12.4: Estequiometría Masa-Masa
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¿Cuántas nueces se necesitan para igualar 250 gramos?
Quiero enviar 250 gramos de nueces sin cáscara a un amigo (no preguntes por qué- solo ve con la pregunta). ¿Cuántas nueces en cáscaras necesito comprar? Para resolverlo, necesito saber cuánto pesa la cáscara de una nuez (aproximadamente\(40\%\) del peso total de la nuez sin cáscara). Entonces puedo calcular la masa de nueces que dará 250 gramos de nueces sin cáscara, y luego determinar cuántas nueces necesito comprar.
Problemas de masa a masa
Los cálculos de masa y masa son los más prácticos de todos los problemas estequiométricos basados en masa. Los moles no se pueden medir directamente, mientras que la masa de cualquier sustancia generalmente se puede medir fácilmente en el laboratorio. Este tipo de problema es de tres pasos, y es una combinación de los dos tipos anteriores.
\[\text{mass of given} \rightarrow \text{moles of given} \rightarrow \text{moles of unknown} \rightarrow \text{mass of unknown}\nonumber \]
La masa de la sustancia dada se convierte en moles mediante el uso de la masa molar de esa sustancia de la tabla periódica. Después, los moles de la sustancia dada se convierten en moles de lo desconocido utilizando la relación molar de la ecuación química equilibrada. Finalmente, los moles de lo desconocido se convierten en masa mediante el uso de su masa molar.
Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Mass-Mass Stoichiometry
El nitrato amónico se descompone en monóxido de dinitrogen y agua, de acuerdo con la siguiente ecuación.
\[\ce{NH_4NO_3} \left( s \right) \rightarrow \ce{N_2O} \left( g \right) + 2 \ce{H_2O} \left( l \right)\nonumber \]
En cierto experimento,\(45.7 \: \text{g}\) de nitrato de amonio se descompone. Encuentra la masa de cada uno de los productos formados.
Solución
Paso 1: Enumere las cantidades conocidas y planifique el problema.
Conocido
- Dado:\(45.7 \: \text{g} \: \ce{NH_4NO_3}\)
- \(1 \: \text{mol} \: \ce{NH_4NO_3} = 1 \: \text{mol} \: \ce{N_2O} = 2 \: \text{mol} \: \ce{H_2O}\)
- Masa molar de\(\ce{NH_4NO_3} = 80.06 \: \text{g/mol}\)
- Masa molar de\(\ce{N_2O} = 44.02 \: \text{g/mol}\)
- Masa molar de\(\ce{H_2O} = 18.02 \: \text{g/mol}\)
Desconocido
- Masa\(\ce{N_2O} = ? \: \text{g}\)
- Masa\(\ce{H_2O} = ? \: \text{g}\)
Realice dos cálculos de masa y masa separados en tres pasos, como se muestra a continuación.
\[\text{g} \: \ce{NH_4NO_3} \rightarrow \text{mol} \: \ce{NH_4NO_3} \rightarrow \text{mol} \: \ce{N_2O} \rightarrow \text{g} \: \ce{N_2O}\nonumber \]
\[\text{g} \: \ce{NH_4NO_3} \rightarrow \text{mol} \: \ce{NH_4NO_3} \rightarrow \text{mol} \: \ce{H_2O} \rightarrow \text{g} \: \ce{H_2O}\nonumber \]
Paso 2: Resolver.
\[45.7 \: \text{g} \: \ce{NH_4NO_3} \times \frac{1 \: \text{mol} \: \ce{NH_4NO_3}}{80.06 \: \text{g} \: \ce{NH_4NO_3}} \times \frac{1 \: \text{mol} \: \ce{N_2O}}{1 \: \text{mol} \: \ce{NH_4NO_3}} \times \frac{44.02 \: \text{g} \: \ce{N_2O}}{1 \: \text{mol} \: \ce{N_2O}} = 25.1 \: \text{g} \: \ce{N_2O}\nonumber \]
\[45.7 \: \text{g} \: \ce{NH_4NO_3} \times \frac{1 \: \text{mol} \: \ce{NH_4NO_3}}{80.06 \: \text{g} \: \ce{NH_4NO_3}} \times \frac{2 \: \ce{H_2O}}{1 \: \text{mol} \: \ce{NH_4NO_3}} \times \frac{18.02 \: \text{g} \: \ce{H_2O}}{1 \: \text{mol} \: \ce{H_2O}} = 20.6 \: \text{g} \: \ce{H_2O}\nonumber \]
Paso 3: Piensa en tu resultado.
La masa total de los dos productos es igual a la masa de nitrato de amonio que se descompuso, lo que demuestra la ley de conservación de la masa. Cada respuesta tiene tres cifras significativas.
Resumen
- Los cálculos masa-masa implican convertir la masa de un reactivo en moles de reactivo, luego usar relaciones molares para determinar moles de producto que luego se pueden convertir en masa de producto.
Revisar
- Si la materia no se crea ni se destruye, ¿por qué no podemos pasar directamente de gramos de reactivo a gramos de producto?
- ¿Por qué es importante obtener los subíndices correctos en las fórmulas?
- ¿Por qué es necesario que los coeficientes sean correctos?