bloque 1 primeros pasos

APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 1: Primeros pasos

Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico

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BLOQUE 1: PRIMEROS PASOS EN QUÍMICA

NOTA: Las masas atómicas que aparecen en los ejercicios se miden en g/mol

1.- En 0’5 moles de CO2 , calcula:

a) El número de moléculas de CO2.

b) La masa de CO2.

c) El número total de átomos.

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

CONCEPTOS BÁSICOS: ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES

Toda la materia está formada por mezclas de sustancias. Las mezclas se pueden separar por

métodos físicos para obtener las sustancias que las forman.

Una 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 forman 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.

Si una sustancia está formada por átomos con diferentes 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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2.- Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcula:

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.

MUY IMPORTANTE: El uso de factores de conversión facilita la resolución de problemas

agua molécula 1

H átomos 2

agua mol 1

agua moléculas 6'022.10

agua g 18

agua mol 1

agua mL 1

agua g 1agua mL 100

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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, calcula:

a) El número de moles de carbono.

b) El número de moléculas de estricnina.

c) El número de átomos de nitrógeno.

d) Composición centesimal de la estricnina.

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

5.- Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son 1 y 4, respectivamente. Indica, 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 bromo. Calcula:

a) El % de AgBr. b) El % de Ag

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

7.- Ordena los siguientes compuestos por orden creciente de contenido en calcio:

CaO Ca(NO3)2 Ca2C CaCl2

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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8.- Calcula la masa de manganeso existente en 1 tonelada de pirolusita con un contenido del 82,6% en

MnO2.

9.- Determina las fórmulas empíricas de:

a) un óxido de cloro que contiene el 18,41% de oxígeno.

b) un cloruro de hierro que contiene 34,43% de hierro.

10.- 3,068 g de magnesio se unen con 2,018 g de oxígeno para formar óxido de magnesio. Determina la

fórmula más simple de dicho compuesto.

11.- 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

12.- 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%. Encuentra su fórmula empírica. SOL.- C21 H22 O2 N2

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

a) Determina su fórmula molecular.

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

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

14.- Por calentamiento de una muestra de 2,00 g de magnesio en presencia de nitrógeno puro en exceso, se

obtienen 2,77 g de un compuesto que solo contiene magnesio y nitrógeno. Determina la fórmula empírica de

este compuesto. Masas atómicas: Mg = 24,3 N = 14,0

15.- El análisis de cierto compuesto revela que su composición porcentual en masa es 85,63% de C, 14,37%

de H. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? Si la masa molecular es de 28 g/mol , ¿cuál es la

fórmula molecular?. SOL C2H4

16.- Un compuesto hidratado, conocido como sal de Mohr, se encuentra formado por 14,2% de hierro,

9,2% de ión amonio (NH4+) , 49% de ión sulfato (SO4

2-) y 27,6% de agua. Calcula razonadamente la fórmula

más sencilla de esta sal hidratada. MA: Fe=55,8; N=14,0; H=1,0; S=32,0; O=16,0. SOL: Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O

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: 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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Unidades de R: ten en cuenta que R = P.V/n . T

Cuando P se mide en atm y V en L, R = 0'082 atm.L/mol.K

ACTIVIDAD BIBLIOGRÁFICA A1 PARA EXPOSICIÓN:

Polémica Dalton / Gay-Lussac. Solución de Avogadro.

Cómo se realiza un trabajo bibliográfico:

1. Se busca la información (en Internet existe en abundancia pero busca en varias páginas y

contrasta la información. En la red no hay control de calidad y puedes encontrar cualquier

cosa).

2. Lee la información y asegúrate de comprenderla.

3. Expresa la información con tus palabras (algo así como contar una película después de verla

con atención).

4. No olvides que no se trata de copiar información. Si lo haces es seguro que tu trabajo

será exactamente igual que otro y no será calificado.

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)

En 1811 Amedeo Avogadro postuló un principio fundamental para la Química: "Volúmenes iguales

de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y

temperatura, contienen el mismo número de partículas". En otras palabras, UN MOL de

cualquier sustancia gaseosa, en condiciones normales (esto es, 1 atm y 273 K) ocupa un volumen

de 22,4 L.

Joseph-Louis Gay-Lussac

(1778-1850)

Lorenzo Romano Amedeo

Carlo Avogadro (1776-1856) John Dalton (1766-1844)



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17.- Razona 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 6’022.1023 moléculas.

c) En 32 g de O2 hay 6’022.1023 átomos de oxígeno.

18.- Calcula 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.

19.- 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.

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

20.- Calcula:

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.

21.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0,800 atm y otro de 50 ml helio a 25ºC y 0,400

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,

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%

22.- 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. Discute cuál tiene el mayor nº de

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

23.- 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

24.- 33,0 mg de un compuesto desconocido dan un análisis elemental de 21,60 mg de carbono, 3,00 mg de

hidrógeno y 8,40 mg de nitrógeno. a) Calcula su fórmula empírica. b) Calcula su fórmula molecular sabiendo

que si se vaporizan 11,0 mg del compuesto ocupan 2,53 ml medidos a 27ºC y 740 mm de Hg. Sol C3H5N

25.- 5 g de etano (C2H6) se encuentran en un recipiente de 1`00 L de capacidad. El recipiente es tan débil

que explota si la presión excede de 10 atm. ¿ A qué temperatura se alcanzará la presión de explosión?.



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Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794)

Lavoisier destierra el flogisto y explica la combustión: los elementos

presentes en la sustancia que se quema dan lugar a sus óxidos (el C

da lugar a CO2, el H da lugar a H2O, el S da lugar a SO2, etc. )


Obtención de metales a partir de los óxidos según el modelo del

flogisto y según Lavoisier

NOTA: En las fórmulas empíricas los símbolos se escriben en orden

alfabético

26.- La combustión de 0,4165 g de cafeína, produjo 0,7557 g de dióxido de carbono y 0,1930 g de agua.

En otra prueba 1,356 g de cafeína se transformaron en 0,4756 g de amoniaco. Determina su fórmula

empírica SOL C4H5ON2

27.- Calcula 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

28.- 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:

a) La fórmula empírica del mismo. b) Masa molar y fórmula molecular. SOL.- a) C2 H3 O3 N b) 178 g/mol C4 H6 O6 N2

29.- Uno de los compuestos que contribuyen al olor de numerosos productos lácticos, como la leche o el

queso cheddar, es una cetona. La combustión de 3,0 g de este compuesto produjo 8,10 g de dióxido de

carbono y 3,33 g de agua. Calcula su fórmula empírica.

30.- Se disuelve en agua 1,00 g de un compuesto A que solo contiene hierro y cloro. Posteriormente se

añade a la disolución nitrato de plata hasta conseguir que todo el cloro precipite como cloruro de plata

(AgCl) , obteniéndose 2,26 g de esta sal. Determina la fórmula empírica del compuesto A

CONCEPTOS BÁSICOS: Determinación de fórmulas-2

Para calcular la proporción 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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31.- Se queman en un tubo de combustión 0,580 g de un compuesto de carbono, hidrógeno y oxígeno, y se

obtienen 1,274 g de CO2 y 0,696 g de H2O. Al volatilizar 0,705 g del compuesto ocupan 295 ml medidos

sobre agua a 28ºC y 767 mm. La presión de vapor del agua a 28ºC es de 28,3 mm. Averigua la fórmula

molecular del compuesto. SOL C3H8O

32.- Una muestra de 3,00 g de vitamina B1 produjo por combustión 5,98 g de dióxido de carbono y 1,73 g

de agua. Otra muestra de 2,00 g produjo 0,51 g de amoniaco y una tercera muestra de 1,00 g produjo

0,24 g de dióxido de azufre. En función de estos datos determina su fórmula empírica. SOL C12H17ON4S

33.- En un compuesto orgánico se identifica la presencia de carbono, hidrógeno y cloro. La combustión de

1,000 g del mismo produce 1,364 g de dióxido de carbono y 0,698 g de agua. Un litro de la sustancia en

estado gaseoso a 41 C y 771 mm de Hg tiene una masa de 2,549 g. Determina la fórmula molecular del

compuesto. SOL: C2H5Cl

34.- El análisis revela que el ácido butírico está formado por carbono, hidrógeno y oxígeno. 2 g de dicho

compuesto ocupan, a 200 C y 1 atm, un volumen de 881 cc y su combustión produce 4 g de dióxido de

carbono y 1,64 g de agua. Determina la fórmula molecular del ácido butírico. SOL. C4H8O2

35.- La densidad de un compuesto gaseoso formado por C, H y O a 250 mm Hg y 300 C es de 0,617 g/l.

Al quemar 10 g de compuesto se obtienen 11,4 litros de dióxido de carbono medidos a 25 C y 738 mm Hg

y 8,18 g de agua. Obtén la fórmula molecular del compuesto. SOL. C2H8O2

NOTA: Busca los datos de masas atómicas necesarias en la Tabla Periódica

36 .-Se tiene una disolución de ácido sulfúrico (H2SO4) del 98% de riqueza y de densidad 1,84 g/mL.

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/mL. SOL. a) 18,4 M; b) 12,7 mL

CONCEPTOS BÁSICOS: Disoluciones (mezclas homogéneas)

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 debe confundirse 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.100/(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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37.- Un ácido clorhídrico comercial (soluto HCl) 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 1'00 M? (Supón volúmenes aditivos). SOL. 220 ml

38.- 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

39.- 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?

40.- Se diluyen 10 mL de una disolución 0'75 M de un determinado soluto hasta un volumen de 50 mL.

Determina la nueva concentración.

ATENCIÓN: lo bueno si breve, dos veces bueno

Al diluir con agua, el número de moles de soluto no cambia (n1 = n2 M1 . V1 = M2 . V2)

41.- a) Calcula 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?

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

43.- Dada una disolución acuosa de HCl 0’2 M, calcula: a) 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. Supón que los volúmenes son aditivos. (Sol. 380 mL)

44.- 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%

45.- Calcula: a) La molaridad de un ácido sulfúrico comercial con 98% en peso y densidad 1,84 glmL. b)

¿Qué volumen de¡ ácido anterior se necesita para preparar 100 mL de ácido sulfúrico con 20% en peso y

densidad 1,14 g/mL. Sol: a) 18 M ; b) 12´6 mL

46.- El ácido ascórbico (vitamina C) es soluble en agua. Una solución que contiene 80,5 g de ácido

ascórbico (C6H8O6) disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1,22 g/mL a 55 °C. Calcula a) el

porcentaje en masa y b) la molaridad de ácido ascórbico en la disolución. Sol: a) 27,7% b) 1,92 M

47.- Una disolución que contiene 571,6 g de H2SO4 por litro de disolución tiene una densidad de 1,329

g/cm3. Calcula a) el porcentaje en masa y b) la molaridad. Sol: a) 43,01% en masa; b) 5,83 M

48.- El ácido nítrico acuoso comercial tiene una densidad de 1,42 g/mL y es 16 M. Calcula el porcentaje en

masa de HNO3 en la disolución. SOL: 71% en masa

49.- Explica cómo se prepararían 25 mL de una disolución 1,2 M de KCl a partir de una disolución del

mismo soluto que es 3,0 M.



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50.- Se desea preparar un litro de disolución 1' 0M de ácido sulfúrico a partir de un ácido comercial cuya

etiqueta indica que su concentración centesimal es de 90% y su densidad 1,85 g/mL. Determina: a) La

molaridad del ácido comercial. b) El volumen necesario para preparar la disolución pedida.

SOL: a) 16,99 M; b) 58,86 mL

51.- Explica como prepararías 220 ml de

disolución KOH 0,500 M partiendo de: a)

KOH sólido con una riqueza del 95% b)

otra disolución de KOH 1,25 M.

52.- Señala la utilidad de estos

instrumentos de laboratorio.

Imagen tomada de http://iteplaboratorio07.googlepages.com/academia_material_laboratorio04.gif

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.)

En cualquier t a - 2x b- x c + x d + x (moles que quedan)

La reacción transcurre hasta que uno de los reactivos se agota. 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 para el

instante final. Para cualquier otro momento se darán otros datos (por ejemplo, cuando ha reaccionado el

20% de HCl, esto es, 2x/a = 20/100



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53.- 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

Una reacción que debes conocer: desplazamiento de hidrógeno en ácidos por acción de metales


3 H2SO4 + 2 Al Al2(SO4)3 + 3 H2

H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

54.- ¿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

55.- 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:

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) 80 litros.

56.- ¿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

57.- Dada la siguiente reacción química, sin ajustar :

AgNO3 + Cl2 N2O5 + AgCl + O2

Calcula:

a) Moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3.

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

58.- 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.

Calcula el porcentaje de níquel en la muestra. (SOL: 70%)

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

con exceso de ácido sulfúrico.

59.- 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. (SOL: 14 L)

60.- 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. Calcula:

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.

61.- 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

Calcula:

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

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



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MÁS PROBLEMAS

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

63.- 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? SOL C6H8O6

64.- 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) CH3 ; b) C2 H6

65.- Una muestra de oxígeno contenida en un recipiente de 1’00 litro ejerce una presión de 8OO mm Hg a

25 0C. En otro recipiente de 3’00 litros una muestra de dinitrógeno 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 . Calcula: (a)

La presión parcial de cada gas en la mezcla; (b) La presión total; (c) La composición volumétrica de la

mezcla en %.

66.- 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. SOL: C6H8O7

67.- Un recipiente contiene dinitrógeno y 12 g de diyodo 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

68.- 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

69.- 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

70.- Un recipiente de 20’0 L contiene oxígeno y dicloro 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.

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

71.- 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.



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72.- 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.

73.- Una mezcla de dicloro 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

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

clorhídrico (disolución acuosa de HCl) dando lugar a AlCl3 y desprendiendo gas dihidrógeno. Determina:

a) Masa de mineral necesaria para reaccionar con 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

75.- Un recipiente de 5’00 L contiene una mezcla de dinitrógeno y dihidrógeno a 200 ºC y 2’00 atm de

presión con un 25% en volumen de dinitrógeno. Se hace reaccionar la mezcla y al cabo de cierto tiempo ha

desaparecido el 40% del reactivo limitante. Determina:

a) Masa obtenida de amoniaco (Sol 0’88 g)

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

76.- Al disolver 3,00 g de una muestra impura de carbonato de calcio (CaCO3) en ácido clorhídrico (disol.

acuosa de HCl) 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 (otros productos: CaCl2 y agua). SOL 97.62%

77.- 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)

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

78.- 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 1,0 kg de crudo con 1,2% en peso de

azufre?. SOL 9,23 L

79.- Se 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 dicloruro de cinc y dihidrógeno.

a) Escribe la ecuación química del proceso.

b) Calcula la molaridad del ácido.

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

el porcentaje de pureza, en tanto por ciento, del cinc en la muestra inicial. SOL 11'3 mol dm-3; 92'5%

80.- 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, determina:

a) Gramos de acetileno producidos.

b) Gramos de carburo de calcio que han reaccionado.



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

81.- 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%

82.- 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%

83.- 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) Escribe la reacción que tiene lugar y calcula la cantidad de agua que se forma.

b) Determina la composición de la mezcla gaseosa después de la reacción expresada en porcentaje

en peso e en fracción molar.

c) Determina 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.

84. - 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. (43'2%)

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

85.- 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?.

ACTIVIDAD PRÁCTICA: EQUIVALENTE GRAMO DE UN METAL

A) UN POCO DE HISTORIA

Cuando hoy se plantea un problema referente a la reacción entre un ácido y un metal, se resuelve mediante

cálculos estequiométricos basados en el concepto de mol y masa molar:

2 HCl + Mg MgCl2 + H2


Pero no siempre fue de esa manera. El concepto de mol se introduce en Química a partir del Primer Congreso

Internacional de Química, celebrado el año 1860 en la ciudad alemana de Karlsruhe. En dicho congreso, el químico



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italiano Stanislao Cannizzaro dio a conocer la hipótesis molecular que Amedeo Avogadro elaboró en 1811 (este

genial, pero modesto científico, murió el 9 de julio de 1856).

Joseph-Louis Proust (1754-1826): descubrimientos en Segovia

La Química nace como Ciencia con Antoine Laurent Lavoisier (1743 - 1794). En 1797

J. L. Proust descubre la ley de las proporciones definidas y John Dalton publica la

teoría atómica en 1808. A partir de este momento surge el problema de la

determinación de masas atómicas. Si se conoce la proporción másica de dos

elementos en un compuesto y la proporción atómica de los mismos, la asignación de

masas atómicas es simple: basta con elegir la unidad de masa atómica conveniente y

resolver un simple problema de proporcionalidad directa. Pero la proporción atómica

no se pudo determinar hasta después del Primer Congreso. Por ello, hasta esa fecha

no se podía hablar de masa atómica o masa molecular. En su lugar se utilizaba el

concepto de equivalente gramo:

El concepto de equivalente se aplicó a otros procesos químicos: equivalente ácido - base, equivalente red - ox, etc.

A partir de la celebración del Primer Congreso el uso del equivalente se hizo innecesario, recomendándose su

sustitución por el concepto de mol y ajuste de la ecuación química correspondiente, aunque el uso del concepto de

equivalente en reacciones químicas simplifica los cálculos a realizar.

B) PLANTEAMIENTO GENERAL DE LA PRÁCTICA

Se hará reaccionar una masa M1 de un metal (por ejemplo, magnesio)

con una disolución de ácido clorhídrico. Esta reacción debe

efectuarse de forma que el hidrógeno obtenido se recoja sobre agua.

La determinación de la presión, volumen y temperatura del gas

recogido permitirá determinar la masa de hidrógeno recogido y, por

un simple factor de conversión, el equivalente gramo del metal

utilizado.

Para recoger el hidrógeno puede utilizarse una bureta de 50 ml

invertida (también un tubo graduado). En la parte inferior de la

bureta se coloca un tapón con orificio al cual se le acopla una espiral

de alambre de cobre que servirá para sostener la tira de magnesio.

DETERMINACIÓN DE LA MASA DE METAL: Hay que utilizar una cantidad adecuada para que no se

produzcan más de 50 cc de gas (es la capacidad de la bureta). Por otro lado, utilizar una tira de magnesio de

unos 4 cm proporciona una masa aproximada de 0'06 g, es decir, una medida con una cifra significativa. Una

manera de mejorar la medida consiste en medir la masa de una tira de unos 20 cm lo que nos dará dos cifras

significativas; al cortar un quinto de la tira total la masa de ésta se determina por división por un número

entero, el número de cifras significativas no varía por ello.

"Un equivalente gramo de un elemento es la cantidad de dicho elemento que se

combina con UN GRAMO DE HIDRÓGENO (o que libera dicha masa)"



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LLENADO DE LA BURETA: Dada la pequeña masa de magnesio que se utiliza no será necesario usar gran

cantidad de ácido. Para controlar el proceso se empezará por echar en la probeta unos 10 cc de disolución

ácido 5 M. A continuación se llena la probeta con agua destilada, operando con cuidado para procurar que la

disolución ácida, por su mayor densidad, quede abajo. El siguiente paso será colocar el tapón agujereado con la

tira de magnesio; esta operación ha de hacerse de forma que no quede ninguna burbuja de aire.

COMIENZO DE LA REACCIÓN: Sólo queda tapar el orificio del tapón con el dedo, invertir la bureta y

sumergirla en un recipiente con agua. El ácido se mezclará con el agua y se producirá la reacción entre el HCl

y el Mg, cuyo producto gaseoso, H2, ocupará la parte superior de la bureta. Una vez consumido todo el

magnesio cesará el desprendimiento gaseoso. Es el momento de determinar el valor de las magnitudes que nos

permitirán calcular la masa de H2 obtenido.

C) TRABAJANDO CON GASES

En primer lugar habrá que determinar el valor de dos magnitudes de fácil medida: la temperatura y el volumen. Un

termómetro y una mirada a la bureta nos suministran dichos valores. Pero para determinar la presión del hidrógeno

habrá que tener en cuenta los siguientes aspectos:

Presión del gas encerrado = Presión atmosférica - Desnivel líquido

Habrá que medir el desnivel h y expresarlo en mm Hg (recordar que 1 mm de Hg

equivale a 13,6 mm de H2O)

No todo el gas encerrado es hidrógeno. También hay vapor de agua por lo que debe

tenerse en cuenta la presión de vapor del agua a la temperatura de trabajo

P HIDRÓGENO = P GAS - P VAPOR AGUA

Un tercer factor, aunque de menor importancia en este caso, es el hidrógeno

disuelto en el agua. La concentración del gas en disolución puede determinarse por la ley de Henry: C = k .

P, siendo C la concentración del gas disuelto, P la presión parcial del gas y k es una constante de

proporcionalidad que, lógicamente, depende de la temperatura. El hecho de que la constante k sea muy

pequeña nos permite no tener en cuenta este tercer factor en esta práctica.

D) ANALIZANDO LOS RESULTADOS

Responde a las siguientes cuestiones:

a) Utiliza la ecuación química correspondiente y los cálculos estequiométricos adecuados para

determinar el equivalente gramo del magnesio. ¿Qué error relativo se ha cometido en la práctica?.

b) Analiza los factores que pueden contribuir al error.

c) ¿Qué puede ocurrir si se utiliza un tapón sin orificio?.

desnivel h

ACTIVIDAD DE CÁLCULO: Teniendo en cuenta estos factores, calcula la presión del hidrógeno

obtenido y, aplicando la ecuación general de los gases, determina la masa de hidrógeno. A partir de

esta dato, y de la masa de magnesio que ha reaccionado, calcula el equivalente gramo del magnesio

ACTIVIDAD COMPLEMENTARIA: Prepara 100 cc de disolución HCl 5,0 M a partir del ácido

comercial disponible en el Laboratorio (riqueza del 35% y densidad 1,180 g/cc) (EN VITRINA)



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d) ¿Cómo varia la constante k de la ley de Henry con la temperatura?.

e) ¿Qué ocurre al destapar una bebida gaseosa?. Explica el fenómeno en base a la ley de Henry.


Historia de la Tabla Periódica

Dmitri Ivánovich Mendeléyev (1834-1907)

bloque 1 primeros pasos

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