Copia de pre_presentación_8_estequiometria_2021_2_davila_rev coord - Ernesto Montero Domínguez

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8
ESTEQUIOMETRÍA
PRE –
UNIVERSITARIO
2021-2
Estequiometría I
Un concepto griego formado por los
vocablos stoicheîon (que se traduce
como “elemento”) y metrie (es decir,
“metría) llegó al alemán como
stöchiometrie.
¿Cuál de las ecuaciones describe mejor esta reacción?
cepreuni.net.pe 3
La reacción del elemento X (□) con el 
elemento Y ( ) 
Estequiometría
Definición 
La estequiometría (del griego stoicheion, “parte o elemento”
+ metron, “medida”), es el estudio de los aspectos
cuantitativos de las fórmulas y las reacciones químicas. Si
se sabe qué hay en una fórmula o reacción, la
estequiometría le dice cuánto.
Conceptos fundamentales
Unidad de masa atómica (u o uma)
Se define como la doceava parte de la masa de un átomo del
isótopo carbono-12, al cual por convención se le ha asignado una
masa igual a 12 u.
1 u = (1/12) masa de un atómo 6
12𝐶 = 1,66 x 10−24𝑔
En 1g de masa habrán por tanto: (1/1,66 x 10−24) ≈ 6,02 x 1023 𝑢
Luego : 1g ≈ 602 000 000 000 000 000 000 000 𝑢
21 Ceros
Masa isotópica relativa (𝑨𝒓𝒊)
Es la masa del isótopo (u) de un elemento químico respecto a la
unidad de masa atómica. Experimentalmente se puede determinar
en un espectrómetro de masa.
Masa isotópica relativa (𝐴𝑟𝑖) =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜(𝑢)
1 𝑢
No olvides que cada 
isótopo tiene una 
abundancia diferente en 
la naturaleza.
Masa atómica relativa promedio (Ᾱr)
La masa atómica de un elemento es la suma de los productos de la
masa isotópica relativa y su abundancia natural de cada isótopo.
También se puede decir que como cada isótopo tiene una
abundancia diferente en la naturaleza, la masa de un átomo de un
elemento en particular debe ser el promedio ponderado de todos los
átomos que constituyen dicho elemento en la naturaleza.
Si 𝐴𝑟𝑖 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑖𝑠𝑜𝑡ó𝑝𝑖𝑐𝑎 relativa
y 𝑎𝑖 = 𝑎𝑏𝑢𝑛𝑑𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑛𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎𝑙 𝑑𝑒𝑙 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜
Masa atómica relativa promedio ҧ𝐴𝑟 =
σ 𝐴𝑟𝑖𝑎𝑖
σ 𝑎𝑖
Ejemplo
La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos
de números de masa 107 y 109. Conociendo la abundancia
isotópica (Ver tabla), obtener la masa atómica de la plata natural.
Número 
de masa 
Masa isotópica 
relativa
% Abundancia 
107 106,905 51,8
109 108,905 48,2
La masa atómica es la masa
ponderada de los isótopos:
ҧ𝐴𝑟(Ag) =
51,8⋅106,905 + 48,2⋅108,905
100
= 107,87
Masa atómica (Ag) = 107,89 
A veces, no conocemos la masa
isotópica.
En estos casos podemos calcular la masa
atómica del elemento a partir de los
números de masa.
ҧ𝐴𝑟(Ag) =
51,8⋅107 + 48,2⋅109
100
= 107,96
Masa atómica (Ag) = 107,96 
Masa molecular relativa promedio (Mr)
Es también conocido como peso molecular. Es la suma de las masas
atómicas relativas de los elementos de un compuesto.
Ejemplo 1. Para el ácido sulfúrico (H2SO4)
Mr(H2SO4)= 2 Ᾱr(H)+ 1 Ᾱr(S) + 4 Ᾱr(O) 
Mr(H2SO4)= 2(1) +1(32)+4(16)= 98
Ejemplo 2. Para el cloruro de sodio (NaCl)
MFr(NaCl)= 1 Ᾱr(Na)+ 1 Ᾱr(Cl) MFr(NaCl)= 1(23) +1(35,5) = 58,5
MFr: masa fórmula
Nota: Para compuestos iónicos se cambia el nombre de masa
molecular por masa fórmula.
Problema 1
Indique las proposiciones correctas respecto a la masa atómica de
los elementos.
I. La unidad de masa atómica (u) se define como la catorceava
parte de la masa de un átomo de C-14.
II. La masa atómica relativa promedio de un elemento se calcula
considerando las masas relativas de todos los isótopos de un
elemento, tanto naturales como artificiales.
III. La masa fórmula relativa promedio del fosfato de calcio,
Ca3(PO4)2, es 310.
Dato: ҧ𝐴𝑟(O = 16, P = 31, Ca = 40)
A) solo I B) I y II C) Solo III D) I y III E) Solo II
Clave: C
Problema 2
El elemento silicio presenta tres isótopos naturales, el Si–28 (27,
976) , el Si–29 (28,976) y el Si – 30, cuyas abundancias relativas
son 92,23%, 4,67% y 3,1% respectivamente. Sabiendo que la masa
atómica relativa promedio del silicio es 28,08; determine la masa
isotópica relativa del Si – 30 .
A) 30,234 B) 29,523 C) 30,587 D) 29,824 E) 30,867
Clave: D
Problema 3
La azitromicina es un antibiótico que se emplea para el
tratamiento de la neumonía, su fórmula es CxH72N2O12. Sabiendo
que su masa molecular relativa promedio es 748, determine la
cantidad de átomos de carbono presentes en 2 moléculas de
azitromicina.
Dato: Ar (H = 1, C = 2, N = 14, O = 6)
A)19 B) 38 C) 76 D) 25 E) 20
Clave: C
Número de Avogadro (NA)
Se definió originalmente como “la cantidad de átomos de
12𝐶 contenidos en 12 gramos de este elemento’’.
El número 602 000 000 000 000 000 000 000 , es llamado el
Número de Avogadro (𝑁𝐴)
𝑁𝐴 = 6,02 x 10
23
El número de Avogadro también es el factor de conversión
entre gramos y masa atómica (u):
1g = 𝑁𝐴 u
El mol
Es una unidad del sistema internacional de unidades. Es la cantidad
de una sustancia que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas, iones, unidades fórmula u otras partículas)
como átomos hay exactamente en 12 g (0,012 kg) del isótopo de
carbono-12.
Un mol contiene un Número de Avogadro de partículas:
1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos
1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de iones = 6,02 x 1023 iones
1 mol de electrones = 6,02 x 1023 electrones
Masa molar (ഥ𝑴)
Es la masa en gramos de un mol de una especie química (átomos,
moléculas, iones o unidades fórmula).
Por tanto, la masa molar tiene unidades de gramos por mol (g/mol).
Ejemplo:
Masa atómica relativa del sodio = 23
Masa de 1 átomo de sodio = 23 u
Masa de 1( 𝑁𝐴) átomo de sodio = 23 𝑁𝐴 u
Masa de 1 mol de átomos de sodio = 23 6,02 𝑥 1023 1,66 𝑥 10−24𝑔
Masa de 1 mol de átomos de sodio = 23 
ഥ𝑀= Masa Molar(Na) = 23 g/mol
Número de moles (n)
Determine el número de moles de moléculas de agua que hay 
contenidos en una gota cuya masa es 1g.
masa molar (g/mol): H = 1, O =16
Ejemplo
n = 
𝑀𝑎𝑠𝑎 (𝑒𝑛 𝑔)
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑒𝑛
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
= 
1 𝑔
18 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 0,0 55 𝑚𝑜𝑙
Datos : m = 1g H2O : Masa molar = 18 g/mol Piden : n = ?
Para conocer cuántos moles de una sustancia hay en
determinada cantidad de la misma, podemos usar :
n = 
𝑀𝑎𝑠𝑎 (𝑒𝑛 𝑔)
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑒𝑛
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
= 
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
𝑁𝐴(
𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
𝑚𝑜𝑙
)
Problema 4
Se cuenta con un hilo de cobre y se ha determinado que hay
1,2x1024 átomos de cobre. Calcule la masa del hilo, en gramos.
Masa molar (g/mol): Cu = 63,5
NA = 6x10
23
A) 127,0 B) 63,5 C) 635,1 D) 31,7 E) 254,7
Clave: A
Problema 5
Si el balón de un buzo contiene igual cantidad de masa de gas
oxigeno (O2) y helio (He) y se tienen 20 moles de O2; calcule las
moles de átomos de He.
Datos: masas molares (g/mol): He = 4; O =16
A) 40 B) 80 C) 100 D) 160 E) 320
Clave: D
Problema 6
El gas cianuro de hidrógeno (HCN) es un gas sumamente mortal, al
inhalar solo 0,6 g produce la muerte a una persona. Si se sueltan 3
moles de HCN en una habitación, determine la cantidad máxima de
personas que podrían fallecer.
Datos: masas molares (g/mol): H = 1; C=12 ; N =14
A) 135 B) 162 C) 140 D) 120 E) 270
Clave: A
Un mol de ácido 
fosfórico
contiene 3 moles de átomos de hidrógeno
contiene 1 mol de átomos de fósforo
contiene 4 mol de átomos de oxígeno 
Interpretación de una fórmula química
H3PO4
Una molécula de 
ácido fosfórico
contiene 3 átomos de hidrógeno
contiene 1 átomos de fósforo
contiene 4 átomos de oxígeno 
Carbono (C) Hidrógeno (H) Oxigeno (O)
Átomos / 
molécula de 
compuesto
6 átomos 12 átomos 6 átomos
Moles de átomos 
/ moles de 
compuesto
6 mol de átomos 12 mol de átomos 6 mol de átomos
Átomos / mol de 
compuesto
6(6,02𝗑1023) 
átomos
12(6,02𝗑1023) 
átomos
6(6,02𝗑1023) 
átomos
Masa / molécula 
de compuesto
6(12,0 u) = 72,0 u 12(1,0 u) = 12,0 u 6(16,0 u) = 96,0 u
Masa / mol de 
compuesto
72,0 g 12,0 g 96,0 g
Información contenida en la fórmula química de glucosa, C6H12O6
Problema 7
Los cálculos renales se producen porque se forman piedrecillas de
Ca3(PO4)2 en el interior de los riñones. Sise tiene 3,10 g de
Ca3(PO4)2, calcule la masa, en gramos, de calcio que está contenido.
Datos: masas molares (g/mol): O = 16; P = 31 ; Ca = 40
A) 1,2 B) 1,5 C) 4,5 D) 8,2 E) 6,7
Clave: A
Problema 8
El compuesto de la forma XO2 es el mas abundante del planeta
Venus. Si 5 moles del compuesto contienen 60 g de X, determine la
identidad de XO2.
Datos: masas molares (g/mol): C =12; N = 14; Si = 28; S = 32; Ge = 73
A) CO2 B) NO2 C) SiO2 D) GeO2 E) SO2
Clave: A
Problema 9
En 550 toneladas de muestra de pirita se encontró que contenía
80% en masa de sulfuro ferroso (FeS). Determine la masa de
hierro, en toneladas, que está presente en dicha muestra.
Datos: masas molares (g/mol): S=32; Fe=56
A) 240 B) 280 C) 320 D) 360 E) 450
Clave: B
Reacción química
Proceso químico mediante el cual una o más sustancias
denominadas reactivos dan lugar a nuevas sustancias denominadas
productos.
En toda reacción química se produce desprendimiento o absorción
de calor u otras formas de energía.
• Permite obtener o sintetizar sustancias químicas (compuestos)
• Permite generar energía (calor, luz, energía eléctrica)
Ecuación química
Es la representación abreviada de una reacción química la cual
debe verificarse experimentalmente y estar balanceada.
Mg(s) + 2 HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g) + Calor 
Reactivos Productos
Observación:
• (s) : sólido
• (ac o aq) : acuoso (disuelto en agua)
• (g) : gas
• (l ) : líquido
Evidencias o indicios de una reacción química
Liberación de 
una sustancia 
gaseosa
Cambio 
de 
color
Liberación o 
absorción de 
energía
Formación o 
desaparición 
de precipitado
Son hechos observables o detectables que nos 
indican la ocurrencia de una reacción química
son
Problema 10
En relación a una reacción química y sus evidencias, indique las
proposiciones correctas
I. Durante el proceso se produce la formación de nuevas
sustancias químicas.
II. Toda reacción química va acompañada siempre de una
liberación de energía.
III. Al agitar una botella con gaseosa se produce una
efervescencia lo cual indica la ocurrencia de una reacción
química.
A) solo II B) I y III C) solo I D) I y II E) solo III
Clave: C
Problema 11
La obtención del zinc se realiza a partir de una serie de reacciones
químicas, tales como la tostación, en la cual el sulfuro de zinc sólido
reacciona con el oxígeno gaseoso (O2) generando óxido de zinc
sólido y dióxido de azufre gaseoso. Al respecto, indique verdadero
(V) o falso (F) según corresponda las siguientes proposiciones.
I. El sulfuro de zinc sólido y el oxígeno gaseoso (O2) son los
reactantes del proceso.
II. Solo el óxido de zinc sólido es un producto, ya que el dióxido de
azufre se libera como gas.
III. La ecuación química , sin balancear, es:
ZnS(s) + O2(ac) → ZnO(s) + SO2(g)
A) FFF B) VFV C) VFF D) FVF E) VVV
Clave: B
Problema 12
En las siguientes proposiciones, identificar donde se presentan
reacciones químicas.
I. El sodio metálico reacciona con el agua violentamente para
producir una solución de hidróxido de sodio e hidrógeno
gaseoso.
II. El metano gaseoso combustiona con el oxígeno gaseoso para
producir dióxido de carbono y agua.
III. Agregar azúcar a la gaseosa, lo cual produce la liberación de
dióxido de carbono gaseoso.
A) II y III B) I y II C) I y III D) I, II y III E) solo III
Clave: B
Clasificación de las reacciones químicas
Según la interacción de las sustancias
a) Reacción de adición, síntesis o combinación
𝐴 + 𝐵 → 𝐶Ejemplos:
Síntesis de Lavoisier
2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑙)
Síntesis de Haber Bosch
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(g) 4𝐹𝑒(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐹𝑒2𝑂3(𝑠)
Formación del óxido férrico
b) Reacción de descomposición
𝐴𝐵 → 𝐴 + 𝐵Ejemplos:
2𝑁𝑎𝐶𝑙(l) 2𝑁𝑎(l)+ 𝐶𝑙2(𝑔)
Electrólisis
2𝐻2𝑂2 𝑎𝑐 2𝐻2𝑂(l)+ 𝑂2(𝑔)
luz
Fotólisis
2 𝐻𝑔𝑂(𝑠) 2𝐻𝑔 𝑙 + 𝑂2(𝑔)
Δ
Descomposición térmica
(pirolisis)
corriente
eléctrica
Según la interacción de las sustancias
c) Reacción de desplazamiento simple
𝐴 + 𝐵𝐶 → 𝐴𝐶 + 𝐵
Ejemplos:
𝐹𝑒
(𝑠)
+ 𝐶𝑢𝐶𝑙2(𝑎𝑐) → 𝐹𝑒𝐶𝑙2(𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠)
3𝑁𝑎
(𝑠)
+ 𝐹𝑒𝐶𝑙3(𝑎𝑐) → 3𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐹𝑒(𝑠)
𝑍𝑛
(𝑠)
+ 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑐) + 𝐻2(𝑔)
El zinc desplaza al ion hidrógeno
El hierro desplaza al ion cobre(II)
El sodio desplaza al ion hierro(III)
d) Reacción de doble desplazamiento o metátesis
𝐴𝐵 + 𝐶𝐷 → 𝐴𝐷 + 𝐶𝐵
Ejemplos:
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) +𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) +𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐) Reacción de precipitación
3𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 3𝐴𝑙(𝑂𝐻)3(𝑠) → 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3(𝑎𝑐) + 3𝐻2𝑂(𝑙) Reacción de neutralización
e) Reacción de isomerización o reagrupamiento interno
𝐴𝐵𝐶 → 𝐴𝐶𝐵
Ejemplo:
CH3 – CH2 – CH2 – CH3
700oC
CH3 – CH – CH3
CH3
Según la interacción de las sustancias
Problema 13
Identifique las proposiciones que muestran una relación
incorrecta respecto a la ecuación y al tipo de reacción.
I. Mg(s) + 2HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) : Metátesis
II. H2SO4(ac) + Fe(OH)2(s) → FeSO4(ac) + 2H2O(l) : Adición
III. NH4NO2(s)→2H2O(l) + O2(g) :Descomposición
A) solo III B) I y II C) solo II D) solo I E) I y III
Clave: B
Problema 14
Identifique la relación correcta respecto a la ecuación y el tipo de
reacción química.
I. CO2(g) + 2H2(g)→ CH3OH(l) a) isomerización
II. 2Ag(s) + 2HCl(ac) → 2 AgCl(s) + H2(g) b) Adición
III. NH4CNO(s)→CO(NH2)2(s) c) simple desplazamiento.
A) Ic B) IIb C) IIIc D) IIa E) IIIa
Clave: E
Según la energía involucrada
R → P + calora) Reacción exotérmica (ΔH < 0)
Según la energía involucrada
R → P + calor
Ejemplos:
4𝐴𝑙(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐴𝑙2𝑂3(𝑠) + calor
4𝐴𝑙(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐴𝑙2𝑂3(𝑠) + 3340 kJ/mol
4𝐴𝑙(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐴𝑙2𝑂3(𝑠) Δ𝐻 = −3340 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
2𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂(𝑔) + calor
2𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂(𝑔) + 221 kJ/mol
2𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂(𝑔) Δ𝐻 = −221 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
a) Reacción exotérmica (ΔH < 0)
Ejemplos:
𝐶3𝐻8(𝑔) + 5𝑂2(𝑔) → 3𝐶𝑂2(𝑔) + 4𝐻2𝑂(𝑙) + calor + luz
Reacción de combustión completa 
Reacción de combustión incompleta 
Entrada de 
aire abierta
Entrada 
de aire 
cerrada
𝐶3𝐻8(𝑔) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂(𝑔) + 𝐶(𝑠) + 4𝐻2𝑂(𝑙) + calor + luz
a) Reacción exotérmica (ΔH < 0)
Según la energía involucrada
Según la energía involucrada
b) Reacción endotérmica (ΔH > 0) R + calor → P
Según la energía involucrada
b) Reacción endotérmica (ΔH > 0) R + calor → P
Ejemplos:
2𝐻2𝑂(𝑔) + 241,8 kJ/mol → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)
2𝐻2𝑂(𝑔) → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = +241,8 kJ/mol
𝐶𝑂2(𝑔) + 393,5 kJ/mol → 𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔)
∆𝐻 = +393,5 kJ/mol𝐶𝑂2(𝑔) → 𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔)
𝐶(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑔) + 131 kJ/mol → 𝐶𝑂(𝑔) + 𝐻2(𝑔)
𝐶(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑔) → 𝐶𝑂(𝑔) + 𝐻2(𝑔) ∆𝐻 = +131,0 kJ/mol
Problema 15
En relación a las siguientes reacciones químicas :
a) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(v)
b) 2H2O(ℓ)→ 2H2(g) + O2(g) ; H = + 286 kJ/mol
c) 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) + 92,2 kJ
I. La reacción (a) es exotérmica.
II. La reacción (b) es endotérmica.
III. La reacción (c) es endotérmica.
A) VVV B) VFF C) FFF D) VFV E) VVF
Clave: E
Problema 16
Respecto a la siguiente reacción química :
2 C4H10(g) + 13 O2(g)→ 8 CO2(g) + 10 H2O(v) + 2881 kJ/mol
Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda a las
siguientes proposiciones.
I. Se trata de una reacción de combustión completa.
II. La variación de entalpía (H) es igual a +2881 kJ/mol.
III. El combustible es el O2(g) y el comburente es el C4H10(g).
A) VFV B) FFV C) FVV D) VFF E) FVF
Clave: D
a) Reacción redox
𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 𝐶𝑂(𝑔) → 𝐹𝑒(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
+3 -2 +2 -2 0 +4 -2
Se reduce
Se oxida
FR FOAO AR
En reactivos o reactantes:
En Productos:
• La forma oxidada (FO)
• La forma reducida (FR)
Son aquellas reacciones en las que se observan cambios en los
estados de oxidación debido a la ganancia y/o pérdida de
electrones.
• El agente oxidante (AO)
• El agente reductor (AR)
Según la transferencia de electrones
Ejemplo :
Según la transferencia de electrones
b) Reacción no redox
Es aquella donde ningunaespecie atómica cambia de estado
de oxidación, por lo cual no hay transferencia de electrones.
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) →𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙)
-2+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1
Reacciones de 
metátesis
𝐻3𝑃𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2(𝑎𝑐) → 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2(𝑎𝑐)+𝐻2𝑂(𝑙)
+1 +5 -2 +2 -2+1 +2 +5 -2 +1 -2
Reacciones de 
neutralización
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙)
+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
+1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2
Problema 17
Indique las proposiciones donde se presenta una reacción
química que involucra transferencia de electrones.
I. AgNO3(ac)+ K2S(ac)→ Ag2S(s) + 2 KNO3(ac)
II. Ca(CℓO3)2(s) → CaCℓ2(s) + O2(g)
III. Aℓ(s) + C(s) → Aℓ4C3(s)
A) solo I B) I y III C) solo II D) II y III E) solo III
Clave: D
Problema 18
En relación a la siguiente reacción química :
NH4I(s) + Cℓ2(g) → NH4Cℓ(s) + I2(s)
Indique la alternativa CORRECTA.
A) Se trata de una reacción no redox.
B) El NH4I es el agente oxidante.
C) El Cℓ2 es el agente reductor.
D) El NH4Cℓ es producto de la reducción
E) El I2 es la forma reducida.
Clave: D
Referencias Bibliográficas
[1] Petrucci, Ralph H. (2003) Química General. (8a. Ed.)
Madrid: Pearson Education.
[2] Ebbing, Darrel D. (1997) Química General. (5a. Ed.) México
D.F.: Mc Graw-Hill.
[3] Silberberg, M. S. (2008) Chemistry: The Molecular Nature
of Matter and Change; McGraw Hill: New York.
[4] Brown, T. E.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E.; Murphy, C.;
Woodward, P. W. (2009) Chemistry: The Central Science;
Pearson: New York.
[5] Chang, Raymond (2007) Química. (9a. Ed.). México D.F.:
Mc Graw-Hill.