TEMA 5. ASPECTOS CUANTITATIVOS - Una Química para todos

@quimicapau: Hace un frio como de -273°C…. pero no me importa…. Estoy 0K

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EJERCICIO

CONCEPTO A REPASAR

- Cálculo de masa, moles, átomos, moléculas, moles de átomos…

- Ecuación de los gases ideales

37 38

39 40

DISOLUCIONES

41 42 43

ESTEQUIOMETRÍA: - Conceptos básicos

- Reactivo limitante /exceso

- Riqueza o pureza

- Rendimiento de la reacción

44

45 46

47

48

Fórmula empírica y Fórmula molecular

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TEMA 5. ASPECTOS CUANTITATIVOS

¿Cuáles son los conceptos y ejercicios clave a repasar?

Advertencia: Este tema pertenece al libro “Una química para todos. Cuaderno de ejercicios” cuyo contenido se encuentra registrado en la propiedad intelectual, reservándose derechos de autor. De esta manera, no se consentirá el plagio y/o distribución sin consentimiento del propietario.

- Una Química Para Todos 3 - Preparación Experta en Química Bachillerato y Pruebas de Acceso Universidad @QuimicaPau – ACADEMIA OSORIO: Calle Sol Nº 10 (Bajo) – GRANADA – 644886259

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37. Una cantidad de oxígeno ocupa un volumen de 825 mL a 27°C y una presión de 0,8 atm. Para dicha muestra, calcula la cantidad de:

a) moles de oxígeno

b) moléculas de oxígeno

c) átomos de oxígeno

d) moles de átomos de oxígeno

e) gramos de oxígeno

f) volumen de oxígeno que ocuparía en condiciones normales

Datos: Masas atómicas: O =16

𝒂) 𝑃 ∙ 𝑉 = 𝒏 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 → 𝒏 =𝑃 ∙ 𝑉𝑅 ∙ 𝑇

→ 𝒏 =0,8 𝑎𝑎𝑎 ∙ 0,825 𝐿

0,082 𝑎𝑎𝑎 ∙ 𝐿𝑎𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 300 𝐾

= 𝟎,𝟎𝟎𝟎𝟎 𝒎𝒎𝒎 𝒅𝒅 𝑶𝟎

𝒃) 0,0268 𝑎𝑚𝑚 𝑑𝑑 𝑂2 · 6,022 · 1023 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 𝑂2

1 𝑎𝑚𝑚 𝑂2 = 𝟏,𝟎𝟏 ∙ 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒎𝒎𝒎é𝒄𝒄𝒎𝒂𝒄 𝒅𝒅 𝑶𝟎

𝒄) 0,0268 𝑎𝑚𝑚 𝑑𝑑 𝑂2 · 6,022 · 1023 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 𝑂2

1 𝑎𝑚𝑚 𝑂2 ·

2 𝑎𝑎 𝑂1 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎 𝑂2

= 𝟑,𝟎𝟑 ∙ 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒂𝒂 𝒅𝒅 𝑶

𝒅) 0,0268 𝑎𝑚𝑚 𝑑𝑑 𝑂2 · 2 𝑎𝑚𝑚 𝑎𝑎 𝑂1 𝑎𝑚𝑚 𝑂2

= 𝟎,𝟎𝟎𝟑 𝒎𝒎𝒎 𝒂𝒂 𝑶

𝒅) 0,0268 𝑎𝑚𝑚 𝑑𝑑 𝑂2 ∙ 32 𝑔 𝑂2

1 𝑎𝑚𝑚 𝑂2 = 𝟎,𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝑶𝟎

𝒇) 0,0268 𝑎𝑚𝑚 𝑑𝑑 𝑂2 ∙ 22,4 𝐿 𝑂21 𝑎𝑚𝑚 𝑂2

= 𝟎,𝟎 𝑳 𝑶𝟎


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38. Responde a las siguientes preguntas realizando los cálculos correspondientes:

a) ¿Cuántas moléculas existen en 1 mg de hidrógeno molecular?

b) ¿Cuántas moléculas existen en 1 mL de hidrógeno molecular en condiciones normales?

c) ¿Cuál es la densidad del hidrógeno molecular en condiciones normales?

Datos: Masas atómicas: H=1

𝒂) 0,001 𝑔 𝐻2 ·1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2

2 𝑔 𝐻2 ∙

6,022 ∙ 1023 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 𝐻2 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2

= 𝟑,𝟎𝟏𝟏 ∙ 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝐦𝐦𝐦é𝐜𝐜𝐦𝐜𝐜 𝐇𝟎

𝒃) 0,001 𝐿 𝐻2 · 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2 22,4 𝐿 𝐻2

∙ 6,022 ∙ 1023 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 𝐻2

1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2 = 𝟎,𝟎𝟎 ∙ 𝟏𝟎𝟏𝟏 𝐦𝐦𝐦é𝐜𝐜𝐦𝐜𝐜 𝐇𝟎

𝒄) 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2 22,4 𝐿 𝐻2

· 2 𝑔 𝐻2

1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2 = 𝟎,𝟎𝟎𝟏 𝒈/𝑳

39. Responde a las siguientes preguntas realizando los cálculos correspondientes: a) Si una persona bebe al día 1 litro de agua ¿Cuántos átomos incorpora al día?

b) ¿Qué presión ejerce 2 g de C4H8S en estado gaseoso a 120°C en un recipiente de 1,5 L?

Datos: Masas atómicas: H=1; O=16; C=12; S=32; Densidad del agua: 1 g/mL

𝒂) 1 𝐿 𝐻2𝑂 ∙ 1000 𝑎𝐿 𝐻2𝑂

1 𝐿 𝐻2𝑂∙

1 𝑔 𝐻2𝑂 1 𝑎𝐿 𝐻2𝑂

∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑂 18 𝑔 𝐻2𝑂

= 55,55 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑂 →

55,55 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑂 ∙ 6,022 ∙ 1023 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 𝐻2𝑂

1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑂 ∙

3 á𝑎𝑚𝑎𝑚𝑐 1 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎 𝐻2𝑂

= 𝟏 ∙ 𝟏𝟎𝟎𝟎 á𝒂𝒎𝒎𝒎𝒄

𝒃) 2 𝑔 𝐶4𝐻8𝑆 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝐶4𝐻8𝑆88 𝑔 𝐶4𝐻8𝑆

= 0,0227 𝑎𝑚𝑚 𝐶4𝐻8𝑆 →

𝑷 =𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇

𝑉 → 𝑷 =

0,0227 𝑎𝑚𝑚 𝐶4𝐻8𝑆 ∙ 0,082 𝑎𝑎𝑎 ∙ 𝐿𝑎𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 393 𝐾

1,5 𝐿= 𝟎,𝟒𝟎𝟎 𝒂𝒂𝒎


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40. Se dispone de tres recipientes que contienen en estado gaseoso A=1L de metano, B=2L de nitrógeno molecular y C=3L de ozono (O3) en las mismas condiciones de presión y temperatura. Justifica:

a) ¿Qué recipiente contiene mayor número de moléculas?

b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?

c) ¿Cuál tiene mayor densidad?

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

𝒂) 1 𝐿 𝐶𝐻4 : 𝑛 =𝑃 ∙ 𝑉𝑅 ∙ 𝑇

= 𝑃 ∙ 1 𝐿𝑅 ∙ 𝑇

→ 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 = 6,022 ∙ 1023 ∙𝑃 ∙ 1𝑅 ∙ 𝑇

2 𝐿 𝑁2 : 𝑛 =𝑃 ∙ 𝑉𝑅 ∙ 𝑇

= 𝑃 ∙ 2 𝐿𝑅 ∙ 𝑇

→ 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 = 6,022 ∙ 1023 ∙𝑃 ∙ 2𝑅 ∙ 𝑇

3 𝐿 𝑂3 : 𝑛 =𝑃 ∙ 𝑉𝑅 ∙ 𝑇

= 𝑃 ∙ 3 𝐿𝑅 ∙ 𝑇

→ 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 = 𝟎,𝟎𝟎𝟎 ∙ 𝟏𝟎𝟎𝟑 ∙𝑷 ∙ 𝟑𝑹 ∙ 𝑻

𝒃) 1 𝐿 𝐶𝐻4 : 6,022 ∙ 1023 ∙𝑃 ∙ 1 𝑅 ∙ 𝑇

𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎𝑐 ∙5 á𝑎𝑚𝑎𝑚𝑐

1 𝑎𝑚𝑚é𝑐𝑐𝑚𝑎=

𝑃𝑅 ∙ 𝑇

∙ 3,011 ∙ 1024 á𝑎𝑚𝑎𝑚𝑐

2 𝐿 𝑁2 : 6,022 ∙ 1023 ∙𝑃 ∙ 2 𝑅 ∙ 𝑇



𝑃 𝑅 ∙ 𝑇

∙ 2,4088 ∙ 1024 á𝑎𝑚𝑎𝑚𝑐

3 𝐿 𝑂3 : 6,022 ∙ 1023 ∙𝑃 ∙ 3 𝑅 ∙ 𝑇



𝑷𝑹 ∙ 𝑻

∙ 𝟎,𝟒𝟏𝟏𝟎 ∙ 𝟏𝟎𝟎𝟒 á𝒂𝒎𝒎𝒎𝒄

𝒄) 1 𝐿 𝐶𝐻4 : 𝑑 = 𝑎𝑉

= 𝑛 ∙ 𝑀𝑎𝑉

=𝑃 ∙ 1 𝑅 ∙ 𝑇 ∙ 16 𝑔/𝑎𝑚𝑚

1 𝐿 =

𝑃𝑅 ∙ 𝑇

∙ 16 𝑔/𝐿

2 𝐿 𝑁2 : 𝑑 = 𝑎𝑉


= 𝑃 ∙ 2 𝑅 ∙ 𝑇 ∙ 28 𝑔/𝑎𝑚𝑚

2 𝐿 =

𝑃𝑅 ∙ 𝑇

∙ 28 𝑔/𝐿

3 𝐿 𝑂3 : 𝑑 =𝑎𝑉


= 𝑃 ∙ 3 𝑅 ∙ 𝑇 ∙ 48 𝑔/𝑎𝑚𝑚

3 𝐿 =

𝑃𝑅 ∙ 𝑇

∙ 𝟒𝟎 𝒈/𝑳

El recipiente con O3 es el que contiene mayor número de moléculas, átomos y densidad.


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Volumen de agua añadido

41. Se dispone de una disolución de HNO3 7 M con una densidad de 1,22 g/mL. Calcula:

a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa.

b) La molaridad de la disolución resultante al añadir 0,2 L de agua destilada a 0,5 L de disolución anterior.

Datos: Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1

a) Para poder aplicar la fórmula de % en masa calcularemos los gramos de soluto y disolución:

- Gramos de soluto (HNO3) en 1 L de disolución:

𝐶𝑚𝑛𝑐𝑑𝑛𝑎𝐶𝑎𝑐𝐶ó𝑛 𝐻𝑁𝑂3 = 7 𝑀 =7 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝑁𝑂3

1 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

7 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝑁𝑂3

1 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 ·

63 𝑔 𝐻𝑁𝑂3 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝑁𝑂3

=𝟒𝟒𝟏 𝐠 𝐇𝐇𝐇𝟑


- Gramos de disolución en 1 L de disolución:

𝐷𝑑𝑛𝑐𝐶𝑑𝑎𝑑 = 1220 𝑔/𝐿 =𝟏𝟎𝟎𝟎 𝐠 𝐝𝐝 𝐝𝐝𝐜𝐦𝐦𝐜𝐜𝐝ó𝐧


% 𝒎𝒂𝒄𝒂 =g SOLUTO

g DISOLUCIÓN· 100 =

441 𝑔𝐶𝑎𝑎𝑚𝑐 𝐻𝑁𝑂31220 𝑔𝐶𝑎𝑎𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

· 100 = 𝟑𝟎,𝟏𝟒𝟏 %

𝒃) 𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑 = 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝑁𝑂3

𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛=

7 𝑀 · 0,5 𝐿0,5 𝐿 + 0,2 𝐿

=3,5 𝑎𝑚𝑚

0,7 𝐿 = 𝟎 𝑴


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Disolución diluida

Disolución concentrada

42. Se dispone de una disolución de HNO3 concentrado de densidad 1,505 g/ mL y 98% de riqueza en masa. Calcula:

a) La molaridad de la disolución.

b) La fracción molar del ácido.

c) El volumen de HNO3 necesario para preparar 250 ml de una disolución HNO3 1 M.

d) La molaridad resultante de la disolución de HNO3 si tomamos 150 mL del ácido más diluido y le añadimos 200 mL del más concentrado. Supón que los volúmenes son aditivos.

Datos: Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1

𝒂) 1505 𝑔 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

1 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛·

98 𝑔 𝐻𝑁𝑂3100 𝑔 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

·1 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝑁𝑂363 𝑔 𝐻𝑁𝑂3

=23,41 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝑁𝑂3

1 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛= 𝟎𝟑,𝟒𝟏 𝑴

b) - Calculamos los moles de H2O en 1 litro de disolución de la siguiente manera:

1505 𝑔 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛1 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

·2 𝑔 𝐻2𝑂

100 𝑔 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛·

1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑂18 𝑔 𝐻2𝑂

=𝟏,𝟎𝟏 𝒎𝒎𝒎 𝑯𝟎𝑶 1 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

𝑋𝐻𝐻𝐻3 =𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻𝑁𝑂3

𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻𝑁𝑂3 + 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑂 =

23,4123,41 + 1,67

= 𝟎,𝟏𝟑𝟑

c) Disolución concentrada → Disolución preparada (diluida)

23,41 M ¿V? 1 M · 0,25 L

0,25 mol 0,25 mol

𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑 = 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻𝑁𝑂3

𝐿𝐶𝑎𝐶𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 → 𝐿𝐶𝑎𝐶𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 =

0,25 𝑎𝑚𝑚23,41 𝑀

= 𝟎,𝟎𝟏𝟎𝟎𝟎 𝑳

𝒅) 𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑 = 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻𝑁𝑂3𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

= 0,15 L · 1 M + 0,2 L · 23, 41 M

0,15 𝐿 + 0,2 𝐿= 𝟏𝟑,𝟎 𝐌

Puesto que es una dilución, debe haber el mismo número de moles de soluto en ambas disoluciones


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43. Una disolución acuosa de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,05 g/mL a 20°C, y contiene 147 g de ese ácido en 1500 mL de disolución. Calcula:

a) La fracción molar de soluto y de disolvente de la disolución.

b) ¿Qué volumen de la disolución anterior hay que tomar para preparar 500 mL de disolución 0,5 M del citado ácido?

Datos: Masas atómicas: H=1; O=16; S=32

a) - Calculamos los moles de H2SO4 y de H2O que contiene la disolución:

147 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑆𝑂498 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4

= 𝟏,𝟎 𝒎𝒎𝒎 𝑯𝟎𝑺𝑶𝟒

1500 𝑎𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 ∙ 1,05 𝑔 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛1 𝑎𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

= 1575 𝑔 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

1575 𝑔 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 − 147 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4 = 1428 𝑔 𝐻2𝑂

1428 𝑔 𝐻2𝑂 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑂18 𝑔 𝐻2𝑂

= 𝟏𝟏,𝟑𝟑 𝒎𝒎𝒎 𝑯𝟎𝑶

𝑋𝐻2𝑆𝐻4 =𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4

𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑂 =

1,5 𝑎𝑚𝑚 1,5 𝑎𝑚𝑚 + 79,33 𝑎𝑚𝑚

= 𝟎,𝟎𝟏𝟎𝟎

𝑋 𝐻2𝐻 =𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑂

𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑂 =

79,33 𝑎𝑚𝑚1,5 𝑎𝑚𝑚 + 79,33 𝑎𝑚𝑚

= 𝟎,𝟏𝟎𝟏𝟒

b) - Calculamos la molaridad de la disolución concentrada:

𝑀 =𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4

𝐿𝐶𝑎𝐶𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 =

1,5 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑆𝑂41,5 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

= 𝟏𝑴

Disolución concentrada (Inicial) → Disolución preparada (diluida)

1 M ¿V? 0,5 M · 0,5 L

0,25mol 0,25 mol

𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑 = 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4

𝐿𝐶𝑎𝐶𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 → 𝐿𝐶𝑎𝐶𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 =

0,25 𝑎𝑚𝑚1 𝑀

= 𝟎,𝟎𝟎 𝑳

Puesto que es una dilución, debe haber el mismo número de moles de soluto en ambas disoluciones


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44. En disolución acuosa el ácido sulfúrico reacciona con cloruro de bario precipitando totalmente sulfato de bario y obteniéndose además ácido clorhídrico. Calcula:

a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico de 1’84 g/mL de densidad y 96 % de riqueza en masa, necesario para que reaccionen totalmente 21’6 g de cloruro de bario.

b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá.

Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Ba = 137’4; Cl = 35’5.

a) - Calculamos los moles de BaCl2 que reaccionan:

21,6 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑚2 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝐵𝑎𝐶𝑚2

208,4 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑚2= 𝟎,𝟏𝟎𝟑𝟎 𝒎𝒎𝒎 𝑩𝒂𝑩𝒎𝟎

- Calculamos la molaridad del H2SO4


·96 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4


1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑆𝑂498 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4

=18,02 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑆𝑂4

1 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛= 𝟏𝟎,𝟎𝟎 𝑴

- Escribimos la reacción ajustada y establecemos la relación estequiométrica:

Al estar en la misma relación estequiométrica, reaccionará la misma cantidad de H2SO4 que de BaCl2 (0,1036 mol), y ya podemos calcular el volumen de disolución necesario para ello:

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2 HCl 18,02 M 0,1036 mol

0,1036 mol

𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑 =𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4

𝐿𝐶𝑎𝐶𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛→ 𝐿𝐶𝑎𝐶𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 =

0,1036 𝑎𝑚𝑚18,02 𝑀

= 𝟎,𝟏𝟎 ∙ 𝟏𝟎−𝟑 𝑳

b) - Partiendo de la cantidad que reacciona de BaCl2 y teniendo en cuenta la relación estequiométrica, calculamos la masa de sulfato de bario obtenido:

0,1036 𝑎𝑚𝑚 𝐵𝑎𝐶𝑚2 · 1 𝑎𝑚𝑚 𝐵𝑎𝑆𝑂4 1 𝑎𝑚𝑚 𝐵𝑎𝐶𝑚2

· 233,4 𝑔 𝐵𝑎𝑆𝑂4

1 𝑎𝑚𝑚 𝐵𝑎𝑆𝑂4= 𝟎𝟒,𝟏𝟏 𝒈 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒


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45. El cinc reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

a) Calcula la masa de ZnSO4 obtenida a partir de 10 g de Zn y 100 mL de H2SO4 de concentración 2 M.

b) Calcula el volumen de H2 desprendido, medido a 25°C y a 1 atm, cuando reaccionan 20 g de Zn con H2SO4 en exceso.

Datos: Masas atómicas: Zn= 65,4; S=32; O=16; H=1;

a) - Calculamos los moles de cada uno de los reactivos para determinar el limitante:

− 10 𝑔 𝑍𝑛 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛65,4𝑔 𝑍𝑛

= 𝟎,𝟏𝟎𝟑 𝒎𝒎𝒎 𝒁𝒏

− 𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑 = 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4

𝐿𝐶𝑎𝐶𝑚𝑐 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 → 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4 = 2 𝑀 · 0,1 𝐿 = 𝟎,𝟎 𝒎𝒎𝒎 𝑯𝟎𝑺𝑶𝟒

- Escribimos la reacción ajustada e interpretamos la relación estequiométrica entre ellos:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

Al estar en la misma relación estequiométrica, el reactivo limitante (con el que hacemos los cálculos) será el más pequeño (0,153 mol Zn) y teniendo en cuenta la relación estequiométrica, calculamos los gramos de ZnSO4:

0,153 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛𝑆𝑂4

1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛 ∙

161,4 𝑔 𝑍𝑛𝑆𝑂41 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛𝑆𝑂4

= 𝟎𝟒,𝟎𝟎 𝒈 𝒁𝒏𝑺𝑶𝟒

b) - Partiendo de 20 g de Zn y teniendo en cuenta la relación estequiométrica, calculamos el volumen de H2 desprendido:

20 𝑔 𝑍𝑛 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛65,4 𝑔 𝑍𝑛

∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻21 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛

= 0,305 𝑎𝑚𝑚 𝐻2

𝑃 ∙ 𝑽 = 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 →

𝑽 =𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇

𝑃=

0,305 𝑎𝑚𝑚 𝐻2 ∙ 0,082 𝑎𝑎𝑎 ∙ 𝐿𝑎𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 298 𝐾

1 𝑎𝑎𝑎= 𝟏,𝟒𝟏 𝑳


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46. Dada la siguiente reacción química sin ajustar: H3PO4 + NaBr → Na2HPO4 + HBr Si en un análisis se añaden 100 mL de ácido fosfórico 2,5 M a 40 g de bromuro de sodio.

a) ¿Cuántos gramos de Na2HPO4 se habrán obtenido?

b) Si se recoge el bromuro de hidrógeno gaseoso en un recipiente de 500 mL, a 50°C, ¿Qué presión ejercerá?

Datos: Masas atómicas: H=1; P=31; O=16; Na=23; Br=80.

a) - Calculamos los moles de cada uno de los reactivos para determinar el limitante:

− 40 𝑔 𝑁𝑎𝐵𝐶 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝑁𝑎𝐵𝐶103 𝑔 𝑁𝑎𝐵𝐶

= 𝟎,𝟑𝟎𝟎 𝒎𝒎𝒎 𝑵𝒂𝑩𝑵

− 𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑 = 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻3𝑃𝑂4𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛

→ 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻3𝑃𝑂4 = 2,5 𝑀 · 0,1 𝐿 = 𝟎,𝟎𝟎 𝒎𝒎𝒎 𝑯𝟑𝑷𝑶𝟒

- Escribimos la reacción ajustada e interpretamos la relación estequiométrica entre ellos:

H3PO4 + 2 NaBr → Na2HPO4 + 2 HBr 0,25 mol inicial 0,388 mol inicial

0,194 mol reacciona

0,0558 mol exceso

Ello significa que NaBr es el reactivo limitante (con el que hacer los cálculos) y teniendo en cuenta la relación estequiométrica, calculamos los gramos de Na2HPO4:

0,388 𝑎𝑚𝑚 𝑁𝑎𝐵𝐶 · 1 𝑎𝑚𝑚 𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4

2 𝑎𝑚𝑚 𝑁𝑎𝐵𝐶 ·

142 𝑔 𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4 1 𝑎𝑚𝑚 𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4

= 𝟎𝟏,𝟎𝟏 𝒈 𝑵𝒂𝟎𝑯𝑷𝑶𝟒 𝒎𝒃𝒂𝒅𝒏𝒊𝒅𝒎𝒄

b) - Partiendo del reactivo limitante y teniendo en cuenta la relación estequiométrica, calculamos la presión ejercida por el HBr:

0,388 𝑎𝑚𝑚 𝑁𝑎𝐵𝐶 · 2 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝐵𝐶

2 𝑎𝑚𝑚 𝑁𝑎𝐵𝐶 = 0,388 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝐵𝐶

𝑷 =𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇

𝑉 → 𝑷 =

0,388 𝑎𝑚𝑚 𝐻𝐵𝐶 ∙ 0,082 𝑎𝑎𝑎 ∙ 𝐿𝑎𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 323 𝐾

0,5 𝐿= 𝟎𝟎,𝟎𝟏 𝒂𝒂𝒎

Relación estequiométrica → 2 mol NaBr : 1 mol H3PO4 Cuando todo el NaBr se consuma (0,388 mol) habrán reaccionado la mitad de H3PO4 (0,194 mol) quedando un exceso de 0,0558 mol de H3PO4


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47. Si 12 g de un mineral que contiene un 60% de cinc se hacen reaccionar con una disolución de ácido sulfúrico del 96% en masa y densidad 1’82 g/mL, según: Zn + H2SO4 → ZnSO4+ H2

a) Calcula los gramos de sulfato de cinc que se obtienen. b) Calcula el volumen de ácido sulfúrico que se ha necesitado.

Masas atómicas: S = 32; H = 1; O = 16; Zn=65.

a) - Calculamos los moles de Zn que reaccionan:

12 𝑔 𝑎𝑐𝑑𝑐𝑎𝐶𝑎 ·60 𝑔 𝑍𝑛

100 𝑔 𝑎𝑐𝑑𝑐𝑎𝐶𝑎 ·

1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛 65 𝑔 𝑍𝑛

= 𝟎,𝟏𝟏 𝒎𝒎𝒎 𝒁𝒏

- Escribimos la reacción ajustada y establecemos la relación estequiométrica:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

0,11 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛 · 1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛𝑆𝑂4

1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛 ·

161 𝑔 𝑍𝑛𝑆𝑂4 1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛𝑆𝑂4

= 𝟏𝟏,𝟎𝟑 𝒈 𝒁𝒏𝑺𝑶𝟒

b) - Calculamos los moles de H2SO4 que reaccionarían por la estequiometría de la reacción:

0,11 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛 · 1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑆𝑂4

1 𝑎𝑚𝑚 𝑍𝑛= 𝟎,𝟏𝟏 𝒎𝒎𝒎 𝑯𝟎𝑺𝑶𝟒

- Calculamos la molaridad de la disolución de H2SO4 y deducimos el volumen empleado:


·96 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4


1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑆𝑂498 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4

=17,82 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑆𝑂4

1 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛= 𝟏𝟏,𝟎𝟎 𝑴

𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑 = 𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4

𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 → 𝐿 𝑑𝐶𝑐𝑚𝑚𝑐𝑐𝐶ó𝑛 =

𝑎𝑚𝑚𝑑𝑐 𝐻2𝑆𝑂4

𝑀𝑚𝑚𝑎𝐶𝐶𝑑𝑎𝑑=

0,11 𝑎𝑚𝑚 17,82 𝑀

= 𝟎,𝟎𝟏 ∙ 𝟏𝟎−𝟑𝑳


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48. La combustión de 0,5 g del compuesto orgánico 2,2,3-trimetilbutano (C7H16) produjo 650 mL de CO2 medidos a 0°C y 1 atm de presión.

Calcula el rendimiento de la reacción.

- Escribimos la reacción de combustión ajustada

C7H16 + 11 O2 → 7 CO2 + 8 H2O

- A partir de 0,5 g de C7H16 y teniendo en cuenta la relación estequiométrica, calculamos los moles de CO2 teóricos:

0,5 𝑔 𝐶7𝐻16 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝐶7𝐻16100 𝑔 𝐶7𝐻16

∙ 7 𝑎𝑚𝑚 𝐶𝑂2

1 𝑎𝑚𝑚 𝐶7𝐻16 = 𝟎,𝟎𝟑𝟎 𝒎𝒎𝒎 𝑩𝑶𝟎 𝑻𝑻Ó𝑹𝑹𝑩𝑶𝑺

- Calculamos los moles de CO2 reales obtenidos y los comparamos con los teóricos:

𝒏𝐶𝐻2 =𝑃 ∙ 𝑉𝑅 ∙ 𝑇

=1 𝑎𝑎𝑎 ∙ 0,65 𝐿

0,082 𝑎𝑎𝑎 ∙ 𝐿𝑎𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 273 𝐾

= 𝟎,𝟎𝟎𝟏 𝒎𝒎𝒎 𝑩𝑶𝟎 𝑹𝑻𝑹𝑳𝑻𝑺

𝑅𝑑𝑛𝑑𝐶𝑎𝐶𝑑𝑛𝑎𝑚 = 𝐶𝑎𝑛𝑎𝐶𝑑𝑎𝑑 𝑅𝑑𝑎𝑚 𝐶𝑎𝑛𝑎𝐶𝑑𝑎𝑑 𝑇𝑑ó𝐶𝐶𝑐𝑎

∙ 100 =0,029 𝑎𝑚𝑚 𝐶𝑂2 𝑅𝑑𝑎𝑚𝑑𝑐

0,035 𝑎𝑚𝑚 𝐶𝑂2 𝑇𝑑ó𝐶𝐶𝑐𝑚𝑐∙ 100 = 𝟎𝟎,𝟏𝟎%


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49. Un ácido orgánico está formado por carbono, hidrógeno y oxígeno. De la combustión de 10 gramos del compuesto se obtienen 0,455 moles de H2O y 0,455 moles de CO2. Sabemos también que, en estado gaseoso, 1 g del compuesto ocupa 1dm3 a 0,44 atm y 473 K.

Determina la fórmula empírica y la fórmula molecular del compuesto orgánico.

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

Cuando un compuesto orgánico se quema completamente, todo su C pasa a CO2 y todo su H pasa a H2O. De esta manera, calculando los gramos de C e H producidos y restándoselos a los 10 g del compuesto orgánico, podremos deducir los g de O:

0,455 𝑎𝑚𝑚 𝐶𝑂2 ∙1 𝑎𝑚𝑚 𝑎𝑎 𝐶1 𝑎𝑚𝑚 𝐶𝑂2

∙12 𝑔 𝐶

1 𝑎𝑚𝑚 𝑎𝑎 𝐶= 𝟎,𝟒𝟎 𝒈 𝑩

0,455 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑂 ∙ 2 𝑎𝑚𝑚 𝑎𝑎 𝐻1 𝑎𝑚𝑚 𝐻2𝑂

∙1 𝑔 𝐻

1 𝑎𝑚𝑚 𝑎𝑎 𝐻= 𝟎,𝟏𝟏 𝒈 𝑯

10 𝑔 á𝑐𝐶𝑑𝑚 𝑚𝐶𝑔á𝑛𝐶𝑐𝑚 𝑐𝑚𝑛 𝐶,𝐻,𝑂 − 5,46 𝑔 𝐶 − 0,91 𝑔 𝐻 = 𝟑,𝟎𝟑 𝒈 𝑶

- Calculamos los moles de átomos de C, H, O y dividimos todos ellos por el menor para obtener la fórmula empírica:

5,46 𝑔 𝐶 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝑎𝑎 𝐶

12 𝑔 𝐶= 𝟎,𝟒𝟎𝟎 𝒎𝒎𝒎 𝒂𝒂 𝑩

0,91 𝑔 𝐻 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝑎𝑎 𝐻

1 𝑔 𝐻= 𝟎,𝟏𝟏 𝒎𝒎𝒎 𝒂𝒂 𝑯

3,63 𝑔 𝑂 ∙ 1 𝑎𝑚𝑚 𝑎𝑎 𝑂

16 𝑔 𝑂= 𝟎,𝟎𝟎𝟏 𝒎𝒎𝒎 𝒂𝒂 𝑶

C: 0,455/0,227= 2 H: 0,91/0,227= 4 O: 0,227/0,227= 1

- Para determinar la fórmula molecular, primero calculamos la masa molar del compuesto:

𝑃 ∙ 𝑉 = 𝒏 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 → 𝑃 ∙ 𝑉 =𝑎

𝑴𝒂𝒄𝒂 𝒎𝒎𝒎𝒂𝑵∙ 𝑅 ∙ 𝑇 →

→ 𝒎𝒂𝒄𝒂 𝒎𝒎𝒎𝒂𝑵 =𝑎 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇𝑃 ∙ 𝑉

=1 𝑔 ∙ 0,082 𝑎𝑎𝑎 ∙ 𝐿

𝑎𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 473 𝐾0,44 𝑎𝑎𝑎 ∙ 1 𝐿

≈ 𝟎𝟎 𝒈/𝒎𝒎𝒎

- Finalmente, para determinar la fórmula molecular, estudiamos la relación entre la masa molar de la fórmula molecular (88 g/mol) y la empírica (44 g/ mol) y las comparamos:

𝟎𝟎 𝒈/𝒎𝒎𝒎𝟒𝟒 𝒈/𝒎𝒎𝒎

= 𝟎

Fórmula empírica: C2H4O

Fórmula molecular: C4H8O2

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TEMA 5. ASPECTOS CUANTITATIVOS - Una Química para todos