En el laboratorio de química de un colegio de Medellín, el profesor pesa los reactivos dentro de un recipiente que sella, deja que reaccionen y pesa el mismo recipiente sin abrirlo.
¿Qué ocurre con la masa total del sistema durante una reacción química que ocurre en un recipiente cerrado?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: A)No cambia, porque la materia se conserva y ni entra ni sale del recipiente
💡 Explicación
La ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier a finales del siglo XVIII, establece que en una reacción química la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Los átomos no se crean ni se destruyen: se reorganizan. Por eso el reactivo en exceso solo tiene sentido cuando el sistema es abierto, y por eso los experimentos de verificación deben hacerse en recipientes cerrados.
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Respuesta correcta: A)No cambia, porque la materia se conserva y ni entra ni sale del recipiente
A)No cambia, porque la materia se conserva y ni entra ni sale del recipienteCorrecto. En un sistema cerrado no hay intercambio de materia con el ambiente, de modo que la masa medida antes y después es la misma.
B)Disminuye, porque parte de la materia se convierte en energía y desaparece del recipienteIncorrecto. La materia no desaparece: los átomos se reorganizan en nuevas sustancias, y además ningún átimo se pierde por convertirse en energía.
C)Aumenta, porque la reacción libera energía que después se convierte en masaIncorrecto. Una cantidad tan pequeña de energía liberada no genera una masa apreciable, y la masa total de un sistema cerrado permanece constante.
D)No se puede saber, porque en el laboratorio solo es posible pesar los reactivos y no los productosIncorrecto. Sí se pueden pesar los productos dentro del mismo recipiente cerrado, que es justamente la forma de comprobar la conservación de la masa.
💡 Explicación
La ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier a finales del siglo XVIII, establece que en una reacción química la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Los átomos no se crean ni se destruyen: se reorganizan. Por eso el reactivo en exceso solo tiene sentido cuando el sistema es abierto, y por eso los experimentos de verificación deben hacerse en recipientes cerrados.
Pregunta 2
Pregunta 2 · D4Bloom: Understand
En la clase de química de Pereira, la profesora escribe en el tablero que un mol corresponde siempre al mismo número de partículas, sin importar de qué sustancia se trate.
Un mol de una sustancia corresponde, principalmente, a:
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Respuesta correcta: B)Una cantidad de sustancia que contiene 6,022 × 10²³ partículas elementales
💡 Explicación
El mol es la unidad de cantidad de sustancia del Sistema Internacional. Equivale a 6,022 × 10²³ partículas, y ese número es el mismo para todas las sustancias, lo que permite comparar cantidades de materia muy diferentes. Sobre esa base se construyen la masa molar (la masa de un mol) y el concepto de mil, que equivale a un kilogramo.
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Respuesta correcta: B)Una cantidad de sustancia que contiene 6,022 × 10²³ partículas elementales
A)La masa en gramos que coincide numéricamente con su masa molarIncorrecto. Esa relación describe la masa de un mol, pero el mol es una unidad de cantidad de sustancia basada en el número de partículas, no en la masa.
B)Una cantidad de sustancia que contiene 6,022 × 10²³ partículas elementalesCorrecto. El mol es la cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro de partículas, es decir, 6,022 × 10²³ átomos, moléculas o iones.
C)El volumen que ocupa la sustancia cuando está disuelta en un litro de aguaIncorrecto. El mol no se define por un volumen de disolución sino por el número de partículas que contiene.
D)La cantidad de sustancia que cabe en un recipiente con un litro de capacidadIncorrecto. Un recipiente de un litro no define una cantidad de sustancia, porque la misma masa de un sólido y de un gas ocupan volúmenes muy diferentes.
💡 Explicación
El mol es la unidad de cantidad de sustancia del Sistema Internacional. Equivale a 6,022 × 10²³ partículas, y ese número es el mismo para todas las sustancias, lo que permite comparar cantidades de materia muy diferentes. Sobre esa base se construyen la masa molar (la masa de un mol) y el concepto de mil, que equivale a un kilogramo.
Pregunta 3
Pregunta 3 · D4Bloom: Understand
En Cali, el profesor denoveno grado escribe en el tablero la reacción de formación del agua y pide al grupo que la lea como una receta donde cada coeficiente es una proporción.
En la ecuación balanceada 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, ¿qué relación se puede establecer correctamente?
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Respuesta correcta: D)Dos moles de H₂ reaccionan con un mol de O₂ y forman dos moles de H₂O
💡 Explicación
En una ecuación química balanceada, los coeficientes representan la proporción en moles de las sustancias, y esa proporción no se puede cambiar al ajustar el balanceo. Leer los coeficientes como una relación estequiométrica es el paso previo para calcular masas, volúmenes o cantidades de reactivo en exceso en cualquier problema de estequiometría.
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Respuesta correcta: D)Dos moles de H₂ reaccionan con un mol de O₂ y forman dos moles de H₂O
A)Un mol de O₂ produce un mol de H₂OIncorrecto. El coeficiente del agua es 2, de modo que la relación correcta es de un mol de O₂ por cada dos moles de agua formadas.
B)Dos moles de H₂ producen un mol de H₂OIncorrecto. Ambos coeficientes son 2, de modo que el agua formada es igual a la cantidad de hidrógeno consumido, y no la mitad.
C)Un mol de H₂ produce dos moles de H₂OIncorrecto. Un mol de H₂ no alcanza para formar dos moles de H₂O, porque cada mol de agua necesita dos moles de hidrógeno.
D)Dos moles de H₂ reaccionan con un mol de O₂ y forman dos moles de H₂OCorrecto. Los coeficientes de la ecuación balanceada indican la relación en moles: 2 de H₂, 1 de O₂ y 2 de H₂O.
💡 Explicación
En una ecuación química balanceada, los coeficientes representan la proporción en moles de las sustancias, y esa proporción no se puede cambiar al ajustar el balanceo. Leer los coeficientes como una relación estequiométrica es el paso previo para calcular masas, volúmenes o cantidades de reactivo en exceso en cualquier problema de estequiometría.
Pregunta 4
Pregunta 4 · D6Bloom: Apply
En el taller de química de Bogotá, una estudiante debe completar el balanceo de la reacción que representa la formación de amoníaco en el laboratorio escolar.
¿Con qué coeficiente debe multiplicarse el H₂ en la ecuación N₂ + H₂ → NH₃ para que quede balanceada?
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Respuesta correcta: C)Con 3, porque en el lado de los productos hay 2 × 3 = 6 átomos de hidrógeno
💡 Explicación
Para balancear N₂ + H₂ → NH₃ se cuentan los átomos de cada elemento a los dos lados. El nitrógeno obliga a colocar 2 antes de NH₃, y eso genera seis átomos de hidrógeno en los productos, que se igualan con tres H₂. El orden correcto es ajustar primero el elemento que aparece una sola vez en reactivos y productos, y luego completar el hidrógeno.
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Respuesta correcta: C)Con 3, porque en el lado de los productos hay 2 × 3 = 6 átomos de hidrógeno
A)Con 1, porque el hidrógeno aparece una sola vez en cada ladoIncorrecto. En NH₃ hay tres átomos de hidrógeno por unidad, de modo que un coeficiente de 1 no permite igualar el hidrógeno de los dos lados.
B)Con 2, porque basta con duplicar el hidrógeno disponibleIncorrecto. Duplicar el hidrógeno da cuatro átomos de hidrógeno a la izquierda frente a tres a la derecha, y la ecuación sigue sin estar balanceada.
C)Con 3, porque en el lado de los productos hay 2 × 3 = 6 átomos de hidrógenoCorrecto. Con 3 H₂ se tienen 6 átomos de hidrógeno, que igualan los 6 átomos que contienen las dos moléculas de NH₃ necesarias para los 2 nitrógenos de N₂.
D)Con 4, porque el nitrógeno siempre se combina con un número par de hidrógenosIncorrecto. Con 4 H₂ sobrarían átomos de hidrógeno, y una ecuación balanceada exige que el número de átomos sea idéntico en reactivos y productos.
💡 Explicación
Para balancear N₂ + H₂ → NH₃ se cuentan los átomos de cada elemento a los dos lados. El nitrógeno obliga a colocar 2 antes de NH₃, y eso genera seis átomos de hidrógeno en los productos, que se igualan con tres H₂. El orden correcto es ajustar primero el elemento que aparece una sola vez en reactivos y productos, y luego completar el hidrógeno.
Pregunta 5
Pregunta 5 · D6Bloom: Apply
Un equipo de Barranquilla trabaja en una práctica donde un frasco cerrado contiene 4 g de hidrógeno molecular y 32 g de oxígeno molecular, que reaccionan para formar agua.
¿Qué masa de agua se obtiene al finalizar la reacción?
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Respuesta correcta: A)36 g
💡 Explicación
La conservación de la masa permite predecir el resultado sin medirlo: si el sistema es cerrado, la masa del producto es la suma de las masas de los reactivos. Aquí 4 g de H₂ son 2 moles y 32 g de O₂ son 1 mol, que reaccionan en proporción 2:1 y forman 2 moles de H₂O, equivalentes a 36 g. Un gas que escapa del recipiente, como el CO₂ de algunas reacciones, no puede rastrearse si el sistema está abierto.
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Respuesta correcta: A)36 g
A)36 gCorrecto. La masa se conserva en el recipiente cerrado, por lo que 4 g + 32 g = 36 g de agua, que coincide con 2 moles de agua de 18 g por mol.
B)32 gIncorrecto. Esa masa corresponde solo al oxígeno; falta sumar el hidrógeno que también se incorpora al producto, porque la materia no se descarta.
C)18 gIncorrecto. 18 g es la masa de un mol de agua, no la masa total del producto; se calculó la masa molar en vez de la masa producida.
D)4 gIncorrecto. Esa masa corresponde al hidrógeno, que se combina con el oxígeno en la molécula de agua, de modo que el producto pesa mucho más que cualquiera de los reactivos por separado.
💡 Explicación
La conservación de la masa permite predecir el resultado sin medirlo: si el sistema es cerrado, la masa del producto es la suma de las masas de los reactivos. Aquí 4 g de H₂ son 2 moles y 32 g de O₂ son 1 mol, que reaccionan en proporción 2:1 y forman 2 moles de H₂O, equivalentes a 36 g. Un gas que escapa del recipiente, como el CO₂ de algunas reacciones, no puede rastrearse si el sistema está abierto.
Pregunta 6
Pregunta 6 · D6Bloom: Apply
En el laboratorio de Cartagena, un grupo de estudiantes prepara agua a partir de hidrógeno molecular y con suficiente oxígeno molecular disponible.
Según la reacción 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, ¿cuántos moles de agua se forman si reaccionan completamente 6 moles de hidrógeno?
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Respuesta correcta: B)6 moles de agua
💡 Explicación
Aplicar una relación estequiométrica significa multiplicar por una fracción que convierta la unidad conocida a la unidad desconocida, y esa fracción sale de los coeficientes balanceados. En este caso la relación entre moles de hidrógeno y moles de agua es 1:1, de modo que 6 moles de H₂ generan 6 moles de H₂O. Este tipo de conversión de moles es la base de todos los cálculos posteriores de masa y de rendimiento.
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Respuesta correcta: B)6 moles de agua
A)3 moles de aguaIncorrecto. Esa respuesta correspondería a una proporción de 2 moles de H₂ por cada mol de agua, pero los coeficientes indican que por cada 2 moles de H₂ se forman 2 moles de agua.
B)6 moles de aguaCorrecto. La relación de moles entre hidrógeno y agua es 2:2, es decir 1:1, de modo que 6 moles de H₂ producen 6 moles de H₂O.
C)12 moles de aguaIncorrecto. Duplicar el resultado ignora que el oxígeno está limitado: por cada 2 moles de H₂ solo se consume 1 mol de O₂, y ese oxígeno no alcanza para toda el agua calculada.
D)4 moles de aguaIncorrecto. El número 4 no proviene de la relación de coeficientes de la ecuación, que es la única fuente válida para establecer proporciones estequiométricas.
💡 Explicación
Aplicar una relación estequiométrica significa multiplicar por una fracción que convierta la unidad conocida a la unidad desconocida, y esa fracción sale de los coeficientes balanceados. En este caso la relación entre moles de hidrógeno y moles de agua es 1:1, de modo que 6 moles de H₂ generan 6 moles de H₂O. Este tipo de conversión de moles es la base de todos los cálculos posteriores de masa y de rendimiento.
Pregunta 7
Pregunta 7 · D8Bloom: Analyze
En un experimento del colegio de Medellín, un grupo mezcla 3 moles de hidrógeno molecular con 1 mol de oxígeno molecular en un recipiente sellado, siguiendo la reacción 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.
¿Qué reactivo queda en exceso y por qué?
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Respuesta correcta: A)El hidrógeno, porque 1 mol de O₂ solo reacciona con 2 moles de H₂ y queda 1 mol de hidrógeno sin reaccionar
💡 Explicación
El reactivo en exceso es aquel cuya cantidad supera la que la ecuación balanceada exige para consumir por completo al otro. Primero se calcula cuántos moles de hidrógeno puede consumir el 1 mol de oxígeno disponible, que son 2 moles; luego se compara ese 2 con los 3 moles presentes, y la diferencia de 1 mol queda sin reaccionar. Esa es la base para calcular el rendimiento real de una reacción.
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Respuesta correcta: A)El hidrógeno, porque 1 mol de O₂ solo reacciona con 2 moles de H₂ y queda 1 mol de hidrógeno sin reaccionar
A)El hidrógeno, porque 1 mol de O₂ solo reacciona con 2 moles de H₂ y queda 1 mol de hidrógeno sin reaccionarCorrecto. La relación estequiométrica de la ecuación es 2:1, así que el oxígeno disponible alcanza para 2 moles de hidrógeno y el mol restante no se consume.
B)El oxígeno, porque es el reactivo que se mide en menor cantidadIncorrecto. La cantidad inicial no determina el exceso: hay que comparar con la proporción de la ecuación balanceada, y esa comparación indica que al oxígeno le sobra cantidad.
C)El oxígeno, porque su coeficiente en la ecuación balanceada es unoIncorrecto. Un coeficiente de uno no significa que el reactivo esté en exceso; indica que se consume un mol por cada dos moles del otro reactivo.
D)El hidrógeno, porque su masa molar es más pequeña que la del oxígenoIncorrecto. La masa molar no interviene en la definición del reactivo en exceso: lo que decide es la relación molar exigida por los coeficientes.
💡 Explicación
El reactivo en exceso es aquel cuya cantidad supera la que la ecuación balanceada exige para consumir por completo al otro. Primero se calcula cuántos moles de hidrógeno puede consumir el 1 mol de oxígeno disponible, que son 2 moles; luego se compara ese 2 con los 3 moles presentes, y la diferencia de 1 mol queda sin reaccionar. Esa es la base para calcular el rendimiento real de una reacción.
Pregunta 8
Pregunta 8 · D8Bloom: Analyze
En una práctica de Bogotá, un grupo calcula a partir de la estequiometría que puede obtener 20 g de un sólido, pero al filtrar y secar el producto recoge solamente 16 g.
¿Cuál es la explicación correcta de la diferencia observada y cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: C)El rendimiento real fue menor que el teórico, y el rendimiento porcentual es de 80 %
💡 Explicación
El rendimiento teórico se calcula con las relaciones estequiométricas, mientras que el rendimiento real es el que se mide al final del experimento. El rendimiento porcentual relaciona ambos valores y casi nunca llega al 100 %, porque hay pérdidas por transferencia, por reacción incompleta, por producto que queda disuelto o por impurezas. Reportar siempre los dos valores permite detectar fallas de procedimiento en el laboratorio.
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Respuesta correcta: C)El rendimiento real fue menor que el teórico, y el rendimiento porcentual es de 80 %
A)La reacción no quedó balanceada en el papel, por eso el producto se perdióIncorrecto. El balanceo correcto de la ecuación es la base del cálculo teórico; un error de ajuste haría invalidar la predicción, no explicar una pérdida parcial.
B)El sólido se disolvió por completo en el agua usada para filtrarIncorrecto. Es una posibilidad real en algunos compuestos, pero no corresponde a lo que muestran los datos: se recogió 16 g, es decir, algo de producto sí se recuperó.
C)El rendimiento real fue menor que el teórico, y el rendimiento porcentual es de 80 %Correcto. Se divide la masa obtenida entre la masa esperada y se multiplica por 100: 16 g sobre 20 g equivalen a 80 % de rendimiento.
D)La masa molar del producto cambió durante la reacción, por eso se pesó menosIncorrecto. La masa molar es una propiedad del compuesto y no cambia durante una reacción; lo que varía es la cantidad de producto que efectivamente se recupera.
💡 Explicación
El rendimiento teórico se calcula con las relaciones estequiométricas, mientras que el rendimiento real es el que se mide al final del experimento. El rendimiento porcentual relaciona ambos valores y casi nunca llega al 100 %, porque hay pérdidas por transferencia, por reacción incompleta, por producto que queda disuelto o por impurezas. Reportar siempre los dos valores permite detectar fallas de procedimiento en el laboratorio.
Pregunta 9
Pregunta 9 · D8Bloom: Analyze
En Pereira, un equipo disuelve una pastilla efervescente en un vaso abierto sobre el mesón, mientras otro equipo hace lo mismo en un matraz sellado; ambos pesan antes y después.
¿Qué diferencia de masa se espera entre los dos montajes y a qué se debe?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: A)En el matraz la masa se conserva; en el vaso abierto disminuye, porque el gas producido escapa del recipiente
💡 Explicación
En una reacción que libera un gas, como las que ocurren con una pastilla efervescente, distinguir entre sistema cerrado y sistema abierto decide si la masa medida se conserva o no. En el recipiente sellado, el gas formado sigue dentro y la masa total se mantiene; en el recipiente abierto, el gas escapa y la masa aparente disminuye. Por eso las demostraciones de conservación de la masa siempre se hacen en recipientes cerrados.
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Respuesta correcta: A)En el matraz la masa se conserva; en el vaso abierto disminuye, porque el gas producido escapa del recipiente
A)En el matraz la masa se conserva; en el vaso abierto disminuye, porque el gas producido escapa del recipienteCorrecto. El sistema cerrado retiene el gas y conserva la masa; en el sistema abierto el gas sale del recipiente y la masa medida disminuye.
B)En los dos casos la masa aumenta, porque el agua retiene el gas liberadoIncorrecto. El agua no aumenta de masa por sí sola, y el hecho de que el gas se disuelva parcialmente no invierte la tendencia del montaje abierto.
C)En el matraz la masa aumenta, porque el gas atrapado pesa más que el líquidoIncorrecto. Un gas atrapado sigue teniendo la masa que tenía: la suma del sistema no aumenta, se mantiene constante respecto al valor inicial.
D)En el vaso abierto la masa se conserva, porque el aire que entra no tiene masaIncorrecto. El aire sí tiene masa, y además el problema del montaje abierto no es la entrada de aire sino la salida del gas del recipiente.
💡 Explicación
En una reacción que libera un gas, como las que ocurren con una pastilla efervescente, distinguir entre sistema cerrado y sistema abierto decide si la masa medida se conserva o no. En el recipiente sellado, el gas formado sigue dentro y la masa total se mantiene; en el recipiente abierto, el gas escapa y la masa aparente disminuye. Por eso las demostraciones de conservación de la masa siempre se hacen en recipientes cerrados.
Pregunta 10
Pregunta 10 · D10Bloom: Evaluate
En el laboratorio de Cali, un equipo quiere comprobar experimentalmente que la masa se conserva en una reacción química y propone cuatro montajes distintos al profesor.
¿Cuál de los siguientes procedimientos es el más adecuado para verificar la conservación de la masa?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: C)Pesar en la balanza un recipiente cerrado que contenga los reactivos, provocar la reacción sin abrirlo y pesar el mismo recipiente al final
💡 Explicación
Un experimento que busca demostrar la conservación de la masa debe controlar las variables que interfieren: que el sistema sea cerrado, que se use el mismo recipiente y que la balanza sea la misma en ambas pesadas. Solo así se puede afirmar que cualquier diferencia entre las dos medidas se debe a un error de lectura. Evaluar un montaje científico exige identificar estas condiciones antes de mirar los resultados.
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Respuesta correcta: C)Pesar en la balanza un recipiente cerrado que contenga los reactivos, provocar la reacción sin abrirlo y pesar el mismo recipiente al final
A)Pesar los reactivos por separado, mezclarlos en un tubo abierto y volver a pesar la mezcla al día siguienteIncorrecto. El montaje abierto no retiene los gases ni los vapores de la reacción, de modo que las dos pesadas no son comparables.
B)Pesar un tubo con los reactivos, taparlo después de la reacción y pesar el conjunto una sola vezIncorrecto. Se necesita una pesada inicial y una final del mismo recipiente; con una sola medición no hay con qué comparar.
C)Pesar en la balanza un recipiente cerrado que contenga los reactivos, provocar la reacción sin abrirlo y pesar el mismo recipiente al finalCorrecto. Reúne las dos condiciones necesarias: sistema cerrado y mismo recipiente para las dos pesadas, de modo que la comparación es válida.
D)Pesar los productos sobre una hoja de papel y comparar ese valor con la masa de los reactivos obtenida en otra balanzaIncorrecto. Cambiar de recipiente y de balanza introduce errores inevitables y no permite atribuir la diferencia a la reacción.
💡 Explicación
Un experimento que busca demostrar la conservación de la masa debe controlar las variables que interfieren: que el sistema sea cerrado, que se use el mismo recipiente y que la balanza sea la misma en ambas pesadas. Solo así se puede afirmar que cualquier diferencia entre las dos medidas se debe a un error de lectura. Evaluar un montaje científico exige identificar estas condiciones antes de mirar los resultados.
Pregunta 11
Pregunta 11 · D10Bloom: Evaluate
En Barranquilla, un estudiante presenta una tarea donde relaciona 2 moles de hidrógeno molecular con la cantidad de agua que espera obtener según la reacción 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.
Un estudiante afirma: "Como el hidrógeno es el primer reactivo y su coeficiente es dos, cada mol de hidrógeno me da dos moles de agua, y entonces 2 moles de hidrógeno producen 4 moles de agua". ¿Cuál es el error conceptual más grave de su razonamiento?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: C)Multiplicar por dos una relación que solo indica consumo, porque los átomos de oxígeno provienen del O₂ y no se duplican por estar escritos en el mismo lado
💡 Explicación
Los coeficientes de una ecuación balanceada describen la proporción molar en la que reaccionan y se forman las sustancias; no son factores que multipliquen átomos. Interpretar un coeficiente de 2 como un multiplicador doble sobre el producto conduce a resultados imposibles, porque contradice la conservación de los átomos. Cuando un resultado calculado no cuadra con la masa de los reactivos, es señal de que la relación estequiométrica se está aplicando mal.
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Respuesta correcta: C)Multiplicar por dos una relación que solo indica consumo, porque los átomos de oxígeno provienen del O₂ y no se duplican por estar escritos en el mismo lado
A)Usar moles en vez de gramos, porque la estequiometría solo se puede trabajar en gramosIncorrecto. La estequiometría se puede expresar en moles, gramos, litros o partículas; el uso de moles es correcto y más directo que trabajar solo en gramos.
B)Igualar el número de moles del agua con el del hidrógeno, porque la conservación de la materia lo exigeIncorrecto. Ese no fue el error del estudiante: en esta reacción el número de moles de agua sí es igual al de hidrógeno consumido, por eso la conclusión tampoco le sirve.
C)Multiplicar por dos una relación que solo indica consumo, porque los átomos de oxígeno provienen del O₂ y no se duplican por estar escritos en el mismo ladoCorrecto. Los coeficientes expresan una proporción, no multiplican átomos: cada mol de agua solo puede usar el oxígeno que aporta el O₂ consumido.
D)No mencionar la masa molar del agua, porque las moles ya incluyen la masa en su definiciónIncorrecto. El mol mide cantidad de sustancia, no masa; para pasar a gramos se necesita la masa molar, pero esa omisión no explica el resultado duplicado.
💡 Explicación
Los coeficientes de una ecuación balanceada describen la proporción molar en la que reaccionan y se forman las sustancias; no son factores que multipliquen átomos. Interpretar un coeficiente de 2 como un multiplicador doble sobre el producto conduce a resultados imposibles, porque contradice la conservación de los átomos. Cuando un resultado calculado no cuadra con la masa de los reactivos, es señal de que la relación estequiométrica se está aplicando mal.
Pregunta 12
Pregunta 12 · D10Bloom: Evaluate
En Cartagena, un estudiante debe responder en la prueba deRecovery química cuántos gramos de agua se forman al reaccionar 4 g de hidrógeno con una cantidad de oxígeno que alcanza para reaccionar por completo.
Además de la ecuación balanceada, ¿qué información necesita el estudiante para pasar de los 4 g de hidrógeno a gramos de agua, y por qué?
Elige una opción para comprobar tu respuesta.
Respuesta correcta: D)La masa molar del agua, porque al final hay que convertir el número de moles de agua obtenido en la relación estequiométrica a gramos
💡 Explicación
Un cálculo estequiométrico tiene siempre pasos encadenados que cambian de unidad: se convierte la masa del reactivo conocido a moles, se aplica la relación molar que dan los coeficientes de la ecuación y se convierte el resultado a la unidad solicitada. En el último paso, pasar de moles a gramos exige la masa molar del producto. Identificar qué dato falta en cada paso es la habilidad que distingue a un estudiante que comprende la estequiometría de uno que solo memoriza fórmulas.
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Respuesta correcta: D)La masa molar del agua, porque al final hay que convertir el número de moles de agua obtenido en la relación estequiométrica a gramos
A)La masa del oxígeno disponible, porque esa masa determina cuántos gramos de agua se formanIncorrecto. Como el oxígeno está en cantidad suficiente, su masa no limita la reacción y, en todo caso, no es el dato que permite convertir moles en gramos.
B)La masa molar del hidrógeno, porque sin ella no se puede convertir la masa de hidrógeno a molesIncorrecto. La masa molar del hidrógeno sí se necesita para el primer paso, pero no es el dato adicional que completa el cálculo que se está preguntando.
C)El volumen del recipiente, porque los gases necesitan espacio disponible para reaccionarIncorrecto. El volumen del recipiente no interviene en la relación estequiométrica entre moles, que depende solo de los coeficientes balanceados.
D)La masa molar del agua, porque al final hay que convertir el número de moles de agua obtenido en la relación estequiométrica a gramosCorrecto. El recorrido es: masa a moles de hidrógeno, aplicación de la proporción de la ecuación para obtener moles de agua y, finalmente, moles a gramos con la masa molar del agua.
💡 Explicación
Un cálculo estequiométrico tiene siempre pasos encadenados que cambian de unidad: se convierte la masa del reactivo conocido a moles, se aplica la relación molar que dan los coeficientes de la ecuación y se convierte el resultado a la unidad solicitada. En el último paso, pasar de moles a gramos exige la masa molar del producto. Identificar qué dato falta en cada paso es la habilidad que distingue a un estudiante que comprende la estequiometría de uno que solo memoriza fórmulas.
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