Ejercicios -soluciones

Ejercicios y respuestas del apartado:

“Disoluciones. Solubilidad”

Disoluciones verdaderas (I)

Tenemos tres vasos con la misma cantidad de agua.

En el vaso A hemos disuelto una cucharada de sal común. En el aso B hemos disuelto

dos cucharadas. En el vaso C hemos disuelto tres cucharadas.

La disolución A es más (1)___________ (concentrada / diluida) que la B.

La disolución A es más (2)___________ (concentrada / diluida) que la C.

La disolución C es más (3)___________ (concentrada / diluida) que la B.

concentrada diluida diluida

----------Clave----------

Disoluciones verdaderas (I)

Tenemos tres vasos con la misma cantidad de agua.

En el vaso A hemos disuelto una cucharada de sal común. En el aso B hemos disuelto

dos cucharadas. En el vaso C hemos disuelto tres cucharadas.

La disolución A es más diluida (concentrada / diluida) que la B.

La disolución A es más diluida (concentrada / diluida) que la C.

La disolución C es más concentrada (concentrada / diluida) que la B.

Disoluciones verdaderas (II)

1. Tenemos un vaso con agua en el que vamos echando sal común y agitando para

disolverla. Llegará un momento que no podamos disolver más; cuando estemos en dicha

situación diremos que la disolución se encuentra (1)_____________.

Si logramos disolver algo más de sal de la que podría disolverse a esa temperatura,

diremos que la disolución se encuentra (2)_____________.

2. ¿Cómo podríamos tener disuelta más sal de la que admitiría a una temperatura

determinada?

Primero (3)_____________ (enfriamos / calentamos) la disolución para que se

disolviera más y luego la (4)_____________ (enfriamos / calentamos).

Dejamos que se evapore parte del (5)_____________ (disolvente / soluto) lentamente.

calentamos disolvente enfriamos saturada sobresaturada

----------Clave----------

Disoluciones verdaderas (II)

1. Tenemos un vaso con agua en el que vamos echando sal común y agitando para

disolverla. Llegará un momento que no podamos disolver más; cuando estemos en dicha

situación diremos que la disolución se encuentra saturada.

Si logramos disolver algo más de sal de la que podría disolverse a esa temperatura,

diremos que la disolución se encuentra sobresaturada.

2. ¿Cómo podríamos tener disuelta más sal de la que admitiría a una temperatura

determinada?

Primero calentamos (enfriamos / calentamos) la disolución para que se disolviera más y

luego la enfriamos (enfriamos / calentamos).

Dejamos que se evapore parte del disolvente (disolvente / soluto) lentamente.

Pedro Martínez Fernández www.educamix.com

Preparación de disoluciones

Queremos hacer dos litros de una disolución 3 g/l de azúcar en agua. ¿Cómo la debemos

hacer?

----------Clave----------

Preparación de disoluciones

Queremos hacer dos litros de una disolución 3 g/l de azúcar en agua. ¿Cómo la debemos

hacer?

Cálculo de concentraciones (I)

1. Queremos preparar 3 litros de una disolución de sal común en agua, cuya

concentración sea de 3 g / l. ¿Cuánta sal común debemos pesar?

a) 9 g

b) 6 g

c) 1,5 g

d) 3 g

e) Ninguno de los resultados indicados

f) 1 g

2. Queremos preparar 3 litros de una disolución de sal común en agua y disponemos de

30 g de sal, ¿qué concentración en g/l obtendremos?

a) 10 g/l

b) 0,1 g/l

c) 90 g/l

d) 27 g/l

e) 60 g/l

f) Ninguno de los resultados indicados

3. Si tenemos 30 g de sal común y queremos preparar una disolución cuya

concentración sea 15 g/l, ¿cuál será el volumen de la disolución?

a) 2 l

b) 0,5 l

c) 45 l

d) 3 l

e) Ninguno de los resultados indicados

----------Clave----------

Cálculo de concentraciones (II)

1. Tenemos 100g de azúcar y 1 kg de agua. Si disolvemos toda el azúcar en agua, ¿cuál

será la concentración en tantos por ciento de la disolución resultante?

a) 9,09

b) 11

c) 1100

d) 99

e) Ninguno de los resultados indicados

f) 10

2. Tenemos 100g de azúcar en 1 kg de disolución en agua, ¿cuál será la concentración

en tantos por ciento de dicha disolución?

a) 9,09

b) 11

c) 1100

d) 99

e) Ninguno de los resultados indicados

f) 10

----------Clave----------

Solubilidad (I)

En los sólidos, la solubilidad normalmente (1)_________ (aumenta / disminuye) al

disminuir la temperatura.

En los líquidos, la solubilidad (2)_________ (aumenta / disminuye) al disminuir la

temperatura.

aumenta disminuye

----------Clave----------

Solubilidad (I)

En los sólidos, la solubilidad normalmente disminuye (aumenta / disminuye) al

disminuir la temperatura.

En los líquidos, la solubilidad aumenta (aumenta / disminuye) al disminuir la

temperatura.

Solubilidad (II)

La solubilidad del sulfato de cobre (II) a 60ºC es de 400 g/l de agua, y a 40ºC es de unos

200 g/l de agua.

Si echamos sulfato de cobre (II) a 200 cm3 de agua de tal manera que se

forme una disolución (1)________ (diluida / concentrada / saturada), ¿cuánto sulfato

cúprico habrá disuelto?:

Si la temperatura es de 60ºC: (2)________ g

Si la temperatura es de 20ºC: (3)________ g

¿Cuánto precipitará si pasamos de 60ºC a 20ºC? (4)________ g

40 40 80 saturada

----------Clave----------

Solubilidad (II)

La solubilidad del sulfato de cobre (II) a 60ºC es de 400 g/l de agua, y a 40ºC es de unos

200 g/l de agua.

Si echamos sulfato de cobre (II) a 200 cm3 de agua de tal manera que se

forme una disolución saturada (diluida / concentrada / saturada), ¿cuánto sulfato cúprico

habrá disuelto?:

Si la temperatura es de 60ºC: 80 g

Si la temperatura es de 20ºC: 40 g

¿Cuánto precipitará si pasamos de 60ºC a 20ºC? 40 g

Disoluciones y teoría cinético molecular

El proceso de la disolución tiene lugar cuando las moléculas del disolvente

interaccionan con las del sólido (disoluciones sólido - líquido): se establecen fuerzas

(1)__________ (repulsivas / atractivas) que arrancan las moléculas del sólido de la red

en que se encuentran. Son más vulnerables las situadas en (2)__________ (superficie /

interior) por los siguientes motivos:

1º. Por encontrarse (3)__________ (más / menos) ligada a las demás molecúlas.

2º. Por la (4)__________ (facilidad / dificultad) de acceder a ellas por parte de las

moléculas del disolvente.

Cuanto más dividido se encuentra el sólido (5)__________ (mayor / menor) superficie

de contacto habrá, por tanto, (6)__________ (mayor / menor) será la velocidad de su

disolución.

atractivas facilidad mayor mayor menos superficie

----------Clave----------

Disoluciones y teoría cinético molecular

El proceso de la disolución tiene lugar cuando las moléculas del disolvente

interaccionan con las del sólido (disoluciones sólido - líquido): se establecen fuerzas

atractivas (repulsivas / atractivas) que arrancan las moléculas del sólido de la red en que

se encuentran. Son más vulnerables las situadas en superficie (superficie / interior) por

los siguientes motivos:

1º. Por encontrarse menos (más / menos) ligada a las demás molecúlas.

2º. Por la facilidad (facilidad / dificultad) de acceder a ellas por parte de las moléculas

del disolvente.

Cuanto más dividido se encuentra el sólido mayor (mayor / menor) superficie de

contacto habrá, por tanto, mayor (mayor / menor) será la velocidad de su disolución.

Soluciones-mol

SERIE DE PROBLEMAS

ESTEQUIOMETRÍA

Conceptos Básicos.

El peso molecular (PM) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los

átomos en una molécula de la sustancia y se expresa en unidades de masa atómica. Por

ejemplo, el peso molecular del agua, H2O, es 18.0 uma.

El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos

en una unidad formular del compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el cloruro de sodio,

NaCl, tiene un peso fórmula de 58.44 uma. Este compuesto es iónico, así que estrictamente la

expresión “peso molecular de NaCl” no tiene significado. El peso molecular y el peso fórmula

calculados a partir de la fórmula molecular de una sustancia son idénticos.

Un mol (símbolo mol) se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas

moléculas o unidades formulares como el número de átomos en exactamente 12 g de carbono-

12. El número de átomos en una muestra de 12 g de carbono-12, se llama número de

Avogadro (NA) y tiene un valor de 6.023 ´ 1023. Por lo tanto, un mol de moléculas, de átomos,

etcétera, contiene el número de Avogadro. Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 ´

1023 moléculas de etanol.

La masa molar de una sustancia es la masa de una mol de la sustancia. El carbono-12 tiene,

por definición, una masa molar de exactamente 12 g/mol. Para todas las sustancias, la masa

molar en gramos por mol es numéricamente igual al peso fórmula en unidades de masa

atómica.

2/45

Formas comunes para expresar la concentración de una disolución:

Molaridad y g/l

Molaridad = No. de moles de soluto ___

VOLUMEN de la disolución en litros

g/l= g de soluto _________________

/VOLUMEN de la disolución en litros

.

I. CONCEPTO DE MOL

Problemas resueltos

· El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos huesos de

frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente

venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica promedio?.

· ¿Cuántos gramos de metano, CH4 hay en 1.20 x 10-4 moléculas?.

· ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na2S corresponden a 2.709 x 1024 moléculas de

sulfuro de sodio y cuántos moles de sodio?.

· ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 1 g de O2, O3 y de O?.

· ¿Cuántos moles de personas hay en el mundo si la población es de diez mil millones?.

Problemas a resolver

1. Una muestra de dicromato de amonio, contiene 1.81 x 1024 átomos de hidrógeno ¿cuántos

gramos de nitrógeno hay en ella?.

acuosa).

5. Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níquel (45.0 %) y manganeso (0.3%)

tiene una densidad de 8.17 gramos sobre cm3:

a) ¿Cuántas moles de hierro hay en un bloque de aleación que mide 10cm x 20cm x

15cm?.

b) ¿Cuántos átomos de manganeso hay en la mitad del bloque que se menciona en el

inciso anterior?.

6. Una muestra de 50 gramos de calcopirita contiene 28 gramos de CuFeS2. ¿Cuál es el

porcentaje de cobre en la calcopirita?.

III. EXPRESIONES DE LA CONCENTRACIÓN Y DILUCIONES

Problemas resueltos

· Una muestra de cloruro de sodio, NaCl, que pesa 0.0678 g se coloca en un matraz

volumétrico de 25.0 mL y se afora con agua destilada. ¿Cuál es la molaridad de la

disolución resultante?.

· ¿Cuántos mililitros de NaCl 0.163 M se requieren para obtener 0.0958 g de cloruro de

sodio?

· ¿Cuántos moles de cloruro de sodio deben colocarse en un matraz volumétrico de 50 mL

para obtener una disolución 0.15 M de NaCl? ¿A cuántos gramos de cloruro de sodio

equivalen?.

17 ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan pesar para preparar 250 mL de una

disolución 1.5M?

32. Para preparar la disolución A se pesa 1 g de NaOH y se afora hasta un volumen final de 20

mL.

Para preparar la disolución B se toman 10 mL de la disolución A y se llevan a un volumen

final de 25mL.

Para preparar la disolución C se toman 10 mL de la disolución B y se llevan a un volumen

final de 25mL.

Calcule la concentración de las soluciones A, B y C.

36. Se desean preparar 3 L de una disolución de un suero que contiene glucosa en

concentración 2.5 M. Explique cómo debe prepararse esta disolución.

VI. ESTEQUIOMETRÍA EN REACCIONES COMPLETAS:

· El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea con agua para dar gas

hidrógeno y una disolución de hidróxido de sodio, NaOH ¿Cuántos gramos de sodio

metálico se necesitan para obtener 7.81 g de hidrógeno según la siguiente reacción?

2Na(s) + 2H2O ® 2NaOH(ac) + H2(g) l

· La esfalerita es un mineral de sulfuro de zinc (ZnS) y una fuente importante del metal zinc.

El primer paso en el procesamiento de la mena consiste en calentar el sulfuro con oxígeno

para obtener óxido de zinc ZnO, y dióxido de azufre, SO2 ¿Cuántos kilogramos de gas

oxígeno se combinan con 5.00 x 103 g de sulfuro de zinc en esta reacción?

· En 1774, el químico británico Joseph Priestley preparó el oxígeno por calentamiento del

óxido de mercurio (II), HgO. El mercurio metalico tambien es un producto en esta reacción.

Si se recogen 6.47 g de oxígeno, ¿Cuántos gramos de mercurio metálico se producen

también?

· El cloruro de aluminio, AlCl3, se utiliza como catalizador en diversas reacciones industriales.

y se prepara a partir del cloruro de hidrógeno gaseoso y viruta de aluminio metálico.

Considerando que un vaso de reacción contiene 0.15 mol de Al y HCl.

2Al(s) + 6HCl (g) ® 2AlCl3(s) + 3H2(g)

Clacule cuántos moles de AlCl3 se pueden preparar a partir de esta mezcla?

· ¿Qué cantidad de sulfuro de zinc se produjo en un experimento en el que se calentaron 7.36

g de zinc con azufre? Considera que estas sustancias reaccionan de acuerdo con

la ecuación.

8Zn (s) + S8 (s) ® 8ZnS (s)

71. ¿Qué ocurrirá si se hacen reaccionar 8.5 moles de cloro y aluminio para

formar cloruro de aluminio.?

72. ¿Qué ocurrirá si se hacen reaccionar HCl con 0.2 moles de zinc para

producir gas hidrógeno?

92. Una de las reacciones que ocurre en un horno de fundición cuando un mineral de hierro es

convertido en hierro, se representa por la siguiente ecuación:

Fe2O3 + 3 CO ---à 2 Fe + 3 CO2

b) Se hacen reaccionar 2 toneladas de óxido férrico con 10 L de monóxido de carbono a

temperatura y presión estándar, ¿cuántos kg de Fe se obtienen y cuántos L de Dióxido

de carbono?

Ejercicios soluciones

PROBLEMAS SOBRE DISOLUCIONES:

1. Para sazonar un caldo de pescado se deben añadir 16 g de sal a 2 litros de caldo.

a) ¿Cuál es la concentración de sal (en g/l) en el caldo?

b) Si tomamos 150 ml de caldo ¿cuál será su concentración? ¿Qué cantidad de sal contendrán esos 150 ml?

2. La glucosa, uno de los componentes del azúcar, es una sustancia sólida soluble en agua. La disolución de

glucosa en agua (suero glucosado) se usa para alimentar a los enfermos cuando no pueden comer.

En la etiqueta de una botella de suero de 500 cm3 aparece: “Disolución de glucosa en agua, concentración 55

g/l”.

a) ¿Cuál es el disolvente y cuál el soluto en la disolución?

b) Ponemos en un plato 50 cm3. Si dejamos que se evapore el agua, ¿Qué cantidad de glucosa quedará en el

plato?

c) Un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora ¿Qué volumen de suero de la botella anterior se le

debe inyectar en una hora?

3. En una bebida alcohólica leemos: 13,5 %vol. a) ¿Qué significa ese número?

b) Si la botella contiene 700 ml de la bebida ¿Qué volumen de alcohol contiene?

4. En un vaso se han puesto 250 g de alcohol junto con 2 g de yodo, que se disuelven completamente.

a) Calcular la concentración de la disolución en % en masa.

5. En un medicamento contra el resfriado leemos la siguiente composición por cada 5 ml de disolución:

“40 mg de trimetropina, 200 mg de sulfametoxazol., 5 mg de sacarina sódica, excipiente: etanol y otros en c.s.”

a) ¿Qué es el principio activo de un medicamento? ¿Qué es el excipiente?

b) Calcular la concentración de cada componente en g/l.

6. Es obligatorio que en las etiquetas del agua mineral aparezca la concentración de

las diferentes sales que tiene disueltas, y que en ningún caso pueden superar los

límites máximos establecidos por Sanidad.

A partir de la una etiqueta, calcular la cantidad de cada sal que contendrá una

botella de litro y medio de esa agua mineral

7. Hemos preparado una disolución de cloruro de cobre (Cu Cl2) en agua disolviendo 12 g de cloruro de cobre en

98 g de agua, de forma que una vez completamente disuelta ocupa un volumen de 100 ml.

a) Calcula la concentración en g/l.

b) ¿Qué concentración tendrán 10 cm3 de esa disolución?

c) Si evaporamos todo el agua que hay en los 10 cm3 de disolución, ¿cuánto cloruro de cobre se recupera?

d) ¿Qué tendríamos que hacer para que la disolución esté más diluida?

8. Queremos preparar 250 cm3 de disolución de sal en agua, con una concentración de 5 g/l. ¿Qué cantidad de sal

debemos disolver en agua?

10. Como sabes, las aleaciones metálicas son disoluciones en las que los componentes están en estado sólido. Para

medir la concentración de oro en una aleación (el resto suele ser plata) se usa una unidad llamada quilate. Una

concentración de 1 quilate es de 1/24 del total, es decir, de cada 24 g de aleación, 1 g es de oro puro.

a) ¿Qué % en peso corresponde a una aleación de 1 quilate?

b) ¿Qué % contendrá una aleación de 18 quilates? ¿y de 24 quilates?

c) ¿Puede existir una aleación de 30 quilates? ¿por qué?

d) ¿Qué cantidad de oro puro posee un lingote de oro de 18 quilates de 4 kg de masa?

11. El ácido clorhídrico (HCl) de los recipientes de laboratorio se encuentra disuelto en agua, con una

concentración del 35 % en masa.

a) ¿Qué cantidad de ácido clorhídrico contendrá un recipiente de 1,5 kg de disolución?

b) ¿Qué cantidad de disolución debemos tomar para que contenga 6 g de HCl?

12. Tenemos una disolución de azúcar en agua, de concentración desconocida. Tomamos con una pipeta 10 ml de

esa disolución, los colocamos en un cristalizador, y medimos que, cuando se evapora el agua, quedan 0,65 g de

azúcar. ¿qué concentración tiene la disolución?

16. Igual que el ejercicio 15, pero con una disolución de ácido sulfúrico en agua de concentración 1776 g/l y d =

1,85 g/cm3.

17. Juntamos en un mismo recipiente 50 ml de una disolución de sal común en agua de concentración 20 g/l, y

100 ml de otra disolución de sal común en agua de concentración 30 g/l.

a) ¿Qué cantidad de sal tenemos en total?

b) ¿Cuál es la concentración de la nueva disolución?

19. Tenemos 20 ml. de una disolución de alcohol en agua al 40 % vol. Diluimos añadiendo 60 ml de agua pura.

¿cuál será ahora la concentración de la nueva disolución?

20. Igual que el 19, pero partimos de 500 cm3 de disolución de cloruro de potasio (KCl) en agua de concentración

35 g/l, y añadiendo 250 cm3 de agua pura.

Ejercicios estequiometría

ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES QUIMICAS

La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las

reacciones químicas. Para una reacción hipotética A + B → C + D, surgen preguntas como las

siguientes: ¿cuánto se necesita de A para que reaccione con "x" gramos de B?, ¿cuánto se producirá

de C en la reacción de A con "x" gramos de B?, ¿cuánto se producirá de D junto con "y" gramos de

C?

Cada problema, en estequiometría, se basa en una reacción química balanceada y su interpretación

se hace en términos de moles. Los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los

productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que corresponden a estas moléculas.

En la reacción balanceada 4 FeS + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2, los coeficientes indican que 4

moléculas de sulfuro ferroso reaccionan con 7 moléculas de oxígeno para producir 2 moléculas de

óxido férrico y 4 moléculas de anhídrido sulfuroso.

Factores químicos de conversión

La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación balanceada nos da el "factor químico" de

conversión que permite pasar de las moléculas de una sustancia al número equivalente de moléculas

de la otra sustancia implicada en la reacción.

A partir de la reacción balanceada anterior se pueden escribir factores químicos de conversión como

los siguientes.

4 moléculas de FeS ; 4 moléculas de FeS ; 7 moléculas de O

7 moléculas de O 2 moléculas de Fe O 4 moléculas de SO

; etc

Sin embargo, las moléculas no son unidades prácticas para el trabajo de laboratorio. Los factores

químicos de conversión se expresan en unidades equivalentes como son el mol y la masa, de tal

manera que se pueden establecer relaciones mol-mol, masa-mol y masa-masa. Algunos ejemplos de

ellas son:

Estequiometría

96

Relación mol/mol:

.

Ejercicios Resueltos

Ejercicio 1. El oxígeno se prepara calentando el clorato de potasio, KClO3. ¿Cuál es el peso

de O2 obtenido a partir de 6 g de KClO3?

La reacción balanceada es: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2,

Ejercicio 2. El amoníaco, NH3, reacciona con el O2 para producir NO y H20 de acuerdo a la

siguiente reacción balanceada: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O. (a) ¿Cuántos gramos de agua se

producen cuando reaccionan 85.15 g de NH3?, (b) ¿Cuántas moles de O2 se consumen?, (c)

¿Cuántas moléculas de NO se producen? (Pesos moles: NH3 = 17.03 g; H2O = (18 g)

Ejercicio 3. El ácido clorhídrico, HCl, reacciona con el oxígeno a temperaturas altas para formar

cloro, Cl2, y agua. (a) ¿Cuántos gramos de HCl se necesitan para formar 0.6 moles de Cl2? (b)

¿Cuántas moles de O2 han reaccionado?, (c) ¿Cuántas moléculas de agua se han producido?

La reacción balanceada es: 4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O

Ejercicio 4. La reacción entre el hidróxido de sodio, NaOH, y el ácido sulfúrico, H2SO4, es de

neutralización con producción de sulfato de sodio, Na2SO4, y agua. (a) ¿Cuántos gramos de

hidróxido de sodio se necesitan para neutralizar 392.32 g de ácido sulfúrico?, (b) ¿Cuántas moles de

hidróxido de sodio se emplearon?

Pesos moleculares: H2SO4 = 9808 g; NaOH = 40 g

La reacción balanceada es: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O

Ejercicios estequiometría

GUÍA DE EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRÍA

1. Igualar las siguientes ecuaciones mediante el método algebraico.

a) P4 + KOH + H2O ® KH2PO2 + PH3

c) FeS + O2 ® Fe2O3 + SO2

2.- Dada la siguiente ecuación química, no balanceada:

Alo + HCl ® AlCl3 + H2

Calcular la cantidad de H2 , cuando se hace reaccionar 3.0 mol de Al con HCl.

3.- ¿Cuantas moléculas de O2 pueden obtenerse por la descomposición de 300 g de KClO3

de acuerdo a la siguiente ecuación no igualada?

KClO3 ® KCl + O2

4.- Si se hace reaccionar 28 g de nitrógeno con hidrógeno, calcular la masa de

amoniaco formada.

5.- Si se hace reaccionar 64 g de metano con cloro, de acuerdo a la ecuación:

CH4 + 4Cl2 ® CCl4 + 4 HCl

Calcular la cantidad de CCl4 y HCl formado.

6.- Dada la siguiente reacción química.

Ca(OH)2 + 2 SO2 ® Ca(HSO3)2

Determine la masa en g, de sulfito ácido de calcio obtenida al hacer reaccionar 64,8

g de hidróxido de calcio con dióxido de azufre.

7.- La soda cáustica, NaOH, se prepara comercialmente mediante la reacción de carbonato

de sodio con cal apagada, Ca(OH)2. Determine la masa de soda cáustica que se puede

obtener al hacer reaccionar 50.0 kg de carbonato de sodio

8.- Al calentar sulfuro de hierro (II) en oxigeno gaseoso se produce oxido de hierro (III) y

dióxido de azufre. Determine la masa de oxido de hierro (III) producido al hacer reaccionar

240 g de sulfuro de hierro (II)

FeS + O2 ® Fe2O3 + SO2

12.-Al hacer reaccionar oxido nítrico con oxigeno se obtiene dióxido de nitrógeno, de

acuerdo a la siguiente ecuación no igualada:

NO + O2 ® NO2

Determine el volumen de dióxido de nitrógeno obtenido al hacer reaccionar 20 L de

NO con O2,

14.- El gas propano, C3 H8 , en presencia de oxigeno reacciona para dar CO2 y H2O.

¿Cuántos moles de CO2 se forman cuando se queman 110,0 g de propano en presencia de

aire?

15 - ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350,0 g de H2S según la ecuación

FeS + 2HC1 = H2S + FeC12?.

16 - ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0,80 moles de C12 según la ecuación

4HC1 + O2 = 2H2O + 2C12 .

.

17 – El zinc reacciona con el HC1 para producir ZnC12 e hidrógeno:

Zn + 2HC1 = ZnC12 + H2. Si se mezclan 56,0 g de Zn con un exceso de HC1,

¿cual es el peso de ZnC12 producido?

19 – Cuando el etano se quema en un exceso de oxígeno se produce la siguiente reacción:

2C2H6 + 7O2 = 4CO2 + 6H2O. (a) ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para al

combustión de 3,6 moles de C2H6 ? (b) ¿Cuántos moles de CO2 se forman?

120 – La soda cáustica, NaOH, se prepara comercialmente mediante la reacción del

Na2CO3 con cal apagada, Ca(OH)2. (a) ¿Cuántos kilogramos de soda cáustica se pueden

obtener tratando 5kg (5000g) de Na2CO3 con Ca(OH)2 ? (b) ¿Cuántos moles de NaOH se

producen?.

21.- ¿Qué peso de FeS se necesitan para preparar 6.75 moles de H2S?,.

FeS + 2HCl = H2S + FeCl2

22.- ¿Cuantos gramos de O2 se producen en la descomposición térmica de 0.600 moles de

BaO2?.

23.- ¿Calcular el peso de oxigeno que se pueden obtener teóricamente por la

descomposición de 2.0 g de KClO3?.

24.- Utilizando la reacción balanceada:

4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2

Calcular : a) el numero de moléculas SO2 formadas a partir de 80 moléculas de FeS; b) el

numero de moléculas de O2 necesarias para reaccionar con 40 moléculas de FeS.

25.- ¿Cuantos superfosfato fertilizante, de formula CaH4(PO4)2 puede fabricarse partiendo

de una tonelada de fosfato calcico

Ca3(PO4)2 (s) + 2H2SO4 (ac) = CaH4(PO4)2 (s) + 2CaSO4 (s)

26.- El bromo se puede obtener en el laboratorio por reacción del bromuro de potasio, el

ácido sulfúrico y oxido de manganeso (IV), de acuerdo con la ecuación:

2KBr + MnO2 + 3H2SO4 = 2HKSO4 + MnSO4 + Br2 + 2H2O

Calcular las cantidades de KBr, MnO2

que se necesitan para obtener 60.0 g de Br2.

28.- ¿Qué cantidad de carbonato de sodio decahidratado Na2SO4 10H2O , arena SiO2 y

caliza CaCO3 son necesarias para obtener un Kg de un vidrio cuya formula corresponde a

NaO2CaO*6SiO2?.

29.- ¿Cuántos gramos de sulfuro de cromo (III) se formaran de 0.928 g de óxido de cromo

(III) de acuerdo con la ecuación?.

2Cr2O3(s) + 3CS2(l) ® 2Cr2S3(s) + 3CO2(g)

30.- ¿Cuánto carbón se necesita para reducir 1.50 kg de As2O3 de cuerdo con la ecuación de

reacción?.

As2O3(s) + 3C(s) ® 2As(s) +3CO(g)

EJERCICIOS ADICIONALES

31.- Calcular el nº de átomos presentes en 2,3 g de Sodio (M.M= 23,0 g/mol)

32.- Hallar las moléculas que hay en 4,4 gramos de CO2 (M.M= 44,0 g/mol)

33.- Calcular la masa de agua que contiene 0,23 moles de agua ( M.M H = 1, O= 16 g/mol)

34.- Calcular el nº de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H2S ( M.M

H=1, S=32 g mol)

35.- Determinar cuál es el peso de las siguientes mezclas:

a) 0,15 moles de Hg más 0,15 g de Hg más 4,53 x1022 átomos de Hg.

b) 0,25 moles de O2 más 4,15 x1022 átomos de oxígeno.

36.- Una muestra de 1 gramo de un elemento contiene 1,5 x1022 átomos. ¿Cuál es la masa

molar del elemento?.

37.- Considerando que el SO3 es un gas.

a) ¿Cuántas moléculas contienen 160 g de SO3?

b) ¿Cuantos átomos y gramos de oxigeno contiene?

38.- Razone cuál de las siguientes cantidades tendrá un mayor número de átomos:

a) 20 g de Fe b) 20 g de S c) 20 g de O2. D) 20 g de CaCO3

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Ejercicios estequiometría

EJERCICIO 1. REALIZA LOS CÁLCULOS SIGUIENTES:

1. ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 2.15 X 10²⁴ átomos de oxígeno de una muestra de azúcar?

2. Si se conoce que en la aspirina existen 5.4189 X 10²⁴ átomos de carbono ¿Cuántos moles están presentes en esta molécula?

3. Una muestra de agua contiene 2.89 mol de moléculas de agua, ¿Cuántas

moléculas están presentes en esta cantidad de moles de agua?

4. Se sabe que en una muestra de cafeína existen 3.458 X 10²⁴ átomos de cafeína ¿cuántos moles están presentes en la muestra?

5. El estudio de un antibiótico reveló que contiene 6.78 mol de átomos de hidrógeno y se quiere saber cuántos átomos de hidrógeno están presentes en él. Obtén el dato.

6. Calcula el total de átomos contenidas en 0.005 g de zinc.

7. Calcula el total de moléculas contenidas en 1 X 10^{-3 g de óxido de plomo IV PbO2.}

8. Calcula el total de moléculas contenidas en 0.03 mol de sulfato de cobre II Cu SO4.

9. Convierte 82 g de azufre a mol.

10. Convierte 0.02 mol de sodio a gramos.

11. Calcula el total de partículas presentes en 0.08 mol de ácido clorhídrico HCl.

EJERCICIO 2. CALCULA LA MASA MOLAR O MOLECULAR (M) DE CADA UNO DE LAS SIGUIENTES MOLÉCULAS. UTILIZA LOS DATOS DE TU TABLA PERIODICA.

Fe2O3

C6H12O6

Ba(NO2)2

NH3

K2Cr2O7

Al (OH)3

H2SO4

KClO3

C8H18

AgNO3
CrCl3
BaSO4

EJERCICIO 3. RESUELVE LOS SIGUIENTES PROBLEMAS.

1. ¿Cuántos moles de hierro hay en 350 g de fierro?

2. ¿Cuántos gramos de plata constituyen 2.25 mol de plata?

3. ¿Cuántos átomos están presentes en15 g de magnesio?

4. ¿cuántas moléculas de agua hay en 37 g de agua?

5. ¿cuántos gramos de HF ácido fluorhídrico tenemos en 3.247 X 10²⁴ moléculas del ácido?.

6. ¿cuántos moles hay en 200 g de sulfato de aluminio Al2(SO4)3?

7. Calcula la masa de o.05 mol de calcio.

8. calcula la masa de 1.5 mol de nitrato de plata AgNO3.

EJERCICIO 4. REALIZA LOS CÁLCULOS SIGUIENTES.

1. Si medimos 3 L de gas cuya masa es de 7.6g ¿Cuál es la masa molar del gas en condiciones PTN?

2. ¿Cuántos moles hay en 86 L de hidrógeno a PTN?

3. En 5.4 moles de oxígeno ¿Cuántos litros de oxígeno hay PTN?

4. Calcula el volumen molar de 300 g de C3H8 a PTN.

5. ¿Cuántos moles hay en 456 litros de CH4 PTN?

6. En 0.67 moles de C4H10 ¿Cuántos moles hay a PTN?

7. en 56 g de nitrógeno ¿Cuántos moles hay a PTN?