Respuesta:
Ejercicio 1:
a. Para determinar el reactivo limitante, primero escribimos las ecuaciones balanceadas:
2Al(s) + 3Cl₂(g) -> 2AlCl₃(s)
Calculamos las moles de Al y Cl₂:
n(Al) = 3,00 mol
n(Cl₂) = 6,00 mol
Calculamos la cantidad mínima de moles de Al requeridos para reaccionar con los 6,00 mol de Cl₂:
(3,00 mol Cl₂) x (2 mol Al / 3 mol Cl₂) = 2,00 mol Al
Como tenemos 3,00 mol de Al, el Al es el reactivo limitante.
b. Calculamos la cantidad de Cl₂ en exceso:
n(Cl₂ en exceso) = 6,00 mol - (6,00 mol x (3 mol Al / 2 mol Cl₂)) = 3,00 mol
c. Para calcular la cantidad de AICI₃ formado, usamos la relación estequiométrica de la ecuación balanceada. Con el reactivo limitante (Al en este caso) formaremos 2 moles de AICI₃ por cada 2 moles de Al:
n(AICI₃) = 3,00 mol Al x (2 mol AICI₃ / 2 mol Al) = 3,00 mol AICI₃
Por lo tanto, se forman 3,00 moles de AICI₃.
Ejercicio 2:
a. Escribimos la ecuación balanceada:
Zn(s) + 2AgNO₃(ac) -> 2Ag(s) + Zn(NO₃)₂(ac)
Calculamos los moles de Zn y AgNO₃:
n(Zn) = 6,00 g / 65,38 g/mol = 0,092 mol
n(AgNO₃) = 24,5 g / (107,87 g/mol + (14,01 g/mol + 3x16 g/mol)) = 0,151 mol
Calculamos la cantidad mínima de moles de Zn requeridos para reaccionar con los 0,151 mol de AgNO₃:
(0,151 mol AgNO₃) x (1 mol Zn / 2 mol AgNO₃) = 0,075 mol Zn
Como tenemos 0,092 mol de Zn, el Zn es el reactivo limitante.
b. Calculamos la masa de Ag formada:
n(Ag) = 0,092 mol Zn x (2 mol Ag / 1 mol Zn) x 107,87 g/mol = 19,80 g
Por lo tanto, se forman 19,80 g de Ag.
