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REPASO SOBRE CÁLCULOS EN QUÍMICA 1. LA MEDIDA DE LA MASA EN QUÍMICA. 1.1 La masa de un átomo y de una molécula. Tanto si se trata de elementos químicos como de compuestos, la materia está formada por átomos; así pues, en la medida de la masa estará implícita la masa de los átomos. La masa atómica ( A) viene determinada por la masa de sus protones y neutrones, ya que la masa de los electrones ( unas 2000 veces menor) se considera despreciable. Si tomamos como unidad de masa atómica ( uma o u) la masa del protón ( casi igual a la del neutrón), la masa de un átomo expresada en uma, coincide con su numero másico. Cuando se habla de la masa de un elemento químico, se utiliza la masa atómica media de todos sus isótopos, teniendo en cuenta la abundancia de cada uno de ellos. Es la razón de que casi todos los elementos tengan como masa atómica un número no entero. La masa de una molécula o masa molecular (M) es la suma de la masa de cada uno de los átomos que la forman. 1.2 La masa de un mol En la práctica manejamos cantidades del orden del gramo ( entre 1 mg y 1 kg) ; por eso necesitamos un múltiplo operativo de esas cantidades. • Un mol de átomos es la cantidad de un elemento químico equivalente a la que representa su masa atómica expresada en gramos. • Un mol de un compuesto es la cantidad del mismo equivalente a la que representa su masa molecular expresada en gramos. En un mol de cualquier sustancia pura hay NA de partículas ( átomos, moléculas ..... ) de esa sustancia y su masa sería la molar ( M) que se expresa en g/mol y coincide con el valor numérico de la masa atómica o molecular. 2. LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO. Todas las sustancias químicas se representan mediante una fórmula que indica su composición, es decir, los elelmentos que la forman y la proporción en que se combinan sus átomos. Distinguimos entre: • Fórmula molecular de una sustancia que indica cuántos átomos de cada elemento se combinan para formar una molécula de compuesto. • Fórmula empírica de una sustancia que indica la proporción ( expresada con los números enteros más sencillos) se combinan los átomos de cada elemento para formar un compuesto.La glucosa ( C6 H12 O6 ) se podría expresar mediante la fórmula empírica ( CH2O)n. 2.1 Composición centesimal. Expresa el % en masa de cada uno de los elementos que integran la sustancia.

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2.2.Obtención de la fórmula de un compuesto. Se trata de averiguar la fórmula de un compuesto si se conoce su composición centesimal o la proporción en masa en que se combinan los átomos de los elementos que lo forman. Se siguen los siguientes pasos: a) Calculamos los moles de cada elemento. b) Puesto que los subíndices deben ser números enteros sencillos, para encontrarlos y que proporción, dividimos cada uno de estos números entre el más pequeño.

mantengan la

c) Si al dividir seguimos sin encontrar una serie de números enteros, multiplicaremos todos los coeficientes por un mismo número para conseguir la fórmula empírica. d) Para averiguar la fórmula molecular, se calcula la masa molar correspondiente a la fórmula empírica y se compara con la masa molecular del compuesto dada directa o indirectamente en el enunciado. M ( fórmula molecular) = n M` ( fórmula empírica) 3. GASES. Si un gas ideal pasa de un estado 1, a otro 2, su p, V y T se relacionan mediante la siguiente ecuación: p1 · V1 = p2 · V2 T1 T2 En esta expresión p y V se pueden expresar en cualquier unidad, siempre que sea la misma en ambos estados, pero T ha de indicarse necesariamente en K. ( K = ºC + 273,15 ). Para conocer la cantidad de una sustancia gaseosa, se mide la presión que ejerce, el volumen que ocupa y la temperatura a la que se encuentra. Estas magnitudes se relacionan mediante la ecuación de estado de los gases ideales: p V=nRT donde R es la constante de los gases y vale 0,082 atm·L/ K mol. Un gas se encuentra en condiciones normales ( c.n.) si está a 0º C y 1 atm de presión. En c.n. un mol de cualquier gas ideal ocupa 22,4 L. Si en un recipiente hay una mezcla de gases ideales, la presión total que ejerce la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales que ejercerían cada uno de esos gases si estuvieran solos en las mismas condiciones. La presión parcial de cada componente de la mezcla es igual a la presión total por su fracción molar: pi = pT · xi

donde

xi = n i / n T

Ley de Avogadro ( 1881) : " En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo nº de moléculas" . 4. DISOLUCIONES. Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias en la que no se distinguen sus componentes. En una disolución, el componente que está en mayor proporción se denomina disolvente, y el que está en menor proporción, soluto. Si uno de los componentes es el agua se suele considerar como disolvente. Para conocer en qué proporción se encuentran el soluto y el disolvente en una disolución, necesitamos conocer la concentración de esta. Se puede expresar de diversas maneras: • Molaridad ( M ) M = moles de soluto = V (L) disolución

n ; Indica los moles de soluto por cada litro de disolución V

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• Molalidad ( m)

m = moles de soluto = m (Kg) disolvente

* Fracción molar ( x) • % en masa

n ; Indica los moles de soluto por kg de disolvente. m

xs = moles de soluto = ns moles totales nT

% masa = g de soluto g de disolución

·

;

100 ;

Relaciona los moles de un componente con los totales

Indica los gramos de soluto en 100 g de disolución.

5. LA REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química es una transformación que experimenta la materia en el transcurso de la cual cambia su naturaleza. Se denominan reactivos las sustancia que sufren la reacción, y productos las que se obtienen. Para representar una reacción, se usa una ecuación en la que se indican las fórmulas de los reactivos y las de los productos, el estado de agregación y los coeficientes estequiométricos que se obtienen teniendo en cuenta la ley de conservación de la materia ( según esta ley, todos los átomos que formaban parte de los reactivos deben aparecer en los productos. 5.1 Interpretación de una ecuación quimica.

* Interpretación microscópica * Relación de moles * Relación de masas * Relación de volúmenes ( c.n.)

2 CO (g) 2 moléculas 2 moles 56 g 44,8 L

+

O2 (g) 1 molécula 1 mol 32 g 22,4 L

2 CO 2 ( g) 2 moléculas 2 moles 88 g 44,8 L

Los cálculos que permiten conocer cantidades de materia de las distintas sustancias que intervienen en una reacción se llaman cálculos estequiométricos. Para resolver problemas de estequiometría se puede seguir el siguiente esquema: • Se escribe la ecuación química del proceso ajustada. •

El dato de partida (puede venir expresado en masa, volumen de gas, volumen de disolución,…) se pasa a nº de moles utilizando factores de conversión.

• Utilizando la información de la ecuación química ajustada se transforma el nº de moles de la sustancia de partida en nº de moles de la sustancia que se quiere determinar. • Los moles calculados de la sustancia se pasan a la forma que pida el problema (masa,volumen de gas, volumen de disolución…)

• Cuando inicialmente se disponga de cantidades determinadas de varios reactivos, uno de ellos suele estar en menor proporción estequiométrica y el proceso avanza hasta que ese reactivo se consume en su totalidad : es el reactivo limitante. Es éste el que debe usarse como dato de partida. 5.2. Procesos con un rendimiento menor al 100 %. Se calcula la cantidad pedida suponiendo que el rendimiento fuese del 100 % y se compara esta cantidad con la que se obtiene realmente: · 100 Rendimiento = cantidad real cantidad teórica 5.3. Pureza Cantidad de sustancia pura que hay en una muestra. Se suele expresar en %.

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EJERCICIOS

TEMA 0 : CÁLCULOS EN QUÍMICA

1. Ajusta la ecuación: Al 4C3 + H 2 O

Al (OH)3 + CH4

2. Ajusta e interpreta la siguiente ecuación química: C4 H 10 (g) + O2

Solución:

2 C4 H 10

+

2º BACH.

13 O2

Solución 1, 12, 4, 3.

(g)

8 CO2

CO2 (g) + H 2O(g) +

10

H 2O

a) b) c)

2 moléculas 2 moles 116 g

13 moléculas 13 moles 416 g

8 moléculas 8 moles 352 g

l0 moléculas l0 moles 180 g

d)

44,81itros

291,21itros

179,21itros

224 litros (todos en c.n.)

3. En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno. ¿ Cuántos gramos de cloruro de potasio se obtienen a partir de 1 kg de clorato de potasio ? .Masas atómicas: K= 39 u, 0 = 16 u, CI = 35,45 u. Solución: se obtienen 608,00 g de cloruro de potasio. 4. Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contienen un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn= 65,38 u. Solución: 0,645 g de H2 5. Al añadir agua a 80 g de carburo de calcio ( CaC2), se produce hidróxido cálcico y acetileno (C2H 2).¿ Qué volumen de oxígeno a 20 ºC y 747 mm de Hg se consumirá en la combustión de éste? Solución: 76,4 L. 6. En la combustión completa de 320 g de gas metano se obtienen 440 g de dióxido de carbono. ¿ Qué volumen ocupará el dióxido de carbono medido a la presión de 0,82 atm y a la temperatura de 293 K? Solución: 293 L 7. Dada la reacción SO2 + ½ O 2 SO3 , ¿qué volumen de SO3 se obtendrá a partir de 30 L de O 2, medido en condiciones normales de presión y temperatura? .Solución: 60 litros de SO3 . 8. ¿ Cómo variará el volumen del trióxido de azufre obtenido en el ejercicio anterior si mantenemos constante la temperatura y duplicamos la presión? .Solución: el volumen se reducirá a la mitad. 9. Cómo variará el volumen del trióxido de azufre obtenido en el ejercicio n° 7, si mantenemos constante la presión y triplicamos la temperatura?. Solución: el volumen se triplica. 10. En un recipiente de 25 L se encierran (a 25 ° C) 15 g de dióxido de carbono y 20 g de monóxido de carbono. a) ¿Cuál será la presión total ejercida?. b) ¿Cuál será la presión parcial que ejerce cada uno? .Solución: a) 1,03 atm .b) p CO2 = 0,331 atm p CO = 0,697 atm. 11. Se hacen reaccionar 50 g de Zn con una disolución acuosa de ácido sulfúrico que contiene 60 g de ácido. Formula y ajusta la reacción producida e indica cuál es el reactivo limitante. Masas atómicas: Zn = 65,38 u; S= 32; O= 16 u; H= 1 u. Solución :El ácido sulfúrico es el reactivo limitante. 12. Una disolución de ácido clorhídrico al 37,2 % en masa, tiene una densidad de 1,19 g/ml. a) ¿ Qué masa de ácido clorhídrico hay en 50 ml de disolución? .S: 22,13 g . b) ¿ Cuál es su molaridad? S: 12,13 M. 13. Un frasco de ácido nítrico indica en su etiqueta: 69 % masa y d = 1,41 g/mL. Calcula el volumen necesario para preparar un litro de disolución 0,1 M de ácido nítrico. Sol: 6,5 mL. 14 Calcular los gramos de dióxido de manganeso que serán necesarios disolver en agua destilada para obtener 0,500 litros de disolución 3,5 . 10-2 M. R : 1,52 g. ( Madrid, sept. 98)

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15. ¿Qué masa de glucosa ( C6H12O6 ), se necesitará para preparar 500 cm3 de una disolución 0,3 M?. Oviedo, sept. 98 ) 16. A partir de los datos de la figura, responde a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es el porcentaje en masa en el recipiente A antes de extraer 250 cm3 ?. Solución: 6,13% b) ¿Cuál será al final la molaridad de la disolución contenida en C? Solución: 0,73 molar 250 cm3. A

500 cm3 C

1 litro de HCI 2 M d = 1,19 g/cm3

B

l litro de HCI 0, 1 M

17. Calcula el volumen de disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u. Solución: 200 cm3. 18. Calcula la cantidad de sulfuro de hierro (II), FeS, del 90,6 % en masa y la cantidad de ácido sulfúrico 1 M que proporcionan 2 litros de H2S medidos a 23 °C y 765 mm de Hg. Masas moleculares: FeS = 87,92 u. Solución: 7,8 g de muestra y 83 cm 3de ácido sulfúrico. 19. Se calcinan en un horno 143 g de carbonato de calcio (CaCO3), obteniéndose 80 g de óxido de calcio (CaO) y 47,19 g de dióxido de carbono (CO2). ¿Qué pérdidas tiene el horno? ¿Cuál es el rendimiento en CaO? ¿ y en CO2 ? . Solución: pérdidas de 15,81 g ; rendimiento de CaO del 100 % ; rendimiento de CO2 del 75% 20. En la síntesis del amoniaco se produce la reacción reversible N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Si a partir de 3 g de hidrógeno se han obtenido 15,2 g de amoniaco, calcula el rendimiento de la reacción. Masas atómicas. N=14 u; H = 1 u. Solución: rendimiento 89,4 %. 21. Se desea obtener en el laboratorio un caudal de 1 litro por minuto de gas hidrógeno, medido en condiciones normales. El ácido clorhídrico disponible es 0,1 mol / dm3. ¿Cuántas gotas por minuto deben dejarse caer sobre cinc? ( en 1 ml hay aproximadamente 20 gotas de líquido.) Solución: 17 860 gotas por minuto. 22. La producción de ácido sulfúrico a partir de pirita ( FeS2 ) tiene lugar según la siguiente serie de reacciones : 4 Fe S2 + 11 O2 2 SO2 + O2 SO3 + H2 O

2 F e2 O3 + 8 SO2 2 SO3 H2 SO4

A partir de 100 kg de pirita, ¿cuál es la máxima cantidad (en kg) de ácido sulfúrico que se podrá obtener? Masas moleculares: Fe S2 = 119,97 u; H2 SO4 = 98,08 u. Solución: 163,51 kg 23. a) Se queman 1,95 g de un compuesto orgánico formado por C, H y S obteniéndose 2,94 g de CO2 y 1,19 g de H2 O. Determina la fórmula empírica. b) Determina la fórmula molecular sabiendo que 0,14 g del compuesto ocupan estado gaseoso 0,1 L medidos a 200 º C y 0,45 atm. Solución: a) C2 H4 S b) C4 H8 S2 24. Se desea preparar 500 ml de etanol 0,035 M a partir de una disolución al 95 % y d= 0,790 g /ml y agua. Calcula: a) El volumen de la disolución al 95% que hay que tomar. Solución: a) 1,07 ml b) Indica los pasos para preparar la disolución y el material necesario.

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CONCEPTO DE MOL : ACTIVIDADES DE SELECTIVIDAD.

Curso 12-13

1. Un frasco contiene 33,4 g de AlCl3 sólido. Calcule en esta cantidad: a) El número de moles. b) El número de moléculas. c) El número de átomos de cloro. R: 0,25 moles; 1,51 · 10 23 moléculas; 4,52 ·1023 átomos. 2. En 200 g de dicromato de potasio, K2 Cr2 O7 :

(Andalucía, junio 97). (Andalucía, junio 1.998).

a) ¿Cuántos moles de dicromato de potasio hay?. R: 0,68 mol b) ¿Cuántos moles de átomos hay de cada elemento? R:1,36 moles de K; 1,36 Cr y 4,76 de O c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay? R: 2,87 · 1024 átomos. 3. Sabiendo que la masa molecular del hidrógeno es 2 y la del oxígeno 32, conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: (Andalucía, Junio 1.998). a) ¿Qué ocupará más volumen, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno en las mismas condiciones de presión y temperatura? R: Ocupan el mismo volumen b) ¿Qué tendrá más masa, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno? R: 1 mol de oxígeno; c) ¿Dónde habrá más moléculas, en un mol de hidrógeno o en un mol de oxígeno? R: el mismo nº. 4. Se dispone de tres recipientes que contienen 1 litro de metano, 2 litros de nitrógeno y 1,5 litros de ozono gas, respectivamente, en las mismas condiciones de presión y temperatura. Indica razonadamente: a) ¿Cuál contiene mayor número de moléculas? R: el nitrógeno; b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos? R: el metano. (Andalucía, junio 1999 y junio 2012). c) ¿Cuál tiene mayor densidad? R: el ozono . 5. Razone qué cantidad de las siguientes sustancias tiene mayor número de átomos: a) 0,5 moles de SO2 ; b) 14 gramos de nitrógeno molecular; c) 67,2 litros de gas helio en c.n. de presión y temperatura. R: mayor no de átomos en 67,2 litros de gas helio. (Andalucía, junio 2000). 6. En 0,5 moles de dióxido de carbono, calcule: a) El número de moléculas de dióxido de carbono. b) La masa de dióxido de carbono. c) El número total de átomos. R: 3,01· 1023; 22 g; 9 ·10 23 átomos. Andalucía, junio 2002. 7. Calcule: Andalucía, junio 2003. a) La masa, en gramos, de una molécula de agua. R: 2,98 · 10-23 g. b) El nº de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua. R: 1,34 · 10 23 . c) El nº de moléculas que hay en 11,2 L de gas hidrógeno , que están en condiciones normales de presión y temperatura. R: 3,01 · 10 23 . 8. Una bombona de butano contiene 12 Kg de este gas. Para esta cantidad calcule: a) El número de moles de butano. R : 206,9 mol. 26 27 b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno. R: 5 · 10 ; 1,24 · 10 .

Andalucía, junio 2004.

9. En 10 g de sulfato de hierro (III):a)¿Cuántos moles hay de dicha sal?. b) ¿Cuántos moles hay iones sulfato?.c)¿ Cuántos átomos hay de oxígeno?. R: 0,025 mol; 0,075 mol;1,8 · 1023 at. Andalucía, sep. 2004.

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10. Calcule el nº de átomos contenidos en: a) 10 g de agua; b) 0,23 moles de C4H10 ; c)10 L de oxígeno en Andalucía, junio 2005. c.n. SOL : 1024 ; 1,93 · 1024 ; 5,4 · 1023. 11. a) ¿ Cuál es la masa de un átomo de calcio? ; b) ¿ Cuántos átomos de boro hay en 0,5 g de ese elemento?; c) ¿ Cuántas moléculas hay en 0,5 g de BCl3?. R: 6,64 · 10- 23 g ; 2,79 · 10 23 átomos ; 2,57 · 10 27 moléculas Andalucía, sep. 2005.

12. Para un mol de agua, justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupa un volumen de 22,4 litros. b) Contiene 6,02 · 1023 moléculas de agua. c) El nº de átomos de oxígeno es doble que de hidrógeno. . Andalucía, sep. 2006. 13. Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo lo llenamos con amoniaco a la misma presión y temperatura. Razone cada una de las siguientes afirmaciones: a) El recipiente contenía el mismo número de moléculas de oxígeno que de amoniaco. b) La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos. Andalucía, junio 2007. c) En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos. 14. Un recipiente de 1 L de capacidad se encuentra lleno de gas amoniaco a 27ºC y 0,1 atm. Calcule: a) La masa de amoniaco presente. b) El nº de moléculas de amoniaco en el recipiente. Andalucía, junio 2008. c) El nº de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene. 15. Se tienen 8,5 g de amoniaco y se eliminan 1,5 · 1023 moléculas. a) ¿ Cuántas moléculas de amoniaco quedan?. b) ¿ Cuántos gramos de amoniaco quedan? moles de átomos de hidrógeno quedan?. Andalucía, sep. 2008

c) ¿ Cuántos

16. a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de sacarosa, C12H22O11? b) Determina la masa en kilogramos de 2,6 · 1020 moléculas de NO2. Andalucía, junio 2009. c) Indica el número de átomos de nitrógeno que hay en 0,76 g de NH4NO3. Resultado: a) 18 moles átomos C; b) 1,98 ·10-5 kg ; c) 1,14 ·1022 átomos N. 17. Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcule: Andalucía, junio 2010 a) El número de moles de agua. b) El número total de átomos de hidrógeno. c) La masa en gramos de una molécula de agua. 18. Exprese en moles las siguientes cantidades de dióxido de carbono: Andalucía, sep 2010 a) 11,2 L, medidos en c.n. b) 6,02 · 1022 moléculas. c) 25 L medidos a 27º C y 2 atmósferas. 19. a) ¿ Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de calcio?. b) ¿ Cuántos átomos de cobre hay en 2,5 g de ese elemento?. Andalucía, junio 2011 c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 20 g de tetracloruro de carbono? 20. 21. 22.

1 litro de CO2 se encuentra en c.n. Calcule: a) nº de moles; b)nº de moléculas; c)masa en gramos de una molécula de CO2 . Andalucía, sep 2012 ¿Cuántos moles, moléculas y átomos hay en 4,6 g de etanol? R: 0,1 mol; 6,02 ·1022 moléculas; 5,42 ·1023 átomos. (Cantabria, Junio 1997). Ordena razonadamente de mayor a menor masa: c) 2,32.1023 a) 3,33·1024 moléculas de dihidrogenofosfato sódico ; b) 4,26. 1023 átomos de helio ; moléculas de nitrógeno ; d) 3 litros de oxígeno medidos en condiciones normales. R: 663,79 g; 2,83 g; 10,79 g; 4,29 g; ordenación: a> c > d > b. (Cantabria, Junio 1.998)

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23. ¿Cuántos átomos hay en un gramo de yodo?. R: 4,74 .1021 átomos. (Cantabria, Junio 1998). 24. a) Si en 5 g de compuesto hay 3,1 ·1022 moléculas ¿cuál es su masa molecular?. b) ¿Cuántos átomos hay en un litro de oxígeno medido en condiciones normales? R: 97,10 u; 5,38·1022 átomos.

(Cantabria, Junio 2000).

25. Ordenar razonadamente, de mayor a menor nº de átomos las cantidades siguientes: a) 10 g de cloruro de plata. b) 3· 1020 moléculas de dióxido de azufre. c) 4 moles de monóxido de carbono. d) 20 litros de oxígeno en condiciones normales. R: c >d > a> b. ( Cantabria, Junio 2001 ) 26. a) Calcular cuánto pesan 10 L del gas monóxido de carbono en condiciones normales. R: 12,5 g ; 23 b) Calcular cuántos átomos hay en esa cantidad de CO. R: 5,38 · 10 átomos. (Cantabria, junio 2002 ) 27. Supuesto que disponemos de 45,0 g de metano a 27 ºC y 800 mm de Hg, se desea conocer: a) El volumen que ocupa en las citadas condiciones. R: 65,530 L; b) El número de moléculas existentes. R: 1,689·1024 moléculas. (Castilla y León, junio 1998). 28. En condiciones normales de p y T un mol de NH3 ocupa 22,4 L y contiene 6,02 ·1023 moléculas: a) ¿Cuántas moléculas habrá en 37 g de amoníaco a 142 ºC y 748 mm de Hg? R: 1,31·1024 moléculas; b) ¿Cuál es la densidad del amoníaco a 142 ºC y 748 mm de Hg? R: 0,42 g/L. (La Rioja, junio 2000). 29. Se parte de un ácido nítrico del 68 % en masa y densidad 1,52 g/mL: a) ¿ Qué volumen debe usarse para obtener 100 mL de ácido nítrico del 55 % en masa y densidad 1,43 g/mL?. b) ¿ Cómo lo prepararías en el laboratorio?. (Castilla y León, junio 2002). 30. Tenemos dos depósitos de vidrio, cerrados, del mismo volumen. Uno de ellos se llena de gas hidrógeno y el otro de dióxido de carbono, ambos a presión y temperatura ambiente. Razónese: a) ¿ Cuál de ellos tiene mayor nº de moléculas?. ¿ Cuál de ellos contiene mayor nº de moles?.¿ Cuál de ellos contiene mayor nº de gramos de gas?. Galicia, junio 1996. MÁS ACTIVIDADES DE MOL !!! 1. Ordena razonadamente de mayor a menor masa: a) 3,33·1024 moléculas de dihidrogenofosfato sódico ; b) 4,26·1023 átomos de helio ; c) 2,32.1023 moléculas de nitrógeno ; d) 3 litros de oxígeno medidos en condiciones normales. R: 663,79 g; 2,83 g; 10,79 g; 4,29 g; ordenación: a> c > d > b. (Cantabria, Junio 1.998) 2. ¿Cuántos átomos hay en un gramo de yodo?. R: 4,74 ·1021 átomos. (Cantabria, Junio 1998). 3. a) Si en 5 g de compuesto hay 3,1 ·1022 moléculas ¿cuál es su masa molecular?. R: 97,10 u. (Cantabria, Junio 2000). b) ¿Cuántos átomos hay en un litro de oxígeno medido en condiciones normales? R: 5,38·1022 átomos. 4. Ordenar razonadamente, de mayor a menor nº de átomos las cantidades siguientes: a) 10 g de cloruro de plata. b) 3· 1020 moléculas de dióxido de azufre. c) 4 moles de monóxido de carbono. d) 20 litros de oxígeno en condiciones normales. R: c >d > a> b. ( Cantabria, Junio 2001 ) 5. a) Calcular cuánto pesan 10 L del gas monóxido de carbono en condiciones normales. R: 12,5 g. b) Calcular cuántos átomos hay en esa cantidad de monóxido de carbono. R: 5,38 · 1023 átomos.

( Cantabria, junio 2002 )

6. Supuesto que disponemos de 45,0 g de metano a 27 ºC y 800 mm de Hg, se desea conocer: a) El volumen que ocupa en las citadas condiciones. R: 65,530 L . b) El número de moléculas existentes. R: 1,689·1024 moléculas. (Castilla y León, junio 1998).

7. En condiciones normales de p y T un mol de NH3 ocupa 22,4 L y contiene 6,02 ·1023 moléculas: c) ¿Cuántas moléculas habrá en 37 g de amoníaco a 142 ºC y 748 mm de Hg? R: 1,31·1024 moléculas; d)

¿Cuál es la densidad del amoníaco a 142 ºC y 748 mm de Hg? R: 0,42 g/L. (La Rioja, junio 2000).

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ESTEQUIOMETRÍA, DISOLUCIONES : ACTIVIDADES DE SELECTIVIDAD. Curso 12-13 1. Se dispone de una disolución acuosa de ácido sulfúrico del 98% de riqueza en masa y densidad 1,84 g/mL. a) ¿Qué volumen de esta disolución se necesita para preparar 0,5 litros de otra disolución de ácido sulfúrico 0,3M? R: 8,2 mL. b) Describa el procedimiento a seguir y el material de laboratorio a utilizar para preparar la disolución del apartado "a". (Andalucía) 2. Cuando 10 g de un carbonato de calcio impuro se calienta a 900 ºC se descompone en dióxido de carbono gaseoso y óxido de calcio sólido. El dióxido de carbono desprendido ocupa, a la temperatura de 27 ºC y presión de 740 mm de Hg, un volumen de 2,02 litros. Calcule la pureza del carbonato de calcio. (Apartado de un problema). (Andalucía). R: 80%. 3. a) Calcule la pureza de una muestra de sodio metálico, sabiendo que cuando 4,98 g de la misma reaccionan con agua producen hidróxido de sodio y desprenden 1,4 litros de hidrógeno medidos a 25 ºC y 720 mm de mercurio de presión. R: 50,10%; b) Calcule la molaridad de la disolución de hidróxido resultante, si el volumen total de la misma es de 199 ml. R : 0,55 M. (Andalucía, junio 1.997). 4. Se desea preparar 1 litro de una disolución de ácido nítrico 0,2 M a partir de un ácido nítrico comercial de densidad 1,5 g/cm3 y 33,6% de pureza en masa. a) ¿Qué volumen debemos tomar de la disolución comercial?

R: 25 cc.

b) Explique el procedimiento que seguiría para su preparación y nombre el material necesario para ello. (Andalucía, junio 1.998). 5. En la reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico se produce dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua. a) Calcule la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es del 92%, que se necesita para obtener 2,50 kg de cloruro de calcio. R: 2448,10 g. b) ¿Qué volumen ocupará el dióxido de carbono medido a 25 ºC y a una presión de 770 mm de mercurio? R: 543,55 L. (Andalucía, junio 1.998). 6. Se hacen reaccionar 10 g de cinc metálico con ácido sulfúrico en exceso. Calcule: a) El volumen de hidrógeno que se obtiene, medido a 27 ºC y 740 mm de mercurio de presión. b) La masa de sulfato de cinc formada si la reacción tiene un rendimiento del 80%. R: 3,87 L; 19,74 g. (Andalucía, junio 2000). 7. Dada la siguiente reacción química : 2 AgNO3 +

Cl2

(Andalucía, junio 2002). N2O5 + 2 AgCl + ½ O2

Calcule: a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3 . R: 0,06 mol. b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20 ºC y 620 mm de Hg. R: 0,88 L

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8. El níquel reacciona con ácido sulfúrico según : Ni + H2SO4

(Andalucía, septiembre 2002). NiSO4

+ H2

a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcule el % de níquel en la muestra. R: 70,4 % b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25 ºC y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico. R: 8,3 L. 9. a) Calcule la molaridad de una disolución de ácido nítrico del 36 % de riqueza en masa y densidad 1,22 g /mL. R: 6,96 M b) ¿ Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0,5 L de disolución 0,25 M?. R:18 mL (Andalucía, septiembre 2002). 10. Una disolución de ácido nítrico 15 M tiene una densidad de 1,40 g/mL. Calcule: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de ácido nítrico. R: 67,6% b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de ácido 0,05 M. R:33,3 mL ( Andalucía, junio 2003). 11. El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del bicarbonato de sodio, según la reacción ( sin ajustar ) (Andalucía,septiembre 2003) NaHCO3

Na2CO3

+

CO2 + H2O

Se descomponen 50 g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en masa. Calcule: a) El volumen de CO2 desprendido, medido a 25ºC y 1,2 atm. R: 5,9 L b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene. R: 30,9 g 12. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C2H4O. Si su masa molecular es 88 : a) Determine su fórmula molecular. (Andalucía,septiembre 2003) b) Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho compuesto. R: 2,7 · 1023 13. Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60 % de carbonato de calcio con exceso de ácido clorhídrico, según : (Andalucía,septiembre 2004) CaCO3 + 2 HCl

CaCl2

+

CO2 + H2O

a) Calcule los gramos de cloruro de calcio obtenidos. R: 133,2 g. b) ¿ Qué volumen de

CO2 medido a 17ºC y a 740 mm de Hg se obtiene?. R: 29,4 L

14. Dada la reacción Zn + H2SO4

Zn SO4

+ H2

, calcule:

a) La cantidad de sulfato de cinc obtenido a partir de 10 g de Zn y 100 mL de H2SO4 2 M. b) El volumen de H2 desprendido, medido a 25ºC y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de Zn con sulfúrico en exceso. SOL: 0,15 mol ; 7,5 L (Andalucía,septiembre 2005)

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15. El ácido sulfúrico reacciona con cloruro de bario según la reacción : BaCl2 ( ac) + H2SO4 (ac)

BaSO4 (s)

+ 2 HCl (ac) ,

clacule:

a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico, de densidad 1,84 g/mL y 96 % en masa de riqueza, necesario para que reaccionen totalmente 21,6 g de cloruro de bario. Sol: 5,75 mL b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá. Sol: 24,2 g.

( Andalucía, junio 2006).

16. Una disolución de ácido acético tiene un 10 % en masa de riqueza y una densidad de 1,05 g/mL. Calcule: ( Andalucía, junio 2006). a) La molaridad de la disolución. Sol: 1,73 M b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución anterior a un volumen final de 250 mL mediante la adición de agua destilada. Sol: 0,173 M 17. Una disolución acuosa de alcohol etílico ( C2H5OH), tiene una riqueza del 95% y una densidad de 0,90 g/mL. Calcule: a) La molaridad de esa disolución. Sol: 18,6 M

( Andalucía, junio 2008).

b) Las fracciones molares de cada componente. Sol: 0,12, 0,88 18. El cloruro de sodio reacciona con nitrato de plata precipitando totalmente cloruro de plata y obteniéndose además nitrato de sodio. Calcule: (Andalucía,septiembre 2010) a) La masa de cloruro de plata que se obtiene a partir de 100 mL de disolución nitrato de plata 0,5 M y de 100 mL de disolución de cloruro de sodio 0,4 M. b) Los gramos del reactivo en exceso. 19. En disolución acuosa el ácido sulfúrico reacciona con cloruro de bario precipitando totalmente sulfato de bario y obteniéndose además ácido clorhídrico. Calcule: a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico de 1,84 g/mL de densidad y 96 % de riqueza en masa, necesario para que reaccionen totalmente con 21,6 g de cloruro de bario. b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá. ( Andalucía, junio 2011). 20. En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36 % en masa, densidad 1,18 g/mL. Calcule: a) La molaridad de la disolución y la fracción molar del ácido. (Andalucía,septiembre 2011) b) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar 1 L de disolución 2 M. 21. Se desea preparar 200 mL de ácido clorhídrico 0,4 M a partir de un ácido clorhídrico comercial de 1,18 g/mL de densidad y una riqueza del 36,2% en masa. (Cantabria,1.997). a) ¿Cuántos mL de ácido comercial se necesitan? R: 6,8 mL. b) Calcular la molaridad y la molalidad del ácido comercial? R: 11,7 M; 15,5 m. 22. Se disuelven 22 g de sulfato de sodio en 78 g de agua, obteniéndose una disolución cuya densidad es 1,213 g/mL. Hallar: (Castilla-La Mancha, 1.997). a) El porcentaje en masa de sulfato sódico. R: 22%; b) La concentración de sulfato de sodio en g/L. R: 266,9 g/L c) La molaridad. R: 1,88 M.

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23. Se toman 100 mL de una disolución de HNO3, cuya riqueza es del 42% y su densidad 1,85 g/mL, y se diluyen hasta obtener un litro de disolución, cuya densidad es 0,854 g/mL. Calcular: a) La fracción molar de HNO3 en la disolución resultante. b) La molalidad de la disolución resultante. R: 0,028; 1,59 m. (Canarias, 1.997). 24. Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 31% de riqueza y densidad 1,18 g/cm3. a) Calcular la molaridad y la fracción molar. b) Calcular el volumen de disolución de ácido sulfúrico necesario para preparar 250 mL de disolución 1,0 M. R: 3,73 M; 0,076; 67 mL.

(Extremadura, 1.997).

25. Un compuesto constituido por C, H y O presenta la siguiente composición: 40,0% de C, 6,71% de H y 53,29% de O, ¿cuál es su fórmula empírica? R: (CH2O). Canarias,98 26. Una muestra de 9 g de un hidrocarburo gaseoso ocupa un volumen de 3,73 L en condiciones normales, y su análisis elemental da 89% de carbono y el resto de hidrógeno. Calcule la masa molecular y las fórmulas empírica y molecular del hidrocarburo. (Apartado de un problema) (Castilla y León, 1.998). R: 54,014 u; C2H3 ; C4H6. 27. En la reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico se utiliza una caliza del 92% de riqueza. a) ¿Qué cantidad de caliza se necesita para obtener 250 kg de cloruro de calcio? b) Si el ácido utilizado es del 70% de riqueza y densidad 1,42 g/cm3. ¿Cuántos mL de este ácido serán necesarios? R: 244.834,3 g; 165.258,0 cm3. 28. Para saber el contenido en carbonato de calcio de una caliza impura se hacen reaccionar 14 g de la caliza con ácido clorhídrico del 30% en masa y de densidad 1,15 g/mL. Sabiendo que las impurezas no reaccionan con el ácido clorhídrico y que se gastan 25 mL del ácido, a) ¿ Cuál es el porcentaje de carbonato de calcio en la caliza. R: 84,43%; b) ¿ Qué volumen de dióxido de carbono, medido en condiciones normales se obtienen en la reacción. R: 2,65 L. (Aragón, Junio 1.998). 29. a) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 27 ºC y presión de 740 mm de mercurio, es posible obtener al añadir ácido clorhídrico en exceso sobre 75 g de cinc que tiene un 7% de impurezas inertes?. b) ¿Cuál será la cantidad de sal de cinc resultante? R: 26,97 L; 145,38 g.

(Castilla y León,1.998).

30. A un vaso de precipitados que contiene 7,6 g de aluminio se le añade 100 mL de un ácido clorhídrico comercial del 36% en masa y densidad 1,180 g/cm3, obteniéndose tricloruro de aluminio e hidrógeno. a) Indique, después de realizar los cálculos necesarios, cuál es el reactivo limitante. R: Al b) Calcule qué volumen de hidrógeno se obtiene en las condiciones en las que se realiza el proceso si éstas son 25 ºC y 750 mm Hg. R: 10,46 L. (Galicia, 1.998). 31. El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre (II), dióxido de nitrógeno y agua. a) Escribir la reacción ajustada. b) ¿Cuántos mL de HNO3 del 95% y densidad 1,5 g/cm3 se necesitan para que reaccionen totalmente 3,4 g de cobre? R: 9,46 mL. (Extremadura, Junio 1.998).

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32. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico diluido y se obtiene cloruro de cinc que quedadisuelto en el agua. En un vaso de precipitados que contiene 3,50 g de cinc se han añadido 200 cm3 de ácido clorhídrico del 28% en masa y densidad 1,14 g/cm3. a) Escribir e igualar la reacción que tiene lugar. (Cataluña, 1.997). b) Indicar, realizando los cálculos pertinentes, cuál es el reactivo limitante. R: Zn c) Calcular el volumen de hidrógeno obtenido, medido a 298 K y1 atm. R: 1,31 litros. 33. El carbonato de magnesio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua. a) Calcule el volumen de ácido clorhídrico, de densidad 1,095 g/mL y del 20% en masa, que se necesitará para que reaccione con 30,4 g de carbonato de magnesio. R: 120 ml. b) Si en el proceso anterior se obtienen 7,4 litros de dióxido de carbono, medidos a 1 atm y 27 ºC, ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción? R :83,36 %. (Aragón 98) 34. El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio para dar sulfato de sodio y ácido clorhídrico. Se añaden 50 mL de ácido sulfúrico del 98 % en masa y densidad 1,835 g /mL, sobre una muestra de 87 g de cloruro de sodio . ( Extremadura, 2001). a) ¿ Qué reactivo se encuentra en exceso y cuántos moles del mismo quedan sin reaccionar?. S: 0,171 mol de sulfúrico. b) ¿ Qué masa de sulfato de sodio se obtiene en la reacción?. S :105,9 g. 35. Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 15 g de compuesto se obtienen 22 g de dióxido de carbono y 9 g de agua. La densidad del compuesto en estado gaseoso, a 150 ºC y 780 mm de Hg es 1,775 g/L. Calcular la fórmula molecular del compuesto orgánico. R: C2H4O2 . ( Cantabria, 2002 ). 36. Se mezclan 100 mL de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico con 150 mL de otra disolución 0,2 M del mismo ácido. ¿ Cuál es la concentración de la disolución resultante?. R: 0,16 M. ( Extremadura, 2002) 37. En el laboratorio se puede obtener dióxido de carbono haciendo reaccionar carbonato de calcio con ácido clorhídrico; en la reacción se produce también cloruro de calcio y agua. Se quiere obtener 5 L de dióxido de carbono, medidos a 25ºC y 745 mm de Hg. Suponiendo que haya suficiente carbonato de calcio, calcular el volumen mínimo de ácido clorhídrico del 32 % en masa y densidad 1,16 g/mL que será necesario utilizar. R: 39,3 mL. Baleares, 2002 38. Se tiene una disolución de sosa cáustica (NaOH) 0,6 N. Determine el volumen necesario de una disolución de sosa cáustica de densidad 1,2 g/ mL y riqueza 24% que se debe agregar a 1 L de la primera disolución para que resulte finalmente una disolución 0,75 M. Considere que los volúmenes de mezcla son aditivos. R:V=0,023 L. (Navarra, 2000) 39. Se desea neutralizar una disolución que contiene 4,8 g de hidróxido de magnesio. Para ello se dispone de tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno (ácido sulfúrico) comercial del 98% en peso de pureza y 1,83 g/cm3 de densidad. Calcular: a) Molaridad de dicho ácido. b) ¿Qué volumen del mismo se gastará en la reacción de neutralización? c) ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico puro serán necesarios para la reacción de neutralización? (Galicia, Junio 1.997). R: 18,3 M; 4,5 cm3; 8,07 g.

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MÁS ACTIVIDADES ESTEQUIOMETRÍA-DISOLUCIONES !!! 1. Se parte de un ácido nítrico del 68 % en masa y densidad 1,52 g/mL: a) ¿ Qué volumen debe utilizarse para obtener 100 mL de ácido nítrico del 55 % en masa y densidad 1,43 g/mL?. b) ¿ Cómo lo prepararías en el laboratorio?. (Castilla y León, junio 2002). 2. El carbonato de magnesio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua. a) Calcule el volumen de ácido clorhídrico, de densidad 1,095 g/mL y del 20% en masa, que se necesitará para que reaccione con 30,4 g de carbonato de magnesio. R: 120 ml. b) Si en el proceso anterior se obtienen 7,4 litros de dióxido de carbono, medidos a 1 atm y 27 ºC, ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción? R :83,36 %. (Aragón 98) 3. El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio para dar sulfato de sodio y ácido clorhídrico. Se añaden 50 mL de ácido sulfúrico del 98 % en masa y densidad 1,835 g /mL, sobre una muestra de 87 g de cloruro de sodio . ( Extremadura, 2001). A) ¿ Qué reactivo se encuentra en exceso y cuántos moles del mismo quedan sin reaccionar?. S: 0,171 mol de sulfúrico. B) ¿ Qué masa de sulfato de sodio se obtiene en la reacción?. S :105,9 g. 4. Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 15 g de compuesto se obtienen 22 g de dióxido de carbono y 9 g de agua. La densidad del compuesto en estado gaseoso, a 150 ºC y 780 mm de Hg es 1,775 g/L. Calcular la fórmula molecular del compuesto orgánico. R: C2H4O2 . ( Cantabria, 2002 ). 5 Se mezclan 100 mL de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico con 150 mL de otra disolución 0,2 M del mismo ácido. ¿ Cuál es la concentración de la disolución resultante?. R: 0,16 M. ( Extremadura, 2002) 6. En el laboratorio se puede obtener dióxido de carbono haciendo reaccionar carbonato de calcio con ácido clorhídrico;: en la reacción se produce también cloruro de calcio y agua. Se quiere obtener 5 L de dióxido de carbono, medidos a 25ºC y 745 mm de Hg. Suponiendo que haya suficiente carbonato de calcio, calcular el volumen mínimo de ácido clorhídrico del 32 % en masa y densidad 1,16 g/mL que será necesario utilizar. R: 39,3 mL. Baleares, 2002 7. Se tiene una disolución de sosa cáustica (NaOH) 0,6 N. Determine el volumen necesario de una disolución de sosa cáustica de densidad 1,2 g/ mL y riqueza 24% que se debe agregar a 1 L de la primera disolución para que resulte finalmente una disolución 0,75 M. Considere que los volúmenes de mezcla son aditivos. R: V = 0,023 L. (Navarra, 2000) 8. Calcule cuántos mL de dióxido de carbono medidos a 190ºC y970 mm de Hg, han de pasar a través de 26 mL de una disolución acuosa de hidróxido de bario 0,21 M para que la reacción sea completa en la formación de carbonato de bario. R 162 mL. (Castilla y León, 2000) 9. El clorato de potasio (s) se descompone por acción del calor en cloruro potásico (s) y oxígeno (g). Se calientan 6,5 g de clorato potásico y, sin llegar a su descomposición total, queda un residuo sólido de 5,25 g. Calcule: a) La cantidad de clorato potásico que se ha descompuesto. b) La presión ejercida por el oxígeno producido, si se recoge en un depósito de 1,5 L a 60 ºC. R: 3,26 g; 0,727 atm. (Cantabria, Junio 1.998). 10. La combustión completa del etanol genera dióxido de carbono y agua. a)

Se desea conocer el número de moléculas de agua que se produce si quemamos 15 moléculas de dicho alcohol. b) ¿Cuántos moles de etanol reaccionarán con 5,1 . 1024 moléculas de oxígeno? R: 45 moléculas; 2,82 moles.

(Castilla y León, Junio 1.998).