1. En la reacción \( \mathrm{N}_{2}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g}) \), en un momento dado el hidrógeno está reaccionando a la velocidad de 0,090 mol. \( \mathrm{L}^{-1} \cdot \mathrm{~s}^{-1} \) : a. Calcula la velocidad a la que está reaccionando el nitrógeno. b. Determina con qué velocidad se forma el amoníaco en ese momento.

Para resolver este problema, primero se necesita entender la estequiometría de la reacción. La ecuación balanceada es \( \mathrm{N}_{2} + 3 \mathrm{H}_{2} \rightarrow 2 \mathrm{NH}_{3} \). La relación estequiométrica indica que, por cada 3 moles de hidrógeno que reaccionan, 1 mole de nitrógeno también reacciona, y se producen 2 moles de amoníaco. a. Dado que la velocidad del hidrógeno es 0,090 mol. \( \mathrm{L}^{-1} \cdot \mathrm{s}^{-1} \), para calcular la velocidad a la que está reaccionando el nitrógeno, usamos la relación 3:1: \[ \text{Velocidad de } \mathrm{N}_{2} = \frac{1}{3} \times 0,090 \, \text{mol. } \mathrm{L}^{-1} \cdot \mathrm{s}^{-1} = 0,030 \, \text{mol. } \mathrm{L}^{-1} \cdot \mathrm{s}^{-1}. \] b. La relación de formación de amoníaco es 2:3, así que la velocidad a la que se forma el amoníaco es: \[ \text{Velocidad de } \mathrm{NH}_{3} = \frac{2}{3} \times 0,090 \, \text{mol. } \mathrm{L}^{-1} \cdot \mathrm{s}^{-1} = 0,060 \, \text{mol. } \mathrm{L}^{-1} \cdot \mathrm{s}^{-1}. \] Así que, a la pregunta inicial: el nitrógeno reacciona a \( 0,030 \, \text{mol. } \mathrm{L}^{-1} \cdot \mathrm{s}^{-1} \) y el amoníaco se forma a \( 0,060 \, \text{mol. } \mathrm{L}^{-1} \cdot \mathrm{s}^{-1} \). ¡Y así es como la química nos muestra el maravilloso baile de moles!