. los átomos solo se reordenan en nuevas sustancias; no se crean ni se destruyen, por eso la masa total se mantiene.
C)El número de moléculas de reactivos y productos es siempre el mismoIncorrecto. lo que se conserva es el número de átomos de cada elemento; el número de moléculas puede cambiar, como en 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.
D)La masa de cada sustancia se mantiene constante durante la reacciónIncorrecto. los reactivos se consumen y los productos se forman, así que la masa de cada sustancia cambia; solo la suma total se conserva.
💡 Explicación
Lavoisier demostró, pesando cuidadosamente reacciones en recipientes cerrados, que la masa total no cambia: 'nada se pierde, nada se crea, todo se transforma'. La razón microscópica es que en una reacción química los átomos se reorganizan formando nuevas sustancias, pero su número y tipo se conservan. Por eso las ecuaciones deben estar balanceadas.
Pregunta 2
Pregunta 2 · D4Bloom: Remember
En una clase de química de un colegio de Salta se introduce el concepto de mol para contar partículas.
¿Cuántas partículas (átomos, moléculas o iones) contiene 1 mol de una sustancia?
El mol es la unidad de cantidad de sustancia del SI. Un mol contiene N_A ≈ 6,02·10²³ entidades elementales, el número de Avogadro. Esta unidad permite pasar del mundo de los átomos, imposibles de contar uno a uno, a cantidades que se pueden pesar en el laboratorio usando la masa molar.
A)Aproximadamente 6,02·10²³ partículasCorrecto. es el número de Avogadro, la cantidad de átomos que hay en 12 g de carbono-12.
B)1 partícula de masa igual a la masa molarIncorrecto. un mol es una cantidad enorme de partículas, no una sola; la masa molar es la masa de todo ese conjunto.
C)6,02·10⁻²³ partículasIncorrecto. el exponente negativo daría una fracción de partícula; el número de Avogadro tiene exponente positivo 23.
D)Tantas partículas como gramos tenga la muestraIncorrecto. la cantidad de partículas por gramo depende de la sustancia; el mol fija un número constante, no un número por gramo.
💡 Explicación
El mol es la unidad de cantidad de sustancia del SI. Un mol contiene N_A ≈ 6,02·10²³ entidades elementales, el número de Avogadro. Esta unidad permite pasar del mundo de los átomos, imposibles de contar uno a uno, a cantidades que se pueden pesar en el laboratorio usando la masa molar.
Pregunta 3
Pregunta 3 · D4Bloom: Understand
En las caleras de las Sierras de Córdoba se calienta piedra caliza en hornos para obtener cal viva: CaCO₃ → CaO + CO₂.
¿Qué tipo de reacción es la que ocurre en el horno?
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Respuesta correcta: B)Descomposición
💡 Explicación
Una reacción de descomposición tiene la forma AB → A + B: un compuesto se divide en sustancias más sencillas, en general con aporte de energía. La calcinación de la caliza (CaCO₃) produce óxido de calcio (cal viva, CaO), usado en construcción, y libera dióxido de carbono. Es una reacción endotérmica que requiere temperaturas cercanas a 900 °C.
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Respuesta correcta: B)Descomposición
A)Síntesis o combinaciónIncorrecto. en la síntesis dos o más reactivos se unen en un solo producto; aquí ocurre lo contrario.
B)DescomposiciónCorrecto. un único reactivo, el carbonato de calcio, se separa por acción del calor en dos sustancias más simples.
C)Sustitución simpleIncorrecto. en la sustitución un elemento reemplaza a otro en un compuesto; aquí no participa ningún elemento libre.
D)NeutralizaciónIncorrecto. la neutralización es la reacción entre un ácido y una base que forma sal y agua; no hay ácido ni base reaccionando.
💡 Explicación
Una reacción de descomposición tiene la forma AB → A + B: un compuesto se divide en sustancias más sencillas, en general con aporte de energía. La calcinación de la caliza (CaCO₃) produce óxido de calcio (cal viva, CaO), usado en construcción, y libera dióxido de carbono. Es una reacción endotérmica que requiere temperaturas cercanas a 900 °C.
Pregunta 4
Pregunta 4 · D4Bloom: Understand
En una presentación sobre el hidrógeno verde que se proyecta producir en la Patagonia, se muestra la ecuación 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.
¿Qué significan los coeficientes de la ecuación balanceada?
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Respuesta correcta: C)Que 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ para formar 2 moles de H₂O
💡 Explicación
En una ecuación balanceada, los coeficientes estequiométricos expresan la proporción en número de partículas, y por lo tanto en moles: 2 mol H₂ : 1 mol O₂ : 2 mol H₂O. Para pasar a masa hay que multiplicar por las masas molares: 4 g de H₂ con 32 g de O₂ forman 36 g de agua, lo que también verifica la conservación de la masa.
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Respuesta correcta: C)Que 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ para formar 2 moles de H₂O
A)Que 2 g de H₂ reaccionan con 1 g de O₂ para formar 2 g de H₂OIncorrecto. los coeficientes no son masas; 2 mol de H₂ pesan 4 g y 1 mol de O₂ pesa 32 g.
B)Que la molécula de agua tiene 2 átomos de oxígenoIncorrecto. el coeficiente 2 delante de H₂O indica dos moléculas; la fórmula H₂O muestra un solo átomo de oxígeno.
C)Que 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ para formar 2 moles de H₂OCorrecto. los coeficientes indican la proporción en moles (o moléculas) de cada sustancia que reacciona o se forma.
D)Que se forma el doble de masa de agua que la que había de reactivosIncorrecto. la masa se conserva: 4 g + 32 g = 36 g de agua, igual a la de los reactivos.
💡 Explicación
En una ecuación balanceada, los coeficientes estequiométricos expresan la proporción en número de partículas, y por lo tanto en moles: 2 mol H₂ : 1 mol O₂ : 2 mol H₂O. Para pasar a masa hay que multiplicar por las masas molares: 4 g de H₂ con 32 g de O₂ forman 36 g de agua, lo que también verifica la conservación de la masa.
Pregunta 5
Pregunta 5 · D6Bloom: Apply
En el laboratorio de la planta química de un parque industrial de Campana se rotula un bidón de ácido sulfúrico, H₂SO₄. Masas atómicas: H = 1, S = 32, O = 16.
¿Cuál es la masa molar del ácido sulfúrico?
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Respuesta correcta: D)98 g/mol
💡 Explicación
La masa molar de un compuesto es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de su fórmula, cada una multiplicada por su subíndice. H₂SO₄: 2 hidrógenos (2·1 = 2), 1 azufre (32) y 4 oxígenos (4·16 = 64). Total: 98 g/mol. Es decir, 1 mol de ácido sulfúrico pesa 98 g.
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Respuesta correcta: D)98 g/mol
A)97 g/molIncorrecto. contaste un solo átomo de hidrógeno; la fórmula H₂SO₄ tiene dos.
B)50 g/molIncorrecto. contaste un solo átomo de oxígeno; el subíndice 4 indica cuatro oxígenos, que aportan 64 g/mol.
C)49 g/molIncorrecto. dividiste la masa molar por 2, quizás por los dos hidrógenos; la masa molar es la suma de todas las masas atómicas.
La masa molar de un compuesto es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de su fórmula, cada una multiplicada por su subíndice. H₂SO₄: 2 hidrógenos (2·1 = 2), 1 azufre (32) y 4 oxígenos (4·16 = 64). Total: 98 g/mol. Es decir, 1 mol de ácido sulfúrico pesa 98 g.
Pregunta 6
Pregunta 6 · D6Bloom: Apply
El gas natural que llega a las cocinas de Buenos Aires desde Vaca Muerta es principalmente metano, que arde según CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O (sin balancear).
¿Cuáles son los coeficientes que balancean la ecuación, en el orden CH₄, O₂, CO₂, H₂O?
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Respuesta correcta: B)1, 2, 1, 2
💡 Explicación
Se balancea primero el carbono (1 CO₂), luego el hidrógeno: 4 H del metano requieren 2 H₂O. Del lado de los productos hay 2 O en el CO₂ y 2 O en las dos aguas: 4 O, que se obtienen con 2 O₂. La ecuación es CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Al final se verifica átomo por átomo: C 1 = 1, H 4 = 4, O 4 = 4.
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Respuesta correcta: B)1, 2, 1, 2
A)1, 1, 1, 1Incorrecto. quedan 4 H a la izquierda y 2 a la derecha, y 2 O a la izquierda contra 3 a la derecha.
B)1, 2, 1, 2Correcto. con CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O hay 1 C, 4 H y 4 O en cada lado.
C)1, 2, 1, 1Incorrecto. el hidrógeno no queda balanceado: 4 H en el metano y solo 2 H en una molécula de agua.
D)2, 3, 2, 4Incorrecto. el oxígeno no cierra: 6 O a la izquierda y 4 + 4 = 8 O a la derecha.
💡 Explicación
Se balancea primero el carbono (1 CO₂), luego el hidrógeno: 4 H del metano requieren 2 H₂O. Del lado de los productos hay 2 O en el CO₂ y 2 O en las dos aguas: 4 O, que se obtienen con 2 O₂. La ecuación es CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Al final se verifica átomo por átomo: C 1 = 1, H 4 = 4, O 4 = 4.
Pregunta 7
Pregunta 7 · D6Bloom: Apply
En una escuela de Santa Fe se miden 90 g de agua destilada para un experimento. Masas atómicas: H = 1, O = 16.
¿Cuántos moles de agua hay en la muestra?
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Respuesta correcta: C)5 mol
💡 Explicación
La cantidad de sustancia se calcula como n = m/M. La masa molar del agua es 2·1 + 16 = 18 g/mol. Entonces n = 90/18 = 5 mol, que equivalen a 5·6,02·10²³ ≈ 3,01·10²⁴ moléculas de agua.
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Respuesta correcta: C)5 mol
A)1620 molIncorrecto. multiplicaste la masa por la masa molar (90·18); los moles se obtienen dividiendo.
B)Aproximadamente 5,3 molIncorrecto. usaste M = 17 g/mol, contando un solo hidrógeno; el agua tiene 2·1 + 16 = 18 g/mol.
C)5 molCorrecto. n = m/M = 90 g / 18 g/mol = 5 mol.
D)90 molIncorrecto. tomaste la masa en gramos como si fuera la cantidad en moles, sin dividir por la masa molar.
💡 Explicación
La cantidad de sustancia se calcula como n = m/M. La masa molar del agua es 2·1 + 16 = 18 g/mol. Entonces n = 90/18 = 5 mol, que equivalen a 5·6,02·10²³ ≈ 3,01·10²⁴ moléculas de agua.
Pregunta 8
Pregunta 8 · D6Bloom: Apply
En un trabajo sobre el efecto invernadero en una escuela de Mendoza se analiza una muestra que contiene 2 mol de CO₂.
¿Cuántas moléculas de CO₂ hay en la muestra? (N_A = 6,02·10²³)
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Respuesta correcta: D)1,204·10²⁴ moléculas
💡 Explicación
El número de partículas se obtiene multiplicando la cantidad de moles por el número de Avogadro: N = 2·6,02·10²³ = 1,204·10²⁴ moléculas de CO₂. Como cada molécula tiene 3 átomos, la muestra contiene 3,612·10²⁴ átomos en total; hay que distinguir siempre qué partículas se están contando.
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Respuesta correcta: D)1,204·10²⁴ moléculas
A)3,01·10²³ moléculasIncorrecto. dividiste el número de Avogadro por 2 en lugar de multiplicarlo por los 2 moles.
B)3,612·10²⁴ moléculasIncorrecto. multiplicaste además por los 3 átomos de cada molécula: ese es el número de átomos, no de moléculas.
C)2 moléculasIncorrecto. confundiste moles con moléculas; cada mol contiene 6,02·10²³ moléculas.
El número de partículas se obtiene multiplicando la cantidad de moles por el número de Avogadro: N = 2·6,02·10²³ = 1,204·10²⁴ moléculas de CO₂. Como cada molécula tiene 3 átomos, la muestra contiene 3,612·10²⁴ átomos en total; hay que distinguir siempre qué partículas se están contando.
Pregunta 9
Pregunta 9 · D6Bloom: Apply
Una garrafa de gas de un camping en Villa Gesell quema 32 g de metano según CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Masas atómicas: C = 12, H = 1, O = 16.
¿Qué masa de CO₂ se produce?
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Respuesta correcta: A)88 g
💡 Explicación
En estequiometría se trabaja en moles: (1) masa de CH₄ → moles: 32/16 = 2 mol; (2) relación de la ecuación CH₄ : CO₂ = 1 : 1 → 2 mol de CO₂; (3) moles → masa: 2·44 = 88 g. Que se produzca más masa de CO₂ que de metano se explica porque el carbono se combina con oxígeno tomado del aire.
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Respuesta correcta: A)88 g
A)88 gCorrecto. 32 g de CH₄ son 2 mol (32/16); por la relación 1:1 se forman 2 mol de CO₂, que pesan 2·44 = 88 g.
B)32 gIncorrecto. supusiste que la masa de CO₂ es igual a la de metano; la relación 1:1 es en moles, no en gramos.
C)44 gIncorrecto. es la masa de 1 mol de CO₂; olvidaste que 32 g de metano son 2 mol.
D)176 gIncorrecto. usaste el coeficiente 2 del O₂ como si fuera del CO₂, duplicando los moles de producto.
💡 Explicación
En estequiometría se trabaja en moles: (1) masa de CH₄ → moles: 32/16 = 2 mol; (2) relación de la ecuación CH₄ : CO₂ = 1 : 1 → 2 mol de CO₂; (3) moles → masa: 2·44 = 88 g. Que se produzca más masa de CO₂ que de metano se explica porque el carbono se combina con oxígeno tomado del aire.
Pregunta 10
Pregunta 10 · D6Bloom: Apply
En la planta de Profertil en Bahía Blanca se produce amoníaco para fertilizantes mediante N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Masas atómicas: N = 14, H = 1.
¿Qué masa de amoníaco se obtiene, como máximo, a partir de 28 g de N₂ con suficiente hidrógeno?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: C)34 g
💡 Explicación
Pasos: n(N₂) = 28 g / 28 g/mol = 1 mol. Por la ecuación, 1 mol de N₂ produce 2 mol de NH₃. La masa molar del NH₃ es 14 + 3 = 17 g/mol, así que se obtienen 2·17 = 34 g. Verificación con conservación de la masa: 28 g de N₂ + 6 g de H₂ (3 mol) = 34 g de NH₃.
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Respuesta correcta: C)34 g
A)17 gIncorrecto. es la masa de 1 mol de NH₃; olvidaste que cada mol de N₂ forma 2 mol de NH₃.
B)28 gIncorrecto. supusiste que la masa de producto es igual a la de N₂, sin sumar el hidrógeno que se incorpora.
C)34 gCorrecto. 28 g de N₂ son 1 mol; la ecuación da 2 mol de NH₃, que pesan 2·17 = 34 g.
D)51 gIncorrecto. multiplicaste 17 g/mol por el coeficiente 3 del hidrógeno en lugar del 2 del amoníaco.
💡 Explicación
Pasos: n(N₂) = 28 g / 28 g/mol = 1 mol. Por la ecuación, 1 mol de N₂ produce 2 mol de NH₃. La masa molar del NH₃ es 14 + 3 = 17 g/mol, así que se obtienen 2·17 = 34 g. Verificación con conservación de la masa: 28 g de N₂ + 6 g de H₂ (3 mol) = 34 g de NH₃.
Pregunta 11
Pregunta 11 · D8Bloom: Analyze
En un ensayo de celdas de combustible en el INTI se mezclan 4 mol de H₂ con 3 mol de O₂ para la reacción 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.
¿Cuál es el reactivo limitante y qué ocurre con el otro reactivo?
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Respuesta correcta: A)El H₂ es el limitante y sobra 1 mol de O₂
💡 Explicación
Para hallar el limitante se compara lo disponible con lo que exige la ecuación. Con 4 mol de H₂ hacen falta 4·(1/2) = 2 mol de O₂; hay 3 mol, así que el O₂ está en exceso. El H₂ se agota primero (limitante) y determina el producto: 4 mol de H₂O. Sobra 3 − 2 = 1 mol de O₂ sin reaccionar.
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Respuesta correcta: A)El H₂ es el limitante y sobra 1 mol de O₂
A)El H₂ es el limitante y sobra 1 mol de O₂Correcto. 4 mol de H₂ necesitan solo 4/2 = 2 mol de O₂; como hay 3 mol, sobra 1 mol de O₂ y se forman 4 mol de agua.
B)El O₂ es el limitante porque hay menos moles de O₂ que de H₂Incorrecto. comparar moles directamente no alcanza: hay que usar la proporción 2:1 de la ecuación, y el O₂ alcanza de sobra.
C)No hay limitante: reaccionan los 7 mol completosIncorrecto. la proporción 2:1 exige 6 mol de H₂ para 3 mol de O₂, y solo hay 4; no pueden reaccionar todos.
D)El H₂ es el limitante y sobran 2 mol de O₂Incorrecto. se consumen 2 mol de O₂ con los 4 mol de H₂; de los 3 mol iniciales sobra solo 1 mol.
💡 Explicación
Para hallar el limitante se compara lo disponible con lo que exige la ecuación. Con 4 mol de H₂ hacen falta 4·(1/2) = 2 mol de O₂; hay 3 mol, así que el O₂ está en exceso. El H₂ se agota primero (limitante) y determina el producto: 4 mol de H₂O. Sobra 3 − 2 = 1 mol de O₂ sin reaccionar.
Pregunta 12
Pregunta 12 · D8Bloom: Analyze
En una planta piloto de fertilizantes en Bahía Blanca, a partir de una carga de reactivos se esperaba obtener teóricamente 34 g de amoníaco, pero se recolectaron 25,5 g.
¿Cuál fue el rendimiento de la reacción?
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Respuesta correcta: D)75 %
💡 Explicación
El rendimiento porcentual compara la cantidad obtenida con la máxima calculada por estequiometría: η = (masa real / masa teórica)·100 = 25,5/34·100 = 75 %. En la síntesis de amoníaco el rendimiento es menor que 100 % porque la reacción es reversible y alcanza un equilibrio, además de pérdidas en la separación del producto.
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Respuesta correcta: D)75 %
A)Aproximadamente 133 %Incorrecto. dividiste el teórico por el real (34/25,5); el rendimiento no puede superar 100 %.
B)8,5 %Incorrecto. calculaste la diferencia 34 − 25,5 = 8,5 g y la tomaste como porcentaje.
C)25 %Incorrecto. es el porcentaje que no se obtuvo (100 − 75); el rendimiento mide lo que sí se obtuvo.
El rendimiento porcentual compara la cantidad obtenida con la máxima calculada por estequiometría: η = (masa real / masa teórica)·100 = 25,5/34·100 = 75 %. En la síntesis de amoníaco el rendimiento es menor que 100 % porque la reacción es reversible y alcanza un equilibrio, además de pérdidas en la separación del producto.
Pregunta 13
Pregunta 13 · D8Bloom: Analyze
En una clase en Ushuaia se quema una cinta de magnesio de 4,8 g en un crisol abierto: 2 Mg + O₂ → 2 MgO. Los alumnos se sorprenden porque el polvo blanco final pesa más que la cinta. Masas atómicas: Mg = 24, O = 16.
¿Qué masa de MgO se forma y por qué pesa más que el magnesio inicial?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: D)8,0 g, porque el magnesio incorpora oxígeno del aire
💡 Explicación
n(Mg) = 4,8/24 = 0,2 mol. La ecuación indica relación 1:1 entre Mg y MgO, por lo que se forman 0,2 mol de MgO, con masa molar 24 + 16 = 40 g/mol: 0,2·40 = 8,0 g. La ley de conservación de la masa se cumple si se cuenta el oxígeno: 4,8 g de Mg + 3,2 g de O₂ = 8,0 g de MgO. El crisol abierto no es un sistema cerrado.
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Respuesta correcta: D)8,0 g, porque el magnesio incorpora oxígeno del aire
A)4,8 g, porque la masa se conservaIncorrecto. la masa total sí se conserva, pero hay que incluir el oxígeno que reacciona, que viene del aire y no se pesó al principio.
B)3,2 g, porque parte del magnesio se pierde como humoIncorrecto. 3,2 g es la masa de oxígeno incorporado; si se perdiera magnesio el producto pesaría menos de 4,8 g, no más.
C)9,6 g, porque se duplica la masa por el coeficiente 2Incorrecto. el coeficiente 2 multiplica moles de Mg y de MgO por igual; no duplica la masa.
D)8,0 g, porque el magnesio incorpora oxígeno del aireCorrecto. 4,8 g de Mg son 0,2 mol, que forman 0,2 mol de MgO de 40 g/mol: 8,0 g. La masa extra (3,2 g) es oxígeno del aire.
💡 Explicación
n(Mg) = 4,8/24 = 0,2 mol. La ecuación indica relación 1:1 entre Mg y MgO, por lo que se forman 0,2 mol de MgO, con masa molar 24 + 16 = 40 g/mol: 0,2·40 = 8,0 g. La ley de conservación de la masa se cumple si se cuenta el oxígeno: 4,8 g de Mg + 3,2 g de O₂ = 8,0 g de MgO. El crisol abierto no es un sistema cerrado.
Pregunta 14
Pregunta 14 · D8Bloom: Analyze
En un laboratorio de una escuela técnica de San Nicolás se calientan 56 g de hierro con 40 g de azufre: Fe + S → FeS. Masas atómicas: Fe = 56, S = 32.
¿Qué masa de sulfuro de hierro(II) se forma como máximo?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: B)88 g
💡 Explicación
Se convierten las masas a moles: 1 mol de Fe y 1,25 mol de S. La ecuación pide 1 mol de S por cada mol de Fe, así que el Fe es el reactivo limitante y sobran 0,25 mol de S (8 g). Se forma 1 mol de FeS, de masa molar 88 g/mol: 88 g. La conservación se verifica: 96 g de reactivos = 88 g de FeS + 8 g de S sin reaccionar.
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Respuesta correcta: B)88 g
A)96 gIncorrecto. sumaste las masas de los reactivos (56 + 40) suponiendo que todo reacciona; sobran 8 g de azufre.
B)88 gCorrecto. Fe: 56/56 = 1 mol; S: 40/32 = 1,25 mol. Con relación 1:1, el Fe es limitante y se forma 1 mol de FeS = 56 + 32 = 88 g.
C)110 gIncorrecto. usaste los 1,25 mol de azufre como si fuera el limitante (1,25·88); no hay hierro suficiente para eso.
D)56 gIncorrecto. tomaste solo la masa del hierro limitante y olvidaste sumar los 32 g de azufre que se combinan con él (56 + 32 = 88 g).
💡 Explicación
Se convierten las masas a moles: 1 mol de Fe y 1,25 mol de S. La ecuación pide 1 mol de S por cada mol de Fe, así que el Fe es el reactivo limitante y sobran 0,25 mol de S (8 g). Se forma 1 mol de FeS, de masa molar 88 g/mol: 88 g. La conservación se verifica: 96 g de reactivos = 88 g de FeS + 8 g de S sin reaccionar.
Pregunta 15
Pregunta 15 · D8Bloom: Analyze
Para tratar un efluente ácido en una curtiembre de Lanús se usa hidróxido de sodio: HCl + NaOH → NaCl + H₂O. El efluente contiene 0,5 mol de HCl. Masas atómicas: Na = 23, O = 16, H = 1.
¿Qué masa de NaOH se necesita para neutralizarlo completamente?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: B)20 g
💡 Explicación
La neutralización ácido-base forma sal y agua. Con HCl y NaOH la relación molar es 1:1: para 0,5 mol de HCl se necesitan 0,5 mol de NaOH. La masa molar del NaOH es 23 + 16 + 1 = 40 g/mol, por lo que m = 0,5·40 = 20 g. En la práctica se controla el pH para no agregar exceso de base.
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Respuesta correcta: B)20 g
A)40 gIncorrecto. es la masa de 1 mol de NaOH; solo hacen falta 0,5 mol.
B)20 gCorrecto. la relación es 1:1, así que hacen falta 0,5 mol de NaOH; con M = 40 g/mol, la masa es 0,5·40 = 20 g.
C)18,25 gIncorrecto. calculaste la masa del HCl (0,5·36,5) en lugar de la del NaOH.
D)80 gIncorrecto. dividiste la masa molar por los moles (40/0,5) en lugar de multiplicar.
💡 Explicación
La neutralización ácido-base forma sal y agua. Con HCl y NaOH la relación molar es 1:1: para 0,5 mol de HCl se necesitan 0,5 mol de NaOH. La masa molar del NaOH es 23 + 16 + 1 = 40 g/mol, por lo que m = 0,5·40 = 20 g. En la práctica se controla el pH para no agregar exceso de base.
Pregunta 16
Pregunta 16 · D8Bloom: Analyze
Un productor de soja de Pergamino compara fertilizantes nitrogenados y quiere saber el contenido de nitrógeno del nitrato de amonio, NH₄NO₃. Masas atómicas: N = 14, H = 1, O = 16.
¿Qué porcentaje en masa de nitrógeno tiene el nitrato de amonio?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: A)35 %
💡 Explicación
La composición porcentual se calcula como (masa del elemento en un mol del compuesto / masa molar)·100. NH₄NO₃: M = 28 + 4 + 48 = 80 g/mol. Nitrógeno: 28 g. % N = 28/80·100 = 35 %. Este dato permite comparar fertilizantes: la urea, por ejemplo, tiene alrededor de 46 % de N.
Ver respuesta
Respuesta correcta: A)35 %
A)35 %Correcto. la masa molar es 2·14 + 4·1 + 3·16 = 80 g/mol, y el nitrógeno aporta 2·14 = 28 g: 28/80 = 0,35.
B)17,5 %Incorrecto. contaste un solo átomo de nitrógeno; el NH₄NO₃ tiene uno en el amonio y otro en el nitrato.
C)Aproximadamente 22,2 %Incorrecto. dividiste 2 átomos de N por el total de 9 átomos de la fórmula; el porcentaje en masa usa masas atómicas, no número de átomos.
D)60 %Incorrecto. es el porcentaje de oxígeno (48/80), no el de nitrógeno.
💡 Explicación
La composición porcentual se calcula como (masa del elemento en un mol del compuesto / masa molar)·100. NH₄NO₃: M = 28 + 4 + 48 = 80 g/mol. Nitrógeno: 28 g. % N = 28/80·100 = 35 %. Este dato permite comparar fertilizantes: la urea, por ejemplo, tiene alrededor de 46 % de N.
Pregunta 17
Pregunta 17 · D10Bloom: Evaluate
En el alto horno de una acería de San Nicolás de los Arroyos se reduce el mineral de hierro con monóxido de carbono. Cuatro alumnos escriben la ecuación.
¿Cuál de las ecuaciones propuestas está correctamente balanceada?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: C)Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
💡 Explicación
Para evaluar si una ecuación está balanceada se cuentan los átomos de cada elemento a ambos lados. En Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂: Fe 2 = 2; C 3 = 3; O 3 + 3 = 6 y 3·2 = 6. Cada CO toma un oxígeno del óxido de hierro y se transforma en CO₂; como el Fe₂O₃ tiene 3 oxígenos, hacen falta 3 CO.
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Respuesta correcta: C)Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
A)Fe₂O₃ + CO → 2 Fe + CO₂Incorrecto. el oxígeno no cierra: hay 3 + 1 = 4 O a la izquierda y 2 a la derecha.
B)Fe₂O₃ + 3 CO → Fe + 3 CO₂Incorrecto. el hierro no cierra: 2 átomos de Fe en el óxido y solo 1 en los productos.
C)Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂Correcto. hay 2 Fe, 3 C y 3 + 3 = 6 O a la izquierda, y 2 Fe, 3 C y 6 O a la derecha.
D)Fe₂O₃ + 2 CO → 2 Fe + 2 CO₂Incorrecto. faltan oxígenos en los productos: 3 + 2 = 5 O a la izquierda y 4 a la derecha.
💡 Explicación
Para evaluar si una ecuación está balanceada se cuentan los átomos de cada elemento a ambos lados. En Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂: Fe 2 = 2; C 3 = 3; O 3 + 3 = 6 y 3·2 = 6. Cada CO toma un oxígeno del óxido de hierro y se transforma en CO₂; como el Fe₂O₃ tiene 3 oxígenos, hacen falta 3 CO.
Pregunta 18
Pregunta 18 · D10Bloom: Evaluate
En un laboratorio de Córdoba se hacen reaccionar 10 g de H₂ con 64 g de O₂: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Un alumno afirma: 'Como hay mucha más masa de oxígeno, el hidrógeno es el reactivo limitante'. Masas atómicas: H = 1, O = 16.
¿Cómo se evalúa la afirmación del alumno?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: D)Es incorrecta: el O₂ es el limitante; hay 2 mol de O₂ y harían falta 2,5 mol para los 5 mol de H₂
💡 Explicación
Se convierten las masas a moles: H₂ = 10/2 = 5 mol; O₂ = 64/32 = 2 mol. Los 5 mol de H₂ requerirían 2,5 mol de O₂ (80 g), y solo hay 2 mol. El O₂ se agota primero y es el limitante: se forman 4 mol de agua (72 g) y sobra 1 mol de H₂ (2 g). Comparar masas directamente lleva a conclusiones erróneas.
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Respuesta correcta: D)Es incorrecta: el O₂ es el limitante; hay 2 mol de O₂ y harían falta 2,5 mol para los 5 mol de H₂
A)Es correcta, porque el reactivo con menor masa siempre es el limitanteIncorrecto. la masa no indica cantidad de partículas: 10 g de H₂ son 5 mol, mientras que 64 g de O₂ son solo 2 mol.
B)Es correcta, porque hay menos moles de H₂ que de O₂Incorrecto. hay 5 mol de H₂ y 2 mol de O₂, es decir, más moles de hidrógeno, no menos.
C)Es incorrecta: no hay limitante porque las masas están en proporción 2:1Incorrecto. la proporción 2:1 de la ecuación es en moles; en masa la relación estequiométrica es 4 g de H₂ por cada 32 g de O₂.
D)Es incorrecta: el O₂ es el limitante; hay 2 mol de O₂ y harían falta 2,5 mol para los 5 mol de H₂Correcto. el limitante se decide en moles y con la proporción de la ecuación, no comparando masas.
💡 Explicación
Se convierten las masas a moles: H₂ = 10/2 = 5 mol; O₂ = 64/32 = 2 mol. Los 5 mol de H₂ requerirían 2,5 mol de O₂ (80 g), y solo hay 2 mol. El O₂ se agota primero y es el limitante: se forman 4 mol de agua (72 g) y sobra 1 mol de H₂ (2 g). Comparar masas directamente lleva a conclusiones erróneas.
Pregunta 19
Pregunta 19 · D10Bloom: Evaluate
Dos caleras de Olavarría compiten por un contrato. La calera A calcina 100 kg de CaCO₃ y obtiene 50 kg de CaO; la calera B calcina 200 kg de CaCO₃ y obtiene 98 kg de CaO. Reacción: CaCO₃ → CaO + CO₂; masas molares CaCO₃ = 100 g/mol, CaO = 56 g/mol.
¿Cuál es la evaluación correcta de sus rendimientos?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: A)A tiene mayor rendimiento: ≈ 89,3 % frente a 87,5 % de B
💡 Explicación
Por cada 100 g de CaCO₃ (1 mol) se forman como máximo 56 g de CaO; la diferencia es el CO₂ liberado. Teóricos: A = 56 kg y B = 112 kg. Rendimientos: A = 50/56 ≈ 89,3 % y B = 98/112 = 87,5 %. Aunque B produce más cal, A aprovecha mejor la materia prima. Comparar masas obtenidas sin considerar el teórico es un error frecuente.
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Respuesta correcta: A)A tiene mayor rendimiento: ≈ 89,3 % frente a 87,5 % de B
A)A tiene mayor rendimiento: ≈ 89,3 % frente a 87,5 % de BCorrecto. teórico A = 56 kg y 50/56 ≈ 89,3 %; teórico B = 112 kg y 98/112 = 87,5 %.
B)B tiene mayor rendimiento porque obtiene más kilogramos de CaOIncorrecto. B procesa el doble de caliza; el rendimiento compara lo obtenido con lo teórico, no la producción absoluta.
C)Ambas tienen 100 % de rendimiento porque toda la caliza se descomponeIncorrecto. ninguna obtiene la masa teórica (56 kg y 112 kg), así que ambas tienen pérdidas.
D)A tiene 50 % y B 49 % de rendimientoIncorrecto. dividiste la masa de CaO por la de caliza; la masa teórica de CaO es 56 % de la caliza, no el 100 %.
💡 Explicación
Por cada 100 g de CaCO₃ (1 mol) se forman como máximo 56 g de CaO; la diferencia es el CO₂ liberado. Teóricos: A = 56 kg y B = 112 kg. Rendimientos: A = 50/56 ≈ 89,3 % y B = 98/112 = 87,5 %. Aunque B produce más cal, A aprovecha mejor la materia prima. Comparar masas obtenidas sin considerar el teórico es un error frecuente.
Pregunta 20
Pregunta 20 · D10Bloom: Evaluate
En una escuela de Neuquén se repite un experimento: se mezcla bicarbonato de sodio con vinagre en un vaso abierto sobre una balanza y la masa final es menor que la inicial. Un grupo concluye que la ley de conservación de la masa no se cumple.
¿Cuál es la mejor evaluación de esa conclusión?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: C)Es incorrecta: se forma CO₂ gaseoso que escapa del vaso abierto; en un recipiente cerrado la masa total se mantendría
💡 Explicación
La reacción NaHCO₃ + CH₃COOH → CH₃COONa + H₂O + CO₂ produce dióxido de carbono gaseoso. En un vaso abierto el gas se escapa y la balanza registra menos masa. Si se repite en un frasco cerrado con un globo, la masa se mantiene constante. Para poner a prueba la ley de Lavoisier el sistema debe ser cerrado.
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Respuesta correcta: C)Es incorrecta: se forma CO₂ gaseoso que escapa del vaso abierto; en un recipiente cerrado la masa total se mantendría
A)Es correcta: en las reacciones con gases la masa se destruyeIncorrecto. la masa no se destruye; los átomos de carbono y oxígeno siguen existiendo en el CO₂ que se dispersa.
B)Es incorrecta: la balanza estaba mal calibradaIncorrecto. la disminución es real y se explica por el gas que escapa; culpar a la balanza no explica el fenómeno.
C)Es incorrecta: se forma CO₂ gaseoso que escapa del vaso abierto; en un recipiente cerrado la masa total se mantendríaCorrecto. el sistema no es cerrado; la masa 'perdida' corresponde al gas producido que salió al aire.
D)Es correcta: la energía liberada se llevó parte de la masaIncorrecto. en una reacción química la variación de masa asociada a la energía es imperceptible; la diferencia medida es el CO₂ que salió.
💡 Explicación
La reacción NaHCO₃ + CH₃COOH → CH₃COONa + H₂O + CO₂ produce dióxido de carbono gaseoso. En un vaso abierto el gas se escapa y la balanza registra menos masa. Si se repite en un frasco cerrado con un globo, la masa se mantiene constante. Para poner a prueba la ley de Lavoisier el sistema debe ser cerrado.
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