GUIC

ES05

1CB3

3-A1

7V1

Cpech 1

GuíaLeyes y conceptos de la estequiometría

PROGR

AMA INTERMEDIO

CIENCIAS BÁSICAS

A continuación, se presentan los siguientes ejercicios, de los cuales sugerimos responder el máximo posible y luego, junto a tu profesor(a), revisar detalladamente las preguntas más representativas, correspondientes a cada grado de dificultad estimada. Solicita a tu profesor(a) que resuelva aquellos ejercicios que te hayan resultado más complejos.

Ejercicios PSU

ESCANÉAMEDescubre nuestros videos interactivos

Para la solución de algunos de los ejercicios propuestos, se adjunta una parte del sistema periódico hasta el elemento Nº 20.

1H1,0

3Li6,9

4Be9,0

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

16,0

9F

19,0

10Ne20,2

11Na23,0

19K

39,1

20Ca40,0

12Mg24,3

13Al

27,0

14Si

28,1

15P

31,0

16S

32,0

17Cl

35,5

18Ar

39,9

2He4,0

Número atómico

Masa atómica

Ciencias Básicas QUÍMICA

Cpech2

1. La masa molar del fosfato de amonio ((NH4)3PO4) es

A) 113 g/mol B) 121 g/mol C) 140 g/molD) 149 g/mol E) 303 g/mol

2. La masa de un mol de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3) es

A) 123 g B) 150 g C) 219 g D) 342 gE) 603 g

3. La masa de 2 mol de gas nitrógeno (N2) es

A) 56 g B) 32 g C) 28 gD) 14 g E) 7 g

4. ¿Qué porcentaje de oxígeno existe en el ácido tiosulfúrico (H2S2O3)?

A) 42,1% B) 48,0% C) 50,0%D) 56,1%E) 65,1%

GUÍA

Cpech3

5. A continuación se representa una molécula del aminoácido arginina:

H H

HHO CH2

CH2

CH2

NH

CH2N NH

OC C N

A partir de la imagen, se puede establecer que sus fórmulas empírica y molecular son

A) Fórmula empírica Fórmula molecular

C3H7N2O C6H14N4O2

C6H14N4O2 C6H14N4O2 C3H5N2O C6H10N4O2

C3H5N2O C3H5N2O

C12H28N8O4 C3H7N2O

B) C) D) E)

6. La siguiente tabla muestra las masas de Cl y O contenidas en un mol de cuatro compuestos distintos:

Producto Masa de cloro (g) Masa de oxígeno (g)Cl2O 71 16

Cl2O3 71 48

Cl2O5 71 80

Cl2O7 71 112

Estos datos permiten corroborar la ley de

A) conservación de la masa.B) proporciones definidas.C) Proust.D) Lavoisier.E) Dalton.

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Cpech4

7. Si la masa molar del ácido sulfúrico (H2SO4) es de 98 g/mol, ¿cuántos mol hay en 294 gramos de ácido sulfúrico?

A) 3,0 mol B) 2,5 mol C) 2,0 molD) 0,8 molE) 0,4 mol

8. La masa molar del ácido acético (CH3COOH) es 60 g/mol. ¿Qué masa del ácido se encuentra contenida en 3 mol de esta sustancia?

A) 0,15 g B) 20,00 g C) 40,00 gD) 60,00 g E) 180,00 g

9. La masa molar de un elemento químico es X g/mol. Esto significa que

I) un átomo del elemento masa X gramos. II) un mol de átomos del elemento masa X gramos.III) 6,02 x 1023 átomos del elemento masan X gramos.

Es (son) correcta(s)

A) solo I. B) solo II. C) solo III.D) solo II y III.E) I, II y III.

10. La masa molar del clorato de potasio (KClO3) es

A) 106,6 g/mol B) 110,5 g/mol C) 115,6 g/molD) 120,5 g/molE) 122,6 g/mol

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Cpech5

11. ¿Cuál es el porcentaje de nitrógeno en el ácido nítrico (HNO3)?

A) 14,0% B) 22,2% C) 50,0%D) 72,2%E) 100,0%

12. El número de Avogadro (6,023 x 1023) es el número de partículas que hay en un mol de cualquier sustancia. Para verificarlo, un estudiante deposita 250 gotas de ácido oleico en un vaso de precipitado usando una bureta, y determina su masa y volumen. Luego mide el volumen de una gota y agrega una en un matraz aforado de 500 mL, completando el volumen con etanol. A continuación, calcula la concentración de ácido oleico disuelto y el volumen del aceite que está contenido en una gota de disolución. En un instrumento llamado cristalizador, deposita una gota de la disolución de ácido oleico, la que forma una película monomolecular sobre el agua. Esto le permite estimar el volumen de una molécula de ácido oleico y, sabiendo el volumen del compuesto contenido en una gota de disolución, calcula el número de moléculas presentes en la gota. A partir de la densidad, determina la masa de ácido oleico contenida en la gota y, ya conocida la masa molar del compuesto, calcula el número de moléculas contenidas en un mol. Este resulta ser 6,6 x 1019.

Con respecto a este experimento, es correcto afirmar que

A) permitió validar empíricamente el valor del número de Avogadro.B) permitió establecer un valor más preciso para el número de Avogadro. C) origina discrepancias con el valor teórico, puesto que requiere numerosas estimaciones. D) genera diferencias con el valor real, ya que requiere la aplicación de técnicas muy complejas. E) el compuesto utilizado no es adecuado para determinar el valor del número de Avogadro,

debido a su elevada masa molar.

13. Considerando que la masa atómica del cobre (Cu) es 63,5 uma, los átomos de cobre contenidos en 127 gramos de dicho metal son

A) 6,02 x 1023 átomos.B) 2 x 6,02 x 1023 átomos.C) 6,02 x 1023 / 63,5 átomos.D) 6,02 x 1023 / 127 átomos.E) 63,5 x 6,02 x 1023 átomos.

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14. La masa atómica del hierro (Fe) es 56 uma. ¿Cuántos gramos de sulfato ferroso (FeSO4) equivalen a 5 mol del compuesto?

A) 104 g B) 152 g C) 280 gD) 520 gE) 760 g

15. La masa de un átomo de calcio es

A) 40 x 6,02 x 1023 g

B) 40 / (6,02 x 1023) g C) (6,02 x 1023) / 40 gD) 6,02 x 1023 g E) 6,02 x 10−23 g

16. El porcentaje de carbono en el ácido acético (CH3COOH) es

A) 25% B) 40% C) 50%D) 55% E) 65%

17. La ley de proporciones definidas establece que en un compuesto dado, los elementos constituyentes se combinan siempre en la misma proporción. A partir de esta ley, es correcto predecir que

A) las fórmulas químicas de dos compuestos distintos pueden ser iguales entre sí. B) las masas de O contenidas en un mol de distintos compuestos oxigenados deben ser

distintas.C) si se descomponen 10 g de distintos compuestos formados por H y C, se obtendrá la misma

masa de uno de los elementos. D) si se descomponen tres compuestos formados por N y O hasta obtener 0,5 g de O, las

masas de N obtenidas deben ser iguales.E) si se analizan tres muestras de 5 g del mismo compuesto, deben contener la misma masa

de cada elemento constituyente.

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18. En la siguiente tabla se presenta la composición porcentual de una sustancia:

Elemento ComposiciónHidrógeno 2%Oxígeno 65%Azufre 33%

Teniendo en cuenta que la masa molar de la sustancia es 98 g/mol, la fórmula molecular es

A) H18SO3

B) H2S2O2

C) H4S2OD) H2SO4

E) H2SO3

19. La masa molar del gas freón-12 (CCl2F2) es 121 g/mol. Entonces, es correcto afirmar que

A) 6,02 x 1023 átomos de freón-12 tienen una masa de 121 g.B) la masa de un mol de C, un mol de F y un mol de Cl es de 121 g. C) si se masa un volumen de 22,4 L de freón-12 en CNPT, se obtienen 121 g. D) 121 g de freón-12 contienen 3 x 6,02 x 1023 átomos de distintos elementos.E) 242 g de freón-12 contienen mayor número de moléculas que 2 mol de agua.

20. ¿A cuántos mol de carbonato cálcico (CaCO3) corresponden 100 gramos de la sustancia?

A) 0,1 mol B) 1,0 mol C) 10,0 molD) 100,0 molE) 1000,0 mol

21. El gas oxígeno (O2) tiene una masa molar de 32 g/mol. A partir de esta información, es correcto afirmar que

A) la masa de una molécula de O2 es 32 gramos.B) la masa de un mol de O es de 16 gramos.C) la masa de 2 átomos de O es 32 gramos.D) la masa de 6,02 x 1023 átomos de O es 32 gramos.E) la masa de 6,02 x 1023 moléculas de O2 es 16 gramos.

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22. ¿Cuántos mol de ozono (O3) se necesitan para obtener la misma masa que hay en 6 mol de oxígeno (O2)?

A) 2 B) 4 C) 6D) 12E) 16

23. El yeso es sulfato de calcio dihidratado (CaSO4· 2H2O). ¿Cuántos átomos hay en 2 mol de yeso?

A) 2 átomos B) 24 átomos C) 2 x 6,02 x 1023 átomos D) 12 x 6,02 x 1023 átomosE) 24 x 6,02 x 1023 átomos

24. La siguiente fórmula estructural corresponde al adenosín trifosfato (ATP), molécula fundamental para los procesos energéticos celulares.

HO O

O

O O OCH2

O C

HH H

HC

C

C

O

P P P

OH OH OH

HCCH

N

N

NH2

N

C

CC

N

OH OH ¿Cuál es su masa molar?

A) 47 g/mol B) 74 g/mol C) 299 g/mol

D) 507 g/mol E) 597 g/mol

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25. Una muestra de 29 g de un hidrocarburo, de masa molar 58 g/mol, contiene 24 g de carbono (C) y 5 g de hidrógeno (H). ¿Cuál es su fórmula molecular?

A) CH3

B) C2H5

C) C4H8

D) C4H10

E) C4H12

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Tabla de corrección

Ítem Alternativa Habilidad Dificultad estimada1 Aplicación Fácil2 Aplicación Fácil3 Aplicación Fácil4 Aplicación Media5 Comprensión Media6 Comprensión Media7 Aplicación Media8 Aplicación Media9 Comprensión Fácil

10 Aplicación Fácil11 Aplicación Media12 ASE Difícil13 Aplicación Media14 Aplicación Difícil15 Aplicación Media16 Aplicación Media17 ASE Media18 Aplicación Media19 Comprensión Media20 Aplicación Media21 Comprensión Media22 Aplicación Media23 Aplicación Difícil24 Aplicación Media25 Aplicación Difícil

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Resumen de contenidos

La estequiometría (del griego stoicheîon, “elemento” y metrie, “medida”) es el cálculo de las proporciones cuantitativas o relaciones de masa entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química.

Leyes de la estequiometría

• Ley de conservación de la masa (ley de Lavoisier): En una reacción química la masa permanece constante, es decir, la masa de los reactantes será igual a la de los productos. Por ejemplo, en la reacción de formación del agua (2H2 + O2 → 2H2O), cuando 4 gramos de hidrógeno reaccionan con 32 gramos de oxígeno, se forman 36 gramos de agua.

• Ley de las proporciones definidas (ley de Proust): En un compuesto dado, los elementos participantes se combinan siempre en la misma proporción, sin importar su origen y modo de obtención. Por ejemplo, en el óxido de cinc (ZnO) siempre hay un átomo de cinc por cada átomo de oxígeno y la proporción de masas es 80,3% de cinc y 19,7% de oxígeno.

• Ley de las proporciones múltiples (ley de Dalton): Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se unen a una masa fija del otro, tienen como relación números enteros y sencillos. Por ejemplo, en los anhídridos de nitrógeno (N2O, NO, N2O3, NO2 y N2O5), si se fija la masa de nitrógeno en 7 gramos, las masas de oxígeno en cada compuesto son, respectivamente, 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40 g. La razón entre estas masas es:

8 : 16 : 24 : 32 : 40 = 1: 2 : 3 : 4 : 5

Conceptos estequiométricos

• Mol: es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12.

• Número de Avogadro (NA): número de entidades elementales que hay en un mol. Este número se determina experimentalmente y su valor es de 6,02 x 1023.

Al igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, un mol de átomos de H contiene 6,02 x 1023 átomos y un mol de moléculas de CO2, 6,02 x 1023 moléculas.

• Unidad de masa atómica (uma o u): unidad utilizada para expresar la masa de un átomo. Equivale a la duodécima parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono-12.

1 uma = 1,66 x 10─24 g

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• Masa atómica (o peso atómico): masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Por ejemplo, la masa atómica del oxígeno (O) es 16,0 uma.

• Masa molecular (o peso molecular): masa de una molécula (suma de las masas atómicas, en uma). Por ejemplo, la masa molecular del SO2 es 64 uma (32 uma + 2 x 16 uma).

• Masa molar: masa (en gramos) de 1 mol de unidades (átomos o moléculas) de una sustancia. Por ejemplo, la masa molar del SO2 es 64 g/mol (32 g/mol + 2 x 16 g/mol).

Para cualquier átomo o molécula:masa atómica o molecular (uma) = masa molar (gramos)

Figura Nº1: archivo Cpech

+

Un átomo de C(12 uma)

Una molécula de O2(32 uma)

Una molécula de CO2(44 uma)

A nivel molecular

+

12 g de carbonoen un vidrio de reloj

32 g de oxígenoen un globo

44 g de dióxido de carbonoen un globo

A nivel macroscópico

Es útil recordar la relación que existe entre número de mol (n), masa en gramos (m) y masa molar (MM):

mMMn =

Que también se puede expresar como:

m = n ∙ MM

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Figura Nº 2: archivo Cpech

Masa molar(g/mol)

1 mol6,02x1023

partículasVolumen

gases (en C.N.P.T.) =

22,4 L

• Composición porcentual: informa sobre el porcentaje de cada elemento presente en un compuesto. Para calcularla, se debe considerar la masa molar del compuesto como el 100%. Por ejemplo, para determinar el porcentaje de hidrógeno presente en el agua (H2O), cuya masa molar es 18 g/mol, hay que realizar el siguiente cálculo utilizando la masa molar del hidrógeno (1 g/mol):

18 g/mol → 100%

2 g/mol → X X = 11,11% de hidrógeno

• Fórmula empírica y molecular: Existen distintos tipos de fórmulas químicas. Entre ellas podemos distinguir la fórmula empírica, la cual corresponde a una expresión que representa la porción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico; otra de ellas es la fórmula molecular que indica la cantidad real de átomos que conforman una molécula.

Por ejemplo, para el benceno:

Fórmula empírica Fórmula molecular

CH C6H6

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Registro de propiedad intelectual de Cpech.Prohibida su reproducción total o parcial.

_____________________________________________________Han colaborado en esta edición:

Directora AcadémicaPaulina Núñez Lagos

Directora de Desarrollo Académico e Innovación InstitucionalKatherine González Terceros

Equipo EditorialPatricia Cortez GallardoClaudia Tapia Silva

Equipo de Corrección IdiomáticaPaula Santander Aguirre

Equipo Gráfico y DiagramaciónVania Muñoz DíazTania Muñoz RomeroElizabeth Rojas Alarcón

Imágenes Banco Archivo Cpech

El grupo Editorial Cpech ha puesto su esfuerzo en obtener los permisos correspondientes para utilizar las distintas obras con copyright que aparecen en esta publicación. En caso de presentarse alguna omisión o error, será enmendado en las siguientes ediciones a través de las inclusiones o correcciones necesarias.