1. Anexo 31
La masa de los átomos y de las moléculas se mide tomando como unidad la
llamada: unidad de masa atómica (u), que corresponde a la doceava parte de la
masa atómica del átomo de carbono 12.
12
C
12
C: Unidad patrón para la 13
C: Usado en estudios 14
C: Usado
para detectar
escala de masas atómicas. estructurales de compuestos objetos
arqueológicos
que contienen este elemento.
Masa atómica es la masa de un átomo, medida en u. Por ejemplo, cuando
decimos que la masa atómica del calcio es de 40 u. Estamos indicando que es 40
veces mayor que la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.
Masa molecular es la masa de una molécula, medida en u. Es la suma de las
masas de los átomos que forman la molécula. Ejemplo: La masa molecular del
agua H2O es:
H = 1.0 u X 2 = 2.0 u
O= 16 u X 1 = 16.0 u
Masa molecular del agua = 18.0 u.
El término masa molecular se debe reservar para las sustancias que existen en
forma de moléculas; al referirse a compuestos iónicos y a otros en los que no
existen moléculas es preferible utilizar la expresión masa fórmula.
Ejemplo el NaCl no forma moléculas, lo hace en redes cristalinas

2. Masa molar es la masa, en gramos, de un mol de sus moléculas.
La masa fórmula de un compuesto iónico es la masa, en unidades de masa
atómica, de una unidad fórmula. Su masa molar es la masa, en gramos, de un mol
de unidades fórmula.
Determinación de masas atómicas, masa molecular, masa molar y masa
fórmula.
El profesor modelará utilizando el power point los siguientes ejercicios, donde los
alumnos podrán participar consultando la tarea que se dejo al inicio del apartado.
Etanol, C₂H₅OH, un compuesto covalente.
2 átomos de carbono 2X 12.0 u = 24.00 u
6 átomos de hidrógeno 6X 1.00 u = 6.00 u
1 átomo de oxígeno 1X 16.0 u = 16.00 u
Masa molecular de C₂H₅OH 46.00 u.
Masa de un mol de moléculas de C₂H₅OH = 46 g
Masa molar del C₂H₅OH = 46.0 g/mol
Cloruro de calcio, CaCl₂, un compuesto iónico
1 átomo de calcio 1X 40.1u = 40.1 u
2 átomos de cloro 2X 35.5u = 71.0 u
Masa fórmula del cloruro de calcio 111.1 u
Masa de un mol de unidades fórmula de CaCl₂ = 111.1 g
Masa molar del cloruro de calcio = 111.1 g/mol
El profesor plantea la siguiente pregunta ¿Qué pesa más? Un mol de cloruro de
potasio o un mol de cloruro de sodio.
Posteriormente pone la siguiente nota: El KCl Cloruro de potasio, es un compuesto
iónico.
Solicita que los alumnos determinen en su cuaderno: masas atómicas, masa
molecular, masa molar y masa fórmula.

3. 1 átomo de potasio 1X 39.0 u = 39.0 u
2 átomos de cloro 1X 35.5 u = 35.5 u
Masa fórmula del KCl 74.5 u
Masa de un mol de unidades fórmula del KCl = 74.5 g
Masa molar del KCl = 74.5 g/mol
NaCl Cloruro de sodio, un compuesto iónico
1 átomo de sodio 1X 23.0 u = 23.0 u
1 átomo de cloro 1X 35.5 u = 35.5 u
Masa fórmula del NaCl 58.5 u
Masa de un mol de unidades fórmula del NaCl = 58.5 g
Masa molar del NaCl = 58.5 g/mol
Concluimos que pesa más un mol de
cloruro de potasio que un mol de cloruro
de sodio.
1 mol de
KCl
1 mol de
NaCl
1 mol de KCl >1 mol de NaCl

4. Anexo 32
Solicitar a los alumnos que consulten en la tabla periódica las masas atómicas de
los elementos y calculen las masas moleculares de los siguientes fertilizantes
importantes.
FERTILIZANTE MASAS ATÓMICAS MASA MOLECULAR
(NH4)2SO4
N=
H=
S=
O=
NH4NO3
N=
H=
O=
(NH4)2CO3 N=
H=
O=
(NH4)2HPO4 N=
H=
P=
O=
Ca(H2PO4)2∙H2O Ca=
H=
P=
O=
Anexo 33
Determinar en los cuadros de la siguiente tabla los números que correspondan al
mol de átomos de cada elemento en los siguientes compuestos.
Compuesto Número de mol de átomos de cada
elemento
NaHCO3
Na= H= C= O=
Ca(OH)2
Ca= H= O=
NH3
N= H=
Mg3(PO4)2
Mg= P= O=

5. Anexo 34
Interpretación cuantitativa de una ecuación química.
a) En la ecuación: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Una mol de CH4 reacciona con 2mol de O2 para producir mol de CO2 +
mol de H2O
b) En la ecuación: 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
2 mol de NaOH reaccionan con 1 mol de H2SO4 para producir mol de Na2SO4
+ mol de H2O
c) En la ecuación: 3CaCO3 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 3CO2 +
3H2O
Para producir: 1 mol de Ca3(PO4)2 + 3 mol de CO2 + 3mol de H2O es necesario
tener en los
reactivos mol de CaCO3 + mol de H3PO4
d) De la ecuación: 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
¿Cuántos gramos de H2SO4 reaccionarán con 400g de NaOH?
e) De la ecuación: : 3CaCO3 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 3CO2
+ 3H2O
¿Cuántos gramos de Ca3(PO4)2 se obtuvieron a partir de 900 g de CaCO3?

6. Anexo 35
Cálculos estequiométricos masa-masa en ecuaciones sencillas.
ESTEQUIOMETRÍA
Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la
conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría que la
podemos definir como el procedimiento por medio del cual se determinan las
cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química. Su
etimología deriva del griego stoicheion que significa primer principio o elemento y
metrón que significa medida.
Pasos fundamentales en la resolución de problemas de estequiometría:
 a) Escribir la ecuación química.
 b) Balancearla.
 c) A partir de la ecuación balanceada, calcular las masas, moles o
moléculas de las sustancias que se mencionan en el problema.
Ejemplo:
a) Se escribe la ecuación química: N₂ + H₂ NH₃
b) Balancearla: N₂ + 3 H₂ 2NH₃
c) La masa en gramos de cada una de las sustancias que intervienen en la
reacción química se puede calcular de la siguiente manera:
A partir de la siguiente ecuación matemática:
n = masa Donde n = número de
moles
masa molar
Despejando masa (g), tenemos:
Masa(g) = n (moles) X masa molar (g/mol)

7. Ejercita ahora tú.
Con base en la siguiente ecuación, se pide a los alumnos que calculen la masa
en gramos de cada una de las sustancias involucradas en la siguiente ecuación
química y que llenen la tabla en los espacios correspondientes. El profesor los
guiará, utilizando el power ppoint.
N₂ + 3H₂ 2NH₃
Sustancia N° de
moles
masa
molar
( g/mol )
Cálculos
moles X masa
molar
Masa total
N₂ 1mol X 28g/mol
H₂ 3mol X 2g/mol
NH₃ 2mol X 17 g/mol
LEY DE PROUST.
“Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto, la
relación en masa en que lo hacen es siempre la misma”
Proust observó que el agua está formada
siempre por 11 partes por 100 de hidrógeno y por
89 partes por 100 de oxígeno, sea cual sea su
procedencia. Concluyo que en la molécula de
agua hay 11 % de Hidrógeno y 89 % de
Oxígeno.
Ejercicio: Los alumnos calcularán la composición en % (centesimal) de las
sustancias que se indican en la tabla, llenando los espacios
correspondientes como en el ejemplo, el profesor modelará utilizando el
power point. Se les pide que utilicen la siguiente expresión matemática:
% del elemento = masa del elemento X100
masa del compuesto

8. PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA
El profesor modela los siguientes ejercicios de estequiometria utilizando el power
point y al final dejara algunos de tarea o para resolver en la clase.
Introducción:
La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto se formará a partir de
cierta cantidad de reactivo ó que cantidad de reactivo se necesita para obtener
una cantidad “x” de producto; es por ello que se realizan cálculos
estequiométricos.
Se pueden hacer conversiones estequiométricas masa – masa ó mol – mol
dependiendo de lo que se solicite.
Estequimetría masa – masa: Este proceso se emplea cuando se necesita conocer
la cantidad de cada reactivo que se debe utilizar para producir la masa del
producto que se desee.
Por ejemplo en la relación masa - masa.
Sí se cuenta con 980 g de FeCl3 para realizar la siguiente reacción Química:
FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl
¿Cuántos gramos de Fe(OH)3 se producirán?

9. 1.- Se balancea la ecuación: FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 +
NaCl
Recuerda que para balancear una ecuación puedes hacer uso del siguiente
diagrama de flujo.
Balanceando primero los metales, posteriormente los no metales dejando al final
al oxígeno.
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
(ecuación balanceada)
Se comprueba que la ecuación se encuentre balanceada utilizando el siguiente
cuadro.
Reactivos
N° de
átomos
Elementos
Productos
N° de
átomos
1 Fe 1
3 Na 3

10. 3 Cl 3
3 H 3
3 O 3
2. Se realizan cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y
productos
REACTIVOS
FeCl3 + 3NaOH
PRODUCTOS
Fe(OH)3 + 3NaCl
FeCl3
1 átomo de Fe 1X55.85g = 55.85u
3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u
162.20 u
masa molar =162.20g/mol
Fe(OH)3
1 átomo de Fe 1X55.85 = 55.85 u
3 átomos de O 3X16 = 48.0 u
3 átomos de H 3X1 = 3 .0 u
106.85 u
masa molar =106.85 g/mol
3NaOH
3 átomos de Na 3X23g = 69 u
3 átomos de O 3X16g = 48 u
3 átomos de H 3X 1g = 3 u
120 u
masa molar = 120 g /mol
3NaCl
3 átomos de NaCl 3X23 g = 69.0 u
3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u
175.35 u
masa molar = 175.35g/mol
Se realizan los cálculos correspondientes:
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
162.20g 106.85g
980g X
Resolviendo:
X = (980g FeCl3) (106.85g Fe(OH)3) = 645.58g de
Fe(OH)3
162.20 g FeCl3
Por lo tanto, a partir de 980 g de FeCl3 se producirán 645.58 g de Fe(OH)3

11. Anexo 36
Reconocer al mol como unidad asociada al número de partículas (átomos,
moléculas, iones).
MOL
Mol, unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), definida como la
cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos,
moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12
g) de carbono 12. Esa cantidad de partículas es aproximadamente de
6,0221 × 1023
, el llamado número de Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de
cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la
masa molecular de dicha sustancia.
Mol . El concepto de mol se ha generalizado como un número de partículas y es
frecuente encontrar expresiones como: “un mol de átomos, “un mol de iones”, “un
mol de moléculas”, etc. En todos los casos un mol contiene 6.02X1023
partículas:
un mol de moléculas contiene 6.02X1023
moléculas, un mol de iones contiene
6.02X1023
iones etc.
Al número 6.02X1023
se le conoce como número
de Avogadro
Ejercicio 1 : El profesor utilizando el power point
solicita a los alumnos que en su cuaderno completen las tablas siguientes
con lo que a continuación se pide:
¿Cuántas moléculas existen en 2 moles de oxígeno, 3 moles de agua, 0.5
moles de NH₃ y en 100 moles de NaCl?
Sustancia Número de moles Número de moléculas

12. Ejercicio 2. Completa el siguiente cuadro con lo que se solicita:
Sustancia Fórmula Masa molar
(g/mol)
N° de
moles
Masa en
gramos
Oxígeno O₂ 3
Ácido sulfhídrico H₂S 68.0 g
Cloro Cl₂ 35.5 g
Hidróxido de calcio Ca(OH)₂ 0.4
O₂ 2
H₂O 3
NH₃ 0.5
NaCl 100
Sustancia Fórmula
Masa
molar
en g/mol
Masa de
1 mol
Masa de
5 mol
Masa de
0.1 mol
Hidrógeno H₂
Amoniaco NH₃
Clorato de
sodio
NaClO₃
Ácido nítrico HNO₃

13. Ejercicio 3. Completa el siguiente cuadro:
Anexo 37
Establece relaciones estequiométricas mol-mol en ecuaciones sencillas que
impliquen la obtención de sales, cuya finalidad es de orientar a los alumnos a
que el tipo de sal que se obtenga, sea la de un fertilizante cuya composición se
caracterice como una mezcla química natural o sintética utilizada para enriquecer
el suelo y favorecer el crecimiento vegetal.
Relación mol – mol. En esta relación, se aplica el concepto de mol a la ecuación
química balanceada de la siguiente manera:
FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac)
1 mol de FeCl3 + 3 mol de NaOH 1 mol de Fe(OH)3 + 3 mol de NaCl
Sí se adicionan 5 mol de FeCl3 en la reacción química, ¿Cuántos mol de NaCl
se obtendrán?
FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) +
3NaCl(ac)
1 mol 3 mol
5 mol X
Resolviendo:
X = ( 5mol FeCl3 ) ( 3 mol NaCl) = 15 mol de
NaCl
1mol FeCl3
Se producirán 15 mol de NaCl
Ejemplo 2. Obtención de sulfato de amonio como fertilizante.
Calcular cuántos gramos de (NH4)2SO4(ac) sulfato de amonio se obtienen al
reaccionar 3500 g de NH4OH(ac) hidróxido de amonio con el suficiente ácido
sulfúrico H2SO4.
NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + H2O(l)
Paso 1. Balancear la ecuación química
2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O(l)

14. Reactivos
N° de
átomos
Elementos
Productos
N° de átomos
2 N 2
1 S 1
12 H 12
6 O 6
Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los mol.
2mol de NH4OH(ac) + 1 mol de H2SO4(ac) 1 mol de (NH4)2SO4(ac) + 2
mol de H2O(l)
Paso 3. Relación mol – mol
2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O(l)
2mol de NH4OH(ac)+ 1 mol de H2SO4(ac) 1 mol de (NH4)2SO4(ac) + 2 mol
de H2O(l)
Se procede a realizar cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos
y productos con ayuda de la tabla periódica.
Reactivos Productos
2NH4OH
2 átomos de N 2X14g = 28u
10 átomos de H 10X1g = 10u
2 átomos de O 2x16g = 32u
total 70u
masa molar = 70 g/mol
(NH4)2SO4
2 átomos de N 2X14g = 28u
8 átomos de H 8X1g = 8u
1 átomo de S 1X32 = 32u
4 átomos de O 4x16g = 64u
total 132g
masa molar= 132 g/mol
H2SO4
2 átomos de H 2X1g = 2u
1 átomo de S 1X32 = 32u
4 átomos de O 4X16 = 64u
total 98u
masa molar = 98 g/mol
2H2O
4 átomos de H 4X1g = 4u
2 átomos de O 2X16g = 32u
total 36u
masa molar = 36
g/mol
Entonces: 2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O
70 g 98g 132g 36g

15. Por lo tanto:
2NH4OH(ac) (NH4)2SO4(ac)
70g 132g
3500g X
X = (3500g de NH4OH ) (132g de (NH4)2SO4 ) = 6600 g de
(NH4)2SO4
70g de NH4OH
Se producen 6600 g de (NH4)2SO4 .
Paso 4. Relación mol – mol
Calcula cuántas mol de (NH4)2SO4 (sulfato de amonio) se obtienen sí reaccionan
25 mol de NH4OH (hidróxido de amonio) en la ecuación anteriormente propuesta.
2NH4OH(ac) (NH4)2SO4(ac)
2mol 1 mol
25 mol X
Resolviendo:
X = (25 mol de NH4OH) (1 mol de (NH4)2SO4) = 12.5 mol de (NH4)2SO4
2 mol de NH4OH
Se producirán 12.5 mol de (NH4)2SO4
Anexo 38
RESOLVER LOS SIGUENTES PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS EN LA
OBTENCIÓN DE FERTILIZANTES (PARA RESOLVER EN CASA).
a) El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de
amoniaco y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción.
NH3 + HNO3 NH4NO3
¿Cuántos gramos de nitrato de amonio NH4NO3 se pueden obtener a partir de
25g de amoniaco NH3 ?
1. Balancear la ecuación. NH3 + HNO3 NH4NO3
REACTIVOS
N° de átomos ELEMENTOS
PRODUCTOS
N° de átomos
N
H
Masa molar =
O
Masa molar =
Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los moles.

16. Paso 3. Relación masa – masa
Reactivos Productos
NH3 NH4NO3
HNO3
R = 117.6 g de NH4NO3
Paso 4. Relación mol – mol
Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio NH4NO3 se obtienen sí se
adicionan a la reacción 12 moles de NH3?
R = 12 moles
b) La urea es un fertilizante que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido
de carbono:
NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O
¿Cuántos gramos de amoniaco NH3 se necesitan para obtener 1800 g de
urea (NH2)2CO?
1. Balancear la ecuación NH3 + CO2 (NH2)2CO +
H2O
REACTIVOS
N° de átomos
ELEMENTOS PRODUCTOS
N° de átomos
N
C
H
O
2. Interpretación de las partículas representativas y los moles

17. Paso 3. Relación masa – masa
R = 1020 g de NH3
Paso 4. Relación mol – mol
Calcular ¿Cuántas mol de urea (NH2)2CO, se obtienen sí se agregan a la
reacción 6 mol de
NH3 ?
R = 3 moles de (NH2)2C
Anexo 39
EVALUACIÓN FORMATIVA
Contesta lo que a continuación se te pide:
¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de
problemas estequiométricos?
2. ¿Para los químicos qué es el mol? Y ¿Para qué le es útil?
3. ¿Cuántas partículas agrupa 1 mol y qué nombre recibe este número?
4. ¿Por qué la masa de 1 mol de un elemento es diferente a la masa de 1 mol de
cualquier otro elemento?
5. A qué equivale la masa molar de:
a) Un elemento
b) Un compuesto
6. La ecuación química balanceada para la obtención del sulfato de potasio por
neutralización del ácido sulfúrico con hidróxido de sodio es:
2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O
Reactivos productos
2NH3 (NH2)2CO
CO2 H2O

18. Con base en ella, llena los espacios con los valores numéricos que faltan en el
siguiente párrafo:
a) La ecuación significa que 2 mol de KOH reaccionan con _____ mol de H2SO4
para dar _____ mol de K2SO4 y ____ mol de H2O.
b) Si disponemos de 5 mol de KOH, estos requerirán _____ mol de H2SO4 para
reaccionar completamente.
c) Ya que la masa molar del KOH es _______g, la masa de 5 mol de KOH es de
_____ g.
d) La masa de H2SO4 que se requiere para reaccionar completamente con 5 mol
de KOH es _____g. En estas condiciones la reacción producirá ____ g de K2SO4
y ____ g de H2O
7. El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo
reaccionar hidróxido de potasio con ácido nítrico de acuerdo con la siguiente
ecuación balanceada:
HNO3 + KOH KNO3 + H2O
¿Cuántos moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 mol de
KNO3?
¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente 6 mol de
KOH?
¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con
125 g de HNO3?
Si se forman 50 g de KNO3 ¿cuántos gramos de agua se producen?

19. 8. Calcula cuántos kg de hidróxido de amonio NH4OH reaccionan completamente
para producir 745 kg de fosfato de amonio (NH4)3PO4 al efectuarse la siguiente
reacción:
3NH4OH + H3PO4 (NH4)3PO4 + 3H2O
9. Determina cuántos kg de ácido nítrico HNO3 deberán reaccionar para producir
nitrato de amonio si la reacción ocurre así: NH4OH + HNO3 NH4NO3 + H2O
10. Determina cuántos kg de sulfato de amonio (NH4)2SO4 se producen si
reaccionan 490 kg de ácido sulfúrico H2SO4 de acuerdo a la siguiente reacción:
H2SO4 + 2NH4OH (NH4)2SO4 + 2H2O
11. El fertilizante sulfato de amonio se prepara mediante la reacción entre
amoniaco y el ácido sulfúrico: 2NH3(g) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac)
¿Cuántos kilogramos de amoniaco se necesitan para producir 100 mil kg de
(NH4)2SO4?
EVALUACIÓN SUMATIVA
Escribe dentro del paréntesis la opción correcta.
1. ( ) La masa molar del NaOH es de 40 g/mol y la del Al2(SO4)3 es de 278 g/mol.
Comparando estos valores con la definición de un mol, con respecto al número de
partículas (átomos, iones o moléculas) tenemos que:
a) es mayor para el Al2(SO4)3
b) es menor para el NaOH
c) igual para ambos compuestos
d) mayor para el NaOH
2. ( ) Sí calculamos la masa molar de 2 mol de H2O y la de 1 mol de H2SO4,
obtenemos que la masa molar total de cada uno de los compuestos es:
a) mayor la del H2O
b) menor la del H2SO4
c) mayor la del H2SO4
d) igual para H2O y H2SO4

20. 3. ( ) El número de moléculas contenidas en un mol de NaCl con respecto al
número de moléculas contenidas en un mol de Ca3(PO4)2 es:
a) mayor
b) menor
c) igual
d) triple
4.( ) Para interpretar cuantitativamente una ecuación química en forma correcta,
está debe estar:
a) con los símbolos químicos correctos
b) indicando los reactivos y productos
c) indicado el estado físico de las sustancias
d) balanceada
5. ( ) Los coeficientes que se escriben para balancear la ecuación química nos
indican el número:
a) moles
b) gramos
c) mililitros
d) onzas
6. ( ) ¿Cuántas moléculas están contenidas en un mol de cloruro de sodio?
a) 8.00 X10-23
moléculas
b) 1.50 X1023
moléculas
c) 6.02 X10-23
moléculas
d) 6.02 X1023
moléculas
7. ( ) ¿Cuántas mol de potasio son 12.04 X1023
átomos de dicho elemento?
a) 6
b) 10
c) 2
d) 1
8. ( ) Cinco mol de iones de Na+
tienen:
a) 12.044 X1023
iones de Na+
b) 30.10 X1023
iones de Na+
c) 6.02 X1023
iones de Na+
d) 24.09 X1023
iones de Na+
9. ( ) Cuántas mol de NH3 se obtendrán si reaccionan 1.5 mol de N2 molecular?
La ecuación de la reacción es la siguiente: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
a) 3.0 mol de NH3
b) 1 mol de NH3
c) 4.5 mol de NH3
d) 1.5 mol de NH3
10. ( ) ¿Cuántas mol de NaOH se requieren para producir 5 mol de NaNO3?
La ecuación que representa a la reacción es:
Pb(NO3)2 + 2NaOH 2NaNO3 + Pb(OH)2
a) 10 mol

21. b) 5 mol
c) 2 mol
d) 1 mol