EJERCICIOS TEMA 1

EJERCICIOS TEMA 1





























1.- En 0'5 moles de CO2 , calcule:
a) El número de moléculas de CO2.
b) La masa de CO2.
c) El número total de átomos.
Masas atómicas: C = 12; O = 16.

2.- Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule:
a) Cuántos moles de agua hay en el vaso.
b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso.
c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.
Masas atómicas: H = 1; O = 16.

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



3.- a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?
b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0'50 g de este elemento?
c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0'50 g de
tetracloruro de carbono?
Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35'5.


4.- La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya
fórmula es
C21H22N2O2. Para 1 mg de estricnina, calcule:
a) El número de moles de carbono.
b) El número de moléculas de estricnina.
c) El número de átomos de nitrógeno.
Masas atómicas: C = 12; H = 1; N = 14; O = 16.

5.- Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son 1 y 4,
respectivamente. Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son
verdaderas o falsas:
a) Un mol de He contiene el mismo número de átomos que un mol de H2.
b) La masa de un átomo de helio es 4 gramos.
c) En un gramo de hidrógeno hay 6'023·1023 átomos.



6.- 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

7.- La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida. La
composición del mismo es C 75,45%; H 6,587%; N 8,383%; O 9,581%. Encontrar
su fórmula empírica.
SOL.- C21 H22 O2 N2

8.- La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C2H4O. Si su masa
molecular es 88:
a) Determine su fórmula molecular.
b) Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho
compuesto.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

9.- En 1 m3 de metano (CH4), medido en condiciones normales de presión y
temperatura, calcule:
a) El número de moles de metano.
b) El número de moléculas de metano.
c) El número de átomos de hidrógeno.

10.- Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no:
a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22'4
litros.
b) En 17 g NH3 hay 6'023. 1023 moléculas.
c) En 32 g de O2 hay 6'023. 1023 átomos de oxígeno.

11.- Calcule el número de átomos que hay en:
a) 44 g de CO2 .
b) 50 L de gas He, medidos en condiciones normales.
c) 0'5 moles de O2 .
Masas atómicas: C = 12; O = 16.

12.- En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, hay:
a) El mismo número de moles.
b) Idéntica masa de ambos.
c) El mismo número de átomos.
Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas.

13.- Calcule:
a) La masa, en gramos, de una molécula de agua.
b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua.
c) El número de moléculas que hay en 11'2 L de H2 , que están en
condiciones normales de presión y temperatura.
Masas atómicas: H = 1; O = 16.

14.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0,800 atm y otro de
50 ml helio a 25ºC y 0,4 atm. Calcula:
a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente.
Si se conectan los dos recipientes a través de un tubo capilar,
b) ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión
total?
c) calcula la concentración de cada gas en la mezcla y exprésala en
fracción molar y en porcentaje en peso.
SOL- a) N2 : 6,5 . 10-4 moles, 3,9 .1020 moléculas y 7,8 . 1020 átomos
He : 8,2 .10-4 moles, 4,9 . 1020 moléculas e igual nº de átomos por ser
monoatómico
b) Presión parcial de N2 : 0,23 atm ; Presión parcial de He : 0,28 atm ;
Presión total: 0,51 atm
c) Fracción molar de nitrógeno : 0,44 ; Fracción molar de He: 0,56 ; %N2 :
85,4 % ;%He:15,6%

15.- Se tienen dos depósitos de vidrio cerrados y con el mismo volumen, uno
de ellos contiene hidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma
presión y temperatura. Discuta cuál tiene el mayor nº de moléculas, nº de
moles y masa en gramos de cada gas.

16.- La fórmula empírica de un compuesto es CH2. En estado gaseoso su
densidad en condiciones normales es 2,5 g/l. ¿Cuál es su fórmula
molecular?.
SOL.- C4 H8


17.- Calcular la fórmula molecular de una sustancia formada por C, H y N
sabiendo que 0,067 g de ella ocupan 63 ml a 37ºC y 1 atm. Por otra parte se
sabe que al quemar 0,216 g de la misma se obtienen 0,072 g de agua y 0,351
g de CO2. Así mismo 0,136 g de la sustancia producen 56,2 ml de nitrógeno
medidos en condiciones normales.
SOL.- HCN
18.- Un compuesto orgánico está formado por N, C, H y O. Al quemar 8,9 g
del mismo se obtienen 2,7 g de agua y 8,8 g de dióxido de carbono. Así
mismo 8,9 g ,por el método de Kjeldahl, producen 1,4 g de gas nitrógeno. Al
vaporizar el compuesto a 270ºC bajo presión de 3 atm, 0,1 L de vapor pesan
1,2g. Obtener:
La fórmula empírica del mismo.
El peso molecular aproximado y la fórmula molecular.
SOL.- a) C2 H3 O3 N b) 178 g/mol C4 H6 O6 N2



19 .-Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 98% de riqueza y de
densidad 1,84 g/cc. Calcula:
a) La molaridad.
b) El volumen de ácido concentrado que se necesita para preparar 100
ml de disolución al 20% en peso y densidad 1,14 g/cc.
SOL. a) 18,4 M; b) 12,7 cc.
20.- Un ácido clorhídrico comercial contiene un 37% en peso de ácido, con
una densidad de 1,19 g/ml. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse a 20 ml de
este ácido para que la disolución resultante sea 1 M? (Supón volúmenes
aditivos)
SOL. 220 ml
21.- Se toman 200 ml de una disolución de MgCl2 de concentración 1'0 M y se
mezclan con 400 ml de otra disolución de la misma sustancia de
concentración 2,5 M. Se añade al conjunto finalmente 100 ml de agua. ¿Cuál
es la molaridad resultante si se supone por esta vez que los volúmenes son
aditivos?.
SOL- 1'7 M.

22.- Si 25 mL de una disolución 2'5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un
volumen de 450 mL:
a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original?
b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?
Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63'5.

23.- a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza
en peso y densidad 1'22 g/mL. (SOL 7'0 M)
b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0'5 L de
disolución 0'25 M?
Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; (SOL 3,3 . 102 mL)

24.- Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1'40 g/mL. Calcule:
a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de
HNO3.
b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución
de HNO3
0'05 M.
Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.

25.- Dada una disolución acuosa de HCl 0'2 M, calcule:
a) Los gramos de HCl que hay en 20 mL de dicha disolución.
b) El volumen de agua que habrá que añadir a 20 mL de HCl 0'2 M, para que
la disolución
pase a ser 0'01 M. Suponga que los volúmenes son aditivos.
Masas atómicas: H = 1; Cl = 35'5.

26.- Se prepara una disolución disolviendo 88,75 gramos de tricloruro de
hierro en 228,23 gramos de agua, obteniéndose 0,25 L de disolución. Expresa
la concentración de la disolución resultante en:
a) Molaridad
b) Fracción molar
c) Porcentaje en peso.
Sol- a)2´19 M; b) Xs= 0´04 y XD= 0´96 ; c) 28%

27.- Calcula:
a) La molaridad de un ácido sulfúrico comercial M 98% en peso y densidad
1,84 glmL.
b) ¿Qué volumen del ácido anterior se necesita para preparar 100 mL de
ácido sulfúrico M
20% en peso y densidad 1,14 g/mL. (c) ¿Qué volumen de la disolución
anterior se necesitará para neutralizar a 1,2 gramos de hidróxido sódico?.
Sol: a) 0´18 M ; b) 12´6 ml; c) 6´45 ml



28.- Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2 , se produce hidróxido cálcico
(Ca(OH)2) y acetileno (etino CHCH). Ajusta la reacción química que tiene
lugar.
Calcula cuántos gramos de agua son necesarios para obtener dos litros de
acetileno a 27ºC y 760 mm de Hg.
SOL. b) 2,92 g

29.- ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 50ºC y 1,2 atm de presión se
obtiene al añadir 75 ml de HCl 0,5 M a 10 g de Al?
SOL - 0,4 L.
30.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de
manganeso (MnO2) + ácido clorhídrico (HCl) ( cloruro de manganeso(II)
(MnCl2) + agua + cloro molecular. Calcula:
a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros
de cloro medidos a 15ºC y 720 mm de Hg.
b) El volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que habrá que usar.
SOL - a) 347,6 g b) 8 litros.

31.- ¿Cuántos litros de hidrógeno medidos a 750 mm de Hg y 30ºC se pueden
obtener atacando 75 g de Zn metálico del 90% de riqueza (impurezas inertes)
con ácido sulfúrico?.
SOL.- 25,9 l.

32.- Dada la siguiente reacción química :
2 AgNO3 + Cl2 ( N2O5 + 2 AgCl + ½ O2
Calcule:
a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. (5,9
. 10-2 g)
b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de mercurio.
(0'88 L)
Datos: R = 0'082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: N = 14 ; O = 16; Ag =
108.

33.- El níquel reacciona con ácido sulfúrico según:
Ni + H2SO4 ( NiSO4 + H2
a) Una muestra de 3'00 g de níquel impuro reacciona con 2'0 mL de una
disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la
muestra. (70%)
b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando
reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.
Datos: R = 0'082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Ni = 58'7

34.- En la reacción del aluminio con ácido clorhídrico (HCl) se desprende
hidrógeno y se obtiene cloruro de aluminio (AlCl3). Se ponen en un matraz
30 g de aluminio con una pureza del 95% y se añaden 100 mL de un ácido
clorhídrico comercial de densidad 1'170 g/mL y 35% de riqueza en peso.
Calcula el volumen de hidrógeno obtenido a 25 ºC y 740 m Hg. (14 L)

35.- El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del
bicarbonato de sodio, según la reacción: 2 NaHCO3 ( Na2CO3 + CO2 +
H2O
Se descomponen 50 g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso.
Calcule:
a) El volumen de CO2 desprendido, medido a 25ºC y 1'2 atm.
b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene.
Datos: R = 0'082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Na = 23; H = 1; C = 12; O
= 16.
36.- Al tratar 5'00 g de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm3 de
H2S, medidos en
condiciones normales, según la ecuación:
PbS + H2SO4 ( PbSO4 + H2S
Calcule:
a) La riqueza de la galena en PbS. (87%)
b) El volumen de ácido sulfúrico 0'5 M gastado en esa reacción. (36mL)
Masas atómicas: Pb = 207; S = 32.

MÁS PROBLEMAS


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

38.- La vitamina C está compuesta de C, H y O. Su masa molecular es 176
g/mol y en su composición hay un 40.91% de C y un 4.54% de H. ¿Cuál es su
fórmula molecular?
C6H8O6

39.- La combustión de 6,26 g de un hidrocarburo (sólo contiene C e H) ha
producido 18,36 g de dióxido de carbono y 11,27 g de agua. Por otra parte,
se ha comprobado que esos 6,26 g ocupan un volumen de 4,67 litros en
condiciones normales. Halle las fórmulas empírica y molecular de dicho
hidrocarburo.
Sol : a) CH 3 ; b) C2 H6

40.- Una muestra de oxígeno contenida en un recipiente de 1'00 litro ejerce
una presión de 8OO mmHg a 25 0C. En otro recipiente de 3'00 litros una
muestra de nitrógeno ejerce una presión de 1,50 atmósferas a 50 0C. Se
mezclan las dos muestras introduciéndolas en un frasco de 9¡00 litros a 400
ºC . Calcule: (a) La presión parcial de cada gas; (b) La presión total; (c)
La composición volumétrica de la mezcla en %. Datos: 1 atm=760mmHg.
a) 1'0 g y 0´26 atm; b) 1,3 atm; c)20´2 % de O2 y 79´8% de N2


41.- La combustión de 0'500 g de ácido cítrico produce 0'687 g de dióxido
de carbono y 0'187 g de agua sin ningún otro compuesto. Sabiendo que la
masa molar es 192 g/mol determina la fórmula molecular del ácido cítrico.
C6H8O7

42.- Un recipiente contiene nitrógeno y 12 g de iodo sólido a 20 ºC siendo
la presión 850 mm de Hg. Al calentar a 200 ºC se vaporiza el iodo y la
presión sube hasta 2'05 atm.
a) ¿Qué le ocurre a la presión parcial del nitrógeno?. Explica la
respuesta.
b) Calcula el volumen del recipiente
V = 6'7 L
43.- Determina la molaridad de una disolución de ácido nítrico (HNO3) con
un 33% de riqueza en peso y una densidad de 1'200 g/mL.
M = 6'3 mol/L
44.- El amoniaco (NH3) reacciona con el ácido sulfúrico (H2SO4) dando lugar
a sulfato de amonio [(NH4)2SO4]. Determina el volumen necesario de una
disolución de amoniaco al 18 % en peso y densidad 0'93 g/mL para producir
20'0 g de sulfato de amonio.
31 mL disolución
45.- Un recipiente de 20'0 L contiene oxígeno y cloro a 25 ªC y 3'00 atm de
presión con un contenido de un 60'0% de oxígeno en peso. Posteriormente se
hace reaccionar la mezcla para formar el gas pentaóxido de dicloro
manteniendo constante la temperatura.
a) Determina el número de moles iniciales de cada gas.
b) Calcula la presión parcial inicial de cada gas.
c) ¿Cuántos moles se forman de pentaóxido de dicloro?.
d) ¿Cuál es la presión final del recipiente?.
nOxig 1'89 moles ncloro 0'57 moles
P oxig 2'31 atm Pcloro 0'69 atm
0'570 moles de pentaóxido de dicloro
Pfinal = 1'26 atm

46.- La combustión de 2'35 g de un compuesto orgánico produce 5'17 g de CO2
y 2'82 g de agua. Determina la fórmula empírica de dicho compuesto.

47.- Se diluyen 8'0 mL de una disolución de HNO3 comercial (densidad =
1'405 g/mL y riqueza del 68'1% en peso) hasta completar un volumen de 250
mL. Determina la molaridad de la disolución resultante.

48.- Una mezcla de cloro y oxígeno, a 300 ºC y presión de 2'50 atm,
contiene un 30% en peso de oxígeno. Determina:
a) Fracción molar del oxígeno
b) Presión parcial de cada gas
c) Densidad de la mezcla


49.- Una muestra de cierto mineral que contiene un 65% de aluminio se hace
reaccionar con ácido clorhídrico dando lugar a AlCl3 y desprendiendo gas
hidrógeno. Determina:
a) Masa de mineral necesaria para producir 0'50 g de cloruro de
hidrógeno
b) volumen máximo de hidrógeno que se puede obtener medido en
condiciones normales por reacción de 5'00 g de mineral

50.- Un recipiente de 5'00 L contiene una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a
200 ºC y 2'00 atm de presión con un 25% en volumen de nitrógeno. Se hace
reaccionar la mezcla y al cabo de cierto tiempo ha desaparecido el 40% del
reactivo limitante. Determina:
a) Masa obtenida de amoniaco (0'88 g)
b) Presión final del recipiente (1'00 atm)
51.- Al disolver 3.00g de una muestra impura de carbonato de calcio en
ácido clorhídrico se producen 0.656 litros de dióxido de carbono (medidos
en condiciones normales). Calcula el porcentaje en masa de carbonato de
calcio en la muestra.
SOL 97.62%

52.- El ácido nítrico se obtiene a partir del amoniaco mediante un proceso
de tres etapas:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ( 4NO (g) + 6 H2O (g)
2 NO (g) + O2 (g) ( 2 NO2
3 NO2 (g) + H2O (g) ( 2 HNO3 (ac) + NO (g)
Suponiendo que el rendimiento sea del 82% para cada una de las etapas,
¿qué cantidad de ácido nítrico se pueden obtener a partir de 10 kg de
amoniaco?
SOL 13.6 kg

53.- En la combustión del crudo el azufre se transforma en dióxido de
azufre gaseoso. ¿Cuántos litros de dióxido de azufre (densidad 2.60 g/l) se
producen cuando se quema 1 kg de crudo con 1.2% en peso de azufre?.
SOL 9.23 L.

54.- Dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se
hace reaccionar con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en peso y
1'18 g/cm3 de densidad. Como productos de la reacción se originan cloruro
de cinc(II) e hidrógeno molecular.
a) Escriba la ecuación química del proceso.
b) Calcule la molaridad del ácido.
c) Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han
necesitado 30 cm3 del ácido, calcule el porcentaje de pureza, en
tanto por ciento, del cinc en la muestra inicial.
SOL 11'3 mol dm-3; 92'5%

55.- Una muestra comercial de 0'712 g de carburo de calcio (CaC2) ha sido
utilizada en la producción de acetileno, mediante su reacción con exceso de
agua, según:
CaC2 + 2 H2O ( Ca(OH)2 + C2H2
Si el volumen de gas C2H2 recogido, medido a 25ºC y 745 mm de Hg ha sido
0'25 L, determine:
a) Gramos de acetileno producidos.
b) Gramos de carburo de calcio que han reaccionado.
c) Porcentaje de carburo de calcio puro en la muestra original.
SOL 0'26 g; 0'64 g; 90%

56.- El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e
hidrógeno. ¿Qué volumen, medido en condiciones normales, de gas se obtendrá
al reaccionar 2'23 g de cinc con 100 mL de una disolución de ácido
clorhídrico 0'5 M?. Si se obtienen 0'25 L de hidrógeno, medidos en
condiciones normales, ¿cuál será el rendimiento de la reacción?
SOL 0'56 dm3; 44'6%
57.- En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30'0 g de
hidruro de calcio con 30'0 g de agua, según la reacción, sin ajustar, CaH2
+ H2O ( Ca(OH)2 + H2 Después de ajustar la reacción, calcula:
a) qué reactivo sobra y en que cantidad
b) el volumen de hidrógeno que se produce a 20°C y 745 mm de Hg
c) el rendimiento de la reacción si el volumen real producido fue de
34 litros.
SOL 4'3 g H2O, 35 L, 97%

58.- Una mezcla gaseosa conteniendo 0'1 mol de hidrógeno y 0'12 mol de
cloro reaccionan para dar lugar a cloruro de hidrógeno.
a) Escriba el proceso químico que tiene lugar.
b) Determine la cantidad, en gramos, de cloruro de hidrógeno que puede
obtener, admitiendo un rendimiento del 100%.
SOL 7'3 g

59.- Se hace reaccionar, en un balón de un litro de capacidad y a una
temperatura de 110ºC una mezcla gaseosa compuesta por 5 g de H2(g) y 10 g
de O2(g) para dar H2O(g).
a) Escriba la reacción que tiene lugar y calcule la cantidad de agua
que se forma.
b) Determine la composición de la mezcla gaseosa después de la
reacción expresada en porcentaje en peso e en fracción molar.
c) Determine la presión parcial de cada uno de los componentes después
de la reacción y la presión total de la mezcla, admitiendo un
comportamiento ideal para los gases.
SOL 11'25 g H2O; 75% H2O; x(H2O) = 0'25; Pauga= 19'6 atm; PT = 78'5 atm.

60. - El fosgeno (COCl2) es un producto gaseoso que se descompone en
monóxido de carbono y cloro según el proceso:
COCl2 (g) ( CO (g) + Cl2 (g)
En un recipiente de 250 ml de capacidad se introducen 0,213 g de fosgeno a
27 (C.
a) Calcula la presión final a 27 (C si se supone que todo el fosgeno se
descompone.
b) Calcula el porcentaje de fosgeno que se ha descompuesto cuando la
presión total sea 230 mm Hg.
c) Calcula la presión parcial de cada gas presente en este último caso.

61.- Un recipiente contiene 250 cc de disolución de H2SO4 0'5 M. Se echa en
el mismo una muestra de 10 g de caliza que contiene un 90% de CaCO3,
produciéndose la reacción:
H2SO4 + CaCO3 ( CaSO4 + H2O + CO2
a) ¿Cuál es el reactivo limitante del proceso?.
b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtiene medido a 25 (C y 1
atm?.

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CONCEPTOS BÁSICOS: REACCIONES QUÍMICAS


La conservación de la masa exige el ajuste de las ecuaciones químicas
Las reacciones incluidas en los temas 1 al 5 (todos menos el tema 6)
se pueden ajustar por tanteo de una manera fácil si sigues estas
normas:
o Si en la ecuación hay sustancias elementales deja el ajuste de
estos elementos para el final
o El ajuste del hidrógeno y oxígeno se dejan para el final
ajustando el agua que suele aparecer con frecuencia
Los coeficientes estequiométricos señalan el número de moles de
reactivos que intervienen y el número de moles de productos obtenidos.
Estas cantidades pueden utilizarse como factores de conversión para
cálculos estequiométricos.
Si se conoce un dato referente a la cantidad que reacciona de un
reactivo o a la cantidad que se obtiene de un producto, los factores
de conversión permiten resolver problemas de una manera fácil y
rápida.
Cuando se mezclan cantidades aleatorias de reactivos hay que averiguar
primero cuál de ellos reacciona completamente (REACTIVO LIMITANTE).
Una vez determinado éste se pueden realizar cálculos con factores de
conversión. También se puede plantear un cuadro general de la reacción
que nos facilitará información general de todo el proceso.

2 HCl + Zn ( ZnCl2 + H2
moles iniciales a b c d (c y d pueden
valer 0)

REACCIÓN 2x x x x (coef. esteq.)

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

El menor valor de x en las ecuaciones a – 2x = 0 b – x = 0 nos dará el
reactivo limitante y permitirá calcular cualquier otro valor del cuadro



CONCEPTOS BÁSICOS: Disoluciones


Son mezclas homogéneas muy utilizadas para efectuar reacciones
químicas.. El disolvente es el componente más barato que no suele
consumirse en las reacciones químicas.
La concentración es la proporción entre soluto y disolución (o
disolvente). Las formas más utilizadas para expresar la concentración
son:
o Gramos de soluto por litro de disolución (mS /V). No se debe
confundir con la densidad de la disolución (gramos de disolución
por litro de disolución)
o Riqueza en % en peso: masa de soluto por 100 g de disolución
[mS / (mS + mD)]
o Fracción molar: moles de soluto por mol total [nS / (nS + nD)]
o Moles de soluto por litro de disolución o MOLARIDAD (M = nS
/V). Es la más utilizada porque permite conocer el número de
moles de soluto que intervienen en una reacción (n = M . V)
o Moles de soluto por kilogramo de disolvente o MOLALIDAD (mo = nS
/ mD). Se utiliza cuando hay cambios de temperatura (el volumen
cambia con la temperatura, la masa no)

Puedes utilizar fórmulas para los cálculos pero es muy recomendable
hacer uso de los factores de conversión. Para ello es importante que
sepas traducir medidas como:
o Densidad 1'23 g/mL ( 1 mL disolución equivale a 1'23 g
disolución
o Riqueza 23% ( 100 g disolución equivalen a 23 gramos de soluto
o Concentración 3'5 M ( 1000 mL disolución equivalen a 3'5 moles
soluto



CONCEPTOS BÁSICOS: Determinación de fórmulas-2

Para calcular la masa de hidrógeno y carbono en un compuesto orgánico
se quema una determinada masa de compuesto lo que da lugar a la
producción de agua y dióxido de carbono. La masa de hidrógeno en el
compuesto se calcula por la cantidad de agua formada y la masa de
carbono por la cantidad del dióxido de carbono obtenido. Si hay otros
elementos formando parte del compuesto se determinan por diferencia.




CONCEPTOS BÁSICOS: Determinación de fórmulas


Los subíndices en una fórmula corresponden a la proporción de átomos
en el compuesto.
Para determinar la fórmula empírica sólo hay que calcular el número de
átomos de cada elemento presente en una determinada muestra y expresar
la proporción atómica en números sencillos. Para lograr esta
proporción numérica sencilla hay un par de trucos:
o Dividir todas las cantidades por la menor de ellas (con esto se
consigue, al menos, un número sencillo: un uno para el átomo en
menor proporción).
o Multiplicar todos los cocientes obtenidos por 2, 3 ó 4 y
redondear al entero más próximo
Para determinar la fórmula molecular (EMPÍRICA)n necesitamos conocer
la masa molar de la sustancia: (Masa molar empírica) . n = Masa
molar sustancia




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)





CONCEPTOS BÁSICOS: ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES

Masa atómica y molecular
Debido a las dimensiones tan reducidas de los átomos y de las moléculas,
las masas de ambos son muy pequeñas, del orden de 10-27 Kg, y para trabajar
con mayor comodidad, se ha definido la unidad de masa atómica (uma) como la
doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12, al cual se le asigna
una masa de 12 uma.
Cuando se dice que la masa atómica del nitrógeno es 14 uma, se indica que
la masa de un átomo de nitrógeno es 14 veces mayor que la doceava parte del
carbono 12.
Por otro lado, como las moléculas están formadas por átomos y estos tienen
masa, también la tendrán las moléculas. A esta masa se le llama masa
molecular y se obtiene teniendo en cuenta la masa atómica de cada elemento
que integra el compuesto y el número de átomos que interviene. Así, la masa
molecular del amoniaco es 17 porque:
M (NH3) = 1 x 14 + 3 x 1 = 17 uma
Concepto de mol
Número de Avogadro: Es el número de átomos contenido en 12 g del isótopo
del carbono 12 y tiene un valor de NA = 6'023 · 1023.
Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas, iones, etc.) como átomos hay en 12 g del isótopo del
carbono 12. Por tanto, un mol de átomos contiene 6'023 · 1023 átomos; un
mol de moléculas contiene 6'023 · 1023 moléculas; un mol de iones contiene
6'023 · 1023 iones; etc.
La masa de un mol de entidades elementales (6'023 · 1023) expresada en
gramos se define como masa molar, Mm. La masa molar coincide con el valor
de la masa molecular si bien la primera se expresa en gramos y la segunda
en unidades de masa atómica. Así, por ejemplo, la masa molar del ácido
sulfúrico es:
M m (H2SO4) = 98 g
mientras que la masa molecular del ácido sulfúrico es:
M (H2SO4) = 98 uma