EJERCICIOS B2B

COLECCIÓN EJERCICIOS QUÍMICA BACHILLERATO: Conceptos básicos

Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Prof. Ricardo Aguilar Varo

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LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA

CONCEPTOS BÁSICOS: ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES

Toda la materia está formada por mezclas de sustancias.

Cada sustancia tiene unas propiedades características que sirven para identificarla y está

formada por combinaciones de átomos en una determinada proporción. En unas sustancias

los átomos que la forman están distribuidos espacialmente formando redes cristalinas:

son sólidos de tamaño variable y la fórmula señala la proporción de átomos en la red

(fórmula empírica). En otras sustancias existen agrupaciones independientes de átomos

formando moléculas: pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos y la fórmula molecular señala

la composición de la molécula.

El átomo no es indivisible. Está constituido por otras partículas menores:

o Una de ellas es el ELECTRÓN (de la familia de los LEPTONES, partículas que no

interaccionan mediante la FUERZA NUCLEAR FUERTE). Interaccionan mediante

la FUERZA ELECTROMAGNÉTICA (es decir, poseen carga eléctrica) y mediante

la FUERZA GRAVITATORIA (es decir, poseen masa). La carga eléctrica es del

tipo llamada negativa y tiene un valor de -1,602 176 487 × 10−19 C. Su masa es

9,10938215 × 10−31 kg.

o Los electrones rodean la zona más importante del átomo: EL NÚCLEO ATÓMICO.

Está formado por partículas llamadas NUCLEONES (de la familia de los

BARIONES, partículas que interaccionan mediante la FUERZA NUCLEAR

FUERTE). A su vez, los bariones están constituidos por tres partículas menores

llamadas QUARKS (hay 6 tipos de quarks, los más frecuentes en el universo actual

son dos que han sido llamados UP y DOWN). 2U y 1D forman un protón, 1U y 2D

forma un neutrón.

o El protón tiene una masa de 1,672 621 637×10−27 kg y una carga de +1,602 176 487

× 10–19 C (en valor absoluto igual a la del electrón: uno de los enigmas de la Física).

El neutrón no posee carga eléctrica y tiene una masa de 1,674 927 29×10−27 kg,

casi la misma que el protón.

o La cantidad de protones en el núcleo determina el tipo de átomo (NÚMERO

ATÓMICO Z). Los núcleos atómicos con el mismo número de protones pero

distinto número de neutrones se denominan isótopos (mismo lugar en la Tabla

Periódica).

Si una sustancia está formada por átomos con el mismo Z se denomina ELEMENTO. Los

isótopos son átomos del mismo elemento pero con diferente masa atómica (tienen

diferente número de neutrones).

Si una sustancia está formada por átomos con diferente Z se denomina COMPUESTO.

El mol es una unidad de cantidad (1 mol = 6’022 . 1023).

A escala atómica se utiliza la UNIDAD DE MASA ATÓMICA (uma). Viene definida de tal

manera que 1 g = 1 mol uma

La masa de un átomo de un determinado elemento dependerá del tipo de isótopo. La masa

de un mol de átomos de un determinado elemento es una cantidad prácticamente

constante puesto que la proporción de existencia de isótopos también lo es.



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1.- En 0’5 moles de CO2 , calcule:

a) El número de moléculas de CO2.

b) La masa de CO2.

c) El número total de átomos.

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

2.- Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule:

a) Cuántos moles de agua hay en el vaso.

b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso.

c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.

Masas atómicas: H = 1; O = 16.

CONSEJO IMPORTANTE: El uso de factores de conversión facilita la resolución de

problemas:

agua molécula 1

H átomos 2

agua mol 1

agua moléculas 10.023'6

agua g 18

agua mol 1

agua mL 1

agua g 1agua mL 100

23

3.- a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?

b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0’50 g de este elemento?

c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0’50 g de tetracloruro de carbono?

Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35’5.

4.- La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya fórmula es

C21H22N2O2. Para 1 mg de estricnina, calcule:

a) El número de moles de carbono.

b) El número de moléculas de estricnina.

c) El número de átomos de nitrógeno.

Masas atómicas: C = 12; H = 1; N = 14; O = 16.

OTRA CUESTIÓN IMPORTANTE: Uso de cifras significativas

El número de cifras del resultado no puede ser mayor que el número de cifras de los datos

referentes a medidas que hemos utilizado. En el caso anterior partimos de 100 mL de agua (3

cifras) y el resultado debe darse con tres cifras: 6’69 . 1024 átomos de O

La mejor manera de determinar el número de cifras significativas es hacer uso de la notación

científica:

123’4 = 1’234 . 103 : 4 cifras significativas

0’0354 = 3’54 . 10-2 : 3 cifras significativas



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5.- Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son 1 y 4, respectivamente. Indique,

razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Un mol de He contiene el mismo número de átomos que un mol de H2.

b) La masa de un átomo de helio es 4 gramos.

c) En un gramo de hidrógeno hay 6’023·1023 átomos.

6.- Una mezcla de AgBr y AgCl contiene un 21,28% de Br. Calcula:

a) El % de AgBr. b) El % de Ag SOL - a) 50% de AgBr. b) 66,34% de Ag.

7.- En 7,5 . 1020 moléculas de ciclohexano hay 4,5 . 1021 átomos de carbono y 9,0 . 1021 átomos

de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del ciclohexano?. SOL.- C6 H12

8.- La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida. La composición del mismo es

C 75,45%; H 6,587%; N 8,383%; O 9,581%. Encontrar su fórmula empírica. SOL.- C21 H22 O2 N2

9.- La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C2H4O. Si su masa molecular es 88:

a) Determine su fórmula molecular.

b) Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho compuesto.

Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

CONCEPTOS BÁSICOS: Determinación de fórmulas

Los subíndices en una fórmula corresponden a la proporción de átomos en el compuesto.

Para determinar la fórmula empírica sólo hay que calcular el número de átomos de cada

elemento presente en una determinada muestra y expresar la proporción atómica en

números sencillos. Para lograr esta proporción numérica sencilla hay un par de trucos:

o Dividir todas las cantidades por la menor de ellas (con esto se consigue, al menos,

un número sencillo: un uno para el átomo en menor proporción).

o Multiplicar todos los cocientes obtenidos por 2, 3 ó 4 y redondear al entero más

próximo

Para determinar la fórmula molecular (EMPÍRICA)n necesitamos conocer la masa molar de

la sustancia: (Masa molar empírica) . n = Masa molar sustancia



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10.- Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no:

a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22’4 litros.

b) En 17 g NH3 hay 6’023. 1023 moléculas.

c) En 32 g de O2 hay 6’023. 1023 átomos de oxígeno.

11.- Calcule el número de átomos que hay en:

a) 44 g de CO2 .

b) 50 L de gas He, medidos en condiciones normales.

c) 0’5 moles de O2 .

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

12.- En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas condiciones de

presión y temperatura, hay:

a) El mismo número de moles.

b) Idéntica masa de ambos.

c) El mismo número de átomos.

Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas.

13.- Calcule:

a) La masa, en gramos, de una molécula de agua.

b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua.

c) El número de moléculas que hay en 11’2 L de H2 , que están en condiciones normales

de presión y temperatura.

Masas atómicas: H = 1; O = 16.

14.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0,800 atm y otro de 50 ml helio a

25ºC y 0,4 atm. Calcula:

a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente.

Si se conectan los dos recipientes a través de un tubo capilar,

CONCEPTOS BÁSICOS: GASES

En una mezcla de gases todos ocupan el mismo volumen (V) y se encuentran a la misma

temperatura (T). Cada gas tiene un número de partículas (nA, nB, etc) y los choques de

estas partículas dan lugar a las presiones parciales de cada gas (PA, PB, etc)

Evidentemente la presión total (PT) es la suma de las presiones parciales de cada gas (Ley

de Dalton)

La ecuación general de los gases ideales se puede aplicar a cada gas en particular o al

conjunto (PA . V = nA . . T ó PT . V = nT . R . T). El cociente entre estas dos

expresiones nos da la relación entre las presiones parciales y la presión total

El porcentaje molar se corresponde con el porcentaje de las presiones (el porcentaje en

moles coincide con el llamado porcentaje en volumen para gases)



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b) ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión total?

c) calcula la concentración de cada gas en la mezcla y exprésala en fracción molar y en

porcentaje en peso. SOL- a) N2 : 6,5 . 10-4 moles, 3,9 .1020 moléculas y 7,8 . 1020 átomos

He : 8,2 .10-4 moles, 4,9 . 1020 moléculas e igual nº de átomos por ser monoatómico

b) Presión parcial de N2 : 0,23 atm ; Presión parcial de He : 0,28 atm ; Presión total: 0,51 atm

c) Fracción molar de nitrógeno : 0,44 ; Fracción molar de He: 0,56 ; %N2 : 85,4 % ;%He:15,6%

15.- Se tienen dos depósitos de vidrio cerrados y con el mismo volumen, uno de ellos contiene

hidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Discuta cuál

tiene el mayor nº de moléculas, nº de moles y masa en gramos de cada gas.

16.- La fórmula empírica de un compuesto es CH2. En estado gaseoso su densidad en

condiciones normales es 2,5 g/l. ¿Cuál es su fórmula molecular?. SOL.- C4 H8

17.- Calcular la fórmula molecular de una sustancia formada por C, H y N sabiendo que 0,067 g

de ella ocupan 63 ml a 37ºC y 1 atm. Por otra parte se sabe que al quemar 0,216 g de la misma

se obtienen 0,072 g de agua y 0,351 g de CO2. Así mismo 0,136 g de la sustancia producen

56,2 ml de nitrógeno medidos en condiciones normales. SOL.- HCN

18.- Un compuesto orgánico está formado por N, C, H y O. Al quemar 8,9 g del mismo se

obtienen 2,7 g de agua y 8,8 g de dióxido de carbono. Así mismo 8,9 g ,por el método de

Kjeldahl, producen 1,4 g de gas nitrógeno. Al vaporizar el compuesto a 270ºC bajo presión de

3 atm, 0,1 L de vapor pesan 1,2g. Obtener:

La fórmula empírica del mismo.

El peso molecular aproximado y la fórmula molecular. SOL.- a) C2 H3 O3 N b) 178 g/mol C4 H6 O6 N2

CONCEPTOS BÁSICOS: Determinación de fórmulas-2

Para calcular la masa de hidrógeno y carbono en un compuesto orgánico se quema una

determinada masa de compuesto lo que da lugar a la producción de agua y dióxido de

carbono. La masa de hidrógeno en el compuesto se calcula por la cantidad de agua

formada y la masa de carbono por la cantidad del dióxido de carbono obtenido. Si hay

otros elementos formando parte del compuesto se determinan por diferencia.



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19 .-Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 98% de riqueza y de densidad 1,84 g/cc.

Calcula:

a) La molaridad.

b) El volumen de ácido concentrado que se necesita para preparar 100 ml de disolución

al 20% en peso y densidad 1,14 g/cc. SOL. a) 18,4 M; b) 12,7 cc.

20.- Un ácido clorhídrico comercial contiene un 37% en peso de ácido, con una densidad de

1,19 g/ml. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse a 20 ml de este ácido para que la disolución

resultante sea 1 M? (Supón volúmenes aditivos) SOL. 220 ml

21.- Se toman 200 ml de una disolución de MgCl2 de concentración 1’0 M y se mezclan con 400

ml de otra disolución de la misma sustancia de concentración 2,5 M. Se añade al conjunto

finalmente 100 ml de agua. ¿Cuál es la molaridad resultante si se supone por esta vez que los

volúmenes son aditivos?. SOL- 1’7 M.

CONCEPTOS BÁSICOS: Disoluciones

Son mezclas homogéneas muy utilizadas para efectuar reacciones químicas.. El disolvente

es el componente más barato que no suele consumirse en las reacciones químicas.

La concentración es la proporción entre soluto y disolución (o disolvente). Las formas más

utilizadas para expresar la concentración son:

o Gramos de soluto por litro de disolución (mS /V). No se debe confundir con la

densidad de la disolución (gramos de disolución por litro de disolución)

o Riqueza en % en peso: masa de soluto por 100 g de disolución [mS / (mS + mD)]

o Fracción molar: moles de soluto por mol total [nS / (nS + nD)]

o Moles de soluto por litro de disolución o MOLARIDAD (M = nS /V). Es la más

utilizada porque permite conocer el número de moles de soluto que intervienen en

una reacción (n = M . V)

o Moles de soluto por kilogramo de disolvente o MOLALIDAD (mo = nS / mD). Se

utiliza cuando hay cambios de temperatura (el volumen cambia con la temperatura,

la masa no)

Puedes utilizar fórmulas para los cálculos pero es muy recomendable hacer uso de los

factores de conversión. Para ello es importante que sepas traducir medidas como:

o Densidad 1’23 g/mL 1 mL disolución equivale a 1’23 g disolución

o Riqueza 23% 100 g disolución equivalen a 23 gramos de soluto

o Concentración 3’5 M 1000 mL disolución equivalen a 3’5 moles soluto



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22.- Si 25 mL de una disolución 2’5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450

mL:

a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original?

b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?

Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63’5.

23.- a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y densidad

1’22 g/mL. (SOL 7’0 M)

b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0’5 L de disolución 0’25 M?

Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; (SOL 3,3 . 102 mL)

24.- Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1’40 g/mL. Calcule:

a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3.

b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO3

0’05 M.

Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.

25.- Dada una disolución acuosa de HCl 0’2 M, calcule:

a) Los gramos de HCl que hay en 20 mL de dicha disolución.

b) El volumen de agua que habrá que añadir a 20 mL de HCl 0’2 M, para que la disolución

pase a ser 0’01 M. Suponga que los volúmenes son aditivos.

Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.

26.- Se prepara una disolución disolviendo 88,75 gramos de tricloruro de hierro en 228,23

gramos de agua, obteniéndose 0,25 L de disolución. Expresa la concentración de la disolución

resultante en:

a) Molaridad

b) Fracción molar

c) Porcentaje en peso. Sol- a)2´19 M; b) Xs= 0´04 y XD= 0´96 ; c) 28%

27.- Calcula:

a) La molaridad de un ácido sulfúrico comercial M 98% en peso y densidad 1,84 glmL.

b) ¿Qué volumen de¡ ácido anterior se necesita para preparar 100 mL de ácido sulfúrico M

20% en peso y densidad 1,14 g/mL. (c) ¿Qué volumen de la disolución anterior se

necesitará para neutralizar a 1,2 gramos de hidróxido sódico?. Sol: a) 0´18 M ; b) 12´6 ml; c) 6´45 ml



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28.- Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2 , se produce hidróxido cálcico (Ca(OH)2) y

acetileno (etino CHCH). Ajusta la reacción química que tiene lugar.

Calcula cuántos gramos de agua son necesarios para obtener dos litros de acetileno a 27ºC y

760 mm de Hg. SOL. b) 2,92 g

29.- ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 50ºC y 1,2 atm de presión se obtiene al añadir 75

ml de HCl 0,5 M a 10 g de Al? SOL - 0,4 L.

30.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de manganeso (MnO2) +

ácido clorhídrico (HCl) cloruro de manganeso(II) (MnCl2) + agua + cloro molecular.

Calcula:

CONCEPTOS BÁSICOS: REACCIONES QUÍMICAS

La conservación de la masa exige el ajuste de las ecuaciones químicas

Las reacciones incluidas en los temas 1 al 5 (todos menos el tema 6) se pueden ajustar

por tanteo de una manera fácil si sigues estas normas:

o Si en la ecuación hay sustancias elementales deja el ajuste de estos elementos

para el final

o El ajuste del hidrógeno y oxígeno se dejan para el final ajustando el agua que

suele aparecer con frecuencia

Los coeficientes estequiométricos señalan el número de moles de reactivos que

intervienen y el número de moles de productos obtenidos. Estas cantidades pueden

utilizarse como factores de conversión para cálculos estequiométricos.

Si se conoce un dato referente a la cantidad que reacciona de un reactivo o a la cantidad

que se obtiene de un producto, los factores de conversión permiten resolver problemas

de una manera fácil y rápida.

Cuando se mezclan cantidades aleatorias de reactivos hay que averiguar primero cuál de

ellos reacciona completamente (REACTIVO LIMITANTE). Una vez determinado éste se

pueden realizar cálculos con factores de conversión. También se puede plantear un

cuadro general de la reacción que nos facilitará información general de todo el proceso.

2 HCl + Zn ZnCl2 + H2

moles iniciales a b c d (c y d pueden valer 0)

REACCIÓN 2x x x x (coef. esteq.)

Final a - 2x b- x c + x d + x (moles que quedan)

El menor valor de x en las ecuaciones a – 2x = 0 b – x = 0 nos dará el reactivo limitante y

permitirá calcular cualquier otro valor del cuadro



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a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros de cloro

medidos a 15ºC y 720 mm de Hg.

b) El volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que habrá que usar. SOL - a) 347,6 g b) 8 litros.

31.- ¿Cuántos litros de hidrógeno medidos a 750 mm de Hg y 30ºC se pueden obtener

atacando 75 g de Zn metálico del 90% de riqueza (impurezas inertes) con ácido sulfúrico?. SOL.- 25,9 l.

32.- Dada la siguiente reacción química :

2 AgNO3 + Cl2 N2O5 + 2 AgCl + ½ O2

Calcule:

a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. (5,9 . 10-2 g)

b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de mercurio. (0’88 L)

Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: N = 14 ; O = 16; Ag = 108.

33.- El níquel reacciona con ácido sulfúrico según:

Ni + H2SO4 NiSO4 + H2

a) Una muestra de 3’00 g de níquel impuro reacciona con 2’0 mL de una disolución de ácido

sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra. (70%)

b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de

níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.

Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Ni = 58’7

34.- En la reacción del aluminio con ácido clorhídrico (HCl) se desprende hidrógeno y se

obtiene cloruro de aluminio (AlCl3). Se ponen en un matraz 30 g de aluminio con una pureza

del 95% y se añaden 100 mL de un ácido clorhídrico comercial de densidad 1’170 g/mL y 35%

de riqueza en peso. Calcula el volumen de hidrógeno obtenido a 25 ºC y 740 m Hg. (14 L)

35.- El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del bicarbonato de

sodio, según la reacción: 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O

Se descomponen 50 g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso. Calcule:

a) El volumen de CO2 desprendido, medido a 25ºC y 1’2 atm.

b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Na = 23; H = 1; C = 12; O = 16.

36.- Al tratar 5’00 g de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm3 de H2S, medidos en

condiciones normales, según la ecuación:

PbS + H2SO4 PbSO4 + H2S

Calcule:

a) La riqueza de la galena en PbS. (87%)

b) El volumen de ácido sulfúrico 0’5 M gastado en esa reacción. (36mL)

Masas atómicas: Pb = 207; S = 32.



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MÁS PROBLEMAS

37.- ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en: a) 1 Kg de CaO, b) en 22.4 litros de oxígeno en C.N.? 3.a) 1.08 1025 átomos 3.b) 1.20 1024 átomos

38.- La vitamina C está compuesta de C, H y O. Su masa molecular es 176 g/mol y en su

composición hay un 40.91% de C y un 4.54% de H. ¿Cuál es su fórmula molecular? C6H8O6

39.- La combustión de 6,26 g de un hidrocarburo (sólo contiene C e H) ha producido 18,36 g

de dióxido de carbono y 11,27 g de agua. Por otra parte, se ha comprobado que esos 6,26 g

ocupan un volumen de 4,67 litros en condiciones normales. Halle las fórmulas empírica y

molecular de dicho hidrocarburo. Sol : a) CH 3 ; b) C2 H6

40.- Una muestra de oxígeno contenida en un recipiente de 1’00 litro ejerce una presión de

8OO mmHg a 25 0C. En otro recipiente de 3’00 litros una muestra de nitrógeno ejerce una

presión de 1,50 atmósferas a 50 0C. Se mezclan las dos muestras introduciéndolas en un

frasco de 9¡00 litros a 400 ºC . Calcule: (a) La presión parcial de cada gas; (b) La presión

total; (c) La composición volumétrica de la mezcla en %. Datos: 1 atm=760mmHg. a) 1’0 g y 0´26 atm; b) 1,3 atm; c)20´2 % de O2 y 79´8% de N2

41.- La combustión de 0’500 g de ácido cítrico produce 0’687 g de dióxido de carbono y 0’187

g de agua sin ningún otro compuesto. Sabiendo que la masa molar es 192 g/mol determina la

fórmula molecular del ácido cítrico. C6H8O7

42.- Un recipiente contiene nitrógeno y 12 g de iodo sólido a 20 ºC siendo la presión 850 mm

de Hg. Al calentar a 200 ºC se vaporiza el iodo y la presión sube hasta 2’05 atm.

a) ¿Qué le ocurre a la presión parcial del nitrógeno?. Explica la respuesta.

b) Calcula el volumen del recipiente V = 6’7 L

43.- Determina la molaridad de una disolución de ácido nítrico (HNO3) con un 33% de riqueza

en peso y una densidad de 1’200 g/mL. M = 6’3 mol/L

44.- El amoniaco (NH3) reacciona con el ácido sulfúrico (H2SO4) dando lugar a sulfato de

amonio [(NH4)2SO4]. Determina el volumen necesario de una disolución de amoniaco al 18 % en

peso y densidad 0’93 g/mL para producir 20’0 g de sulfato de amonio. 31 mL disolución

45.- Un recipiente de 20’0 L contiene oxígeno y cloro a 25 ªC y 3’00 atm de presión con un

contenido de un 60’0% de oxígeno en peso. Posteriormente se hace reaccionar la mezcla para

formar el gas pentaóxido de dicloro manteniendo constante la temperatura.



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a) Determina el número de moles iniciales de cada gas.

b) Calcula la presión parcial inicial de cada gas.

c) ¿Cuántos moles se forman de pentaóxido de dicloro?.

d) ¿Cuál es la presión final del recipiente?. nOxig 1’89 moles ncloro 0’57 moles

P oxig 2’31 atm Pcloro 0’69 atm

0’570 moles de pentaóxido de dicloro

Pfinal = 1’26 atm

46.- La combustión de 2’35 g de un compuesto orgánico produce 5’17 g de CO2 y 2’82 g de

agua. Determina la fórmula empírica de dicho compuesto.

47.- Se diluyen 8’0 mL de una disolución de HNO3 comercial (densidad = 1’405 g/mL y riqueza

del 68’1% en peso) hasta completar un volumen de 250 mL. Determina la molaridad de la

disolución resultante.

48.- Una mezcla de cloro y oxígeno, a 300 ºC y presión de 2’50 atm, contiene un 30% en peso

de oxígeno. Determina:

a) Fracción molar del oxígeno

b) Presión parcial de cada gas

c) Densidad de la mezcla

49.- Una muestra de cierto mineral que contiene un 65% de aluminio se hace reaccionar con

ácido clorhídrico dando lugar a AlCl3 y desprendiendo gas hidrógeno. Determina:

a) Masa de mineral necesaria para producir 0’50 g de cloruro de hidrógeno

b) volumen máximo de hidrógeno que se puede obtener medido en condiciones

normales por reacción de 5’00 g de mineral

50.- Un recipiente de 5’00 L contiene una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a 200 ºC y 2’00

atm de presión con un 25% en volumen de nitrógeno. Se hace reaccionar la mezcla y al cabo de

cierto tiempo ha desaparecido el 40% del reactivo limitante. Determina:

a) Masa obtenida de amoniaco (0’88 g)

b) Presión final del recipiente (1’00 atm)

51.- Al disolver 3.00g de una muestra impura de carbonato de calcio en ácido clorhídrico se

producen 0.656 litros de dióxido de carbono (medidos en condiciones normales). Calcula el

porcentaje en masa de carbonato de calcio en la muestra. SOL 97.62%

52.- El ácido nítrico se obtiene a partir del amoniaco mediante un proceso de tres etapas:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4NO (g) + 6 H2O (g)

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2

3 NO2 (g) + H2O (g) 2 HNO3 (ac) + NO (g)



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Suponiendo que el rendimiento sea del 82% para cada una de las etapas, ¿qué cantidad de

ácido nítrico se pueden obtener a partir de 10 kg de amoniaco? SOL 13.6 kg

53.- En la combustión del crudo el azufre se transforma en dióxido de azufre gaseoso.

¿Cuántos litros de dióxido de azufre (densidad 2.60 g/l) se producen cuando se quema 1 kg de

crudo con 1.2% en peso de azufre?. SOL 9.23 L.

54.- Dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con

una disolución de ácido clorhídrico del 35% en peso y 1’18 g/cm3 de densidad. Como productos

de la reacción se originan cloruro de cinc(II) e hidrógeno molecular.

a) Escriba la ecuación química del proceso.

b) Calcule la molaridad del ácido.

c) Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 cm3 del

ácido, calcule el porcentaje de pureza, en tanto por ciento, del cinc en la muestra

inicial. SOL 11'3 mol dm-3; 92'5%

55.- Una muestra comercial de 0'712 g de carburo de calcio (CaC2) ha sido utilizada en la

producción de acetileno, mediante su reacción con exceso de agua, según:

CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2

Si el volumen de gas C2H2 recogido, medido a 25ºC y 745 mm de Hg ha sido 0'25 L, determine:

a) Gramos de acetileno producidos.

b) Gramos de carburo de calcio que han reaccionado.

c) Porcentaje de carburo de calcio puro en la muestra original. SOL 0'26 g; 0'64 g; 90%

56.- El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e hidrógeno. ¿Qué

volumen, medido en condiciones normales, de gas se obtendrá al reaccionar 2’23 g de cinc con

100 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0’5 M?. Si se obtienen 0’25 L de hidrógeno,

medidos en condiciones normales, ¿cuál será el rendimiento de la reacción? SOL 0’56 dm3; 44’6%

57.- En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30'0 g de hidruro de calcio con

30'0 g de agua, según la reacción, sin ajustar, CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2 Después de

ajustar la reacción, calcula:

a) qué reactivo sobra y en que cantidad

b) el volumen de hidrógeno que se produce a 20°C y 745 mm de Hg

c) el rendimiento de la reacción si el volumen real producido fue de 34 litros. SOL 4'3 g H2O, 35 L, 97%

58.- Una mezcla gaseosa conteniendo 0'1 mol de hidrógeno y 0'12 mol de cloro reaccionan para

dar lugar a cloruro de hidrógeno.



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a) Escriba el proceso químico que tiene lugar.

b) Determine la cantidad, en gramos, de cloruro de hidrógeno que puede obtener,

admitiendo un rendimiento del 100%. SOL 7'3 g

59.- Se hace reaccionar, en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110ºC una

mezcla gaseosa compuesta por 5 g de H2(g) y 10 g de O2(g) para dar H2O(g).

a) Escriba la reacción que tiene lugar y calcule la cantidad de agua que se forma.

b) Determine la composición de la mezcla gaseosa después de la reacción expresada en

porcentaje en peso e en fracción molar.

c) Determine la presión parcial de cada uno de los componentes después de la reacción

y la presión total de la mezcla, admitiendo un comportamiento ideal para los gases. SOL 11'25 g H2O; 75% H2O; x(H2O) = 0'25; Pauga= 19'6 atm; PT = 78'5 atm.

60. - El fosgeno (COCl2) es un producto gaseoso que se descompone en monóxido de carbono y

cloro según el proceso:

COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g)

En un recipiente de 250 ml de capacidad se introducen 0,213 g de fosgeno a 27 C.

a) Calcula la presión final a 27 C si se supone que todo el fosgeno se descompone.

b) Calcula el porcentaje de fosgeno que se ha descompuesto cuando la presión total sea 230 mm

Hg.

c) Calcula la presión parcial de cada gas presente en este último caso.

61.- Un recipiente contiene 250 cc de disolución de H2SO4 0'5 M. Se echa en el mismo una

muestra de 10 g de caliza que contiene un 90% de CaCO3, produciéndose la reacción:

H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + H2O + CO2

a) ¿Cuál es el reactivo limitante del proceso?.

b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtiene medido a 25 C y 1 atm?.

EJERCICIOS B2B

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