Sistemas materiales

por | May 25, 2020 | NIVEL BÁSICO

Los sistemas materiales son cuerpos, sustancias, partes de un cuerpo o conjuntos de cuerpos y sustancias que se encuentran juntos. Son porciones de la naturaleza material que separamos para estudiar

Estos sistemas se suelen clasificar a simple vista en dos grandes grupos: HOMOGÉNEOS, cuando se puede observar una sola fase, es decir que dan la apariencia de estar formados por un solo componente y las propiedades son las mismas en todos los puntos del sistema; HETEROGÉNEOS, cuando se observan dos o más fases, aún cuando estas fases puedan corresponder a diferentes estados de un mismo componente, y se observan diferentes propiedades en distintos puntos del sistema.

Se llama fase a cada parte homogénea en un sistema heterogéneo y componente a cada una de las sustancias que se encuentran mezcladas en el mismo.

La cantidad de fases y componentes es variada e independiente, es decir un sistema puede tener tres fases y un solo componente como ocurre con el agua que puede estar en el mismo sistema en los tres estados o puede tener tres componentes y una sola fase como ocurre en una mezcla de sal agua y azúcar.

 

Sistemas materiales

 

Las sustancias son las distintas clases de materia que presentan propiedades específicas constantes y una composición definida. No pueden separarse ni fraccionarse. Son las verdaderas especies químicas.

Las sustancias simples son las que no pueden descomponerse en nada más sencillo porque son lo más sencillo que hay; están formadas por un solo elemento químico. Algunos elementos tienen la propiedad de formar distintas sustancias simples según la forma de agrupación de sus átomos, se dice entonces que presentan variedades alotrópicas. Son sustancias simples los metales como el hierro, cobre, oro, cinc, sodio, etc., y otras no metálicas como el azufre, nitrógeno, cloro, etc. El oxígeno y el ozono son variedades alotrópicas del oxígeno; el carbón, el grafito y el diamante son variedades alotrópicas del carbono

Las sustancias compuestas son las que están compuestas por dos o más elementos y por lo tanto pueden descomponerse en otras más sencillas. La Ley de las Proporciones Definidas o Constantes, de Joseph Louis Proust, una de las primeras leyes de la Química, sostiene al respecto que “Una misma sustancia compuesta tiene siempre los mismos elementos unidos en la misma proporción de masas”. Hay sustancias compuestas minerales como la sal común o cloruro de sodio, el yeso o sulfato de calcio, el dióxido de carbono, el agua. Hay también sustancias compuestas orgánicas como el azúcar común o sacarosa, el alcohol etílico, el ácido cítrico, las proteínas, etc.

Las soluciones son las mezclas homogéneas, es decir sistemas formados por dos o más componentes pero que presentan una sola fase, ya que las partículas de la fase disuelta son más pequeñas de lo que puede observar cualquier microscopio (< 0,1 nm). Por esto son claras y transparentes, no decantan ni filtran y sólo se pueden separar por alguno de los métodos de fraccionamiento. El componente que determina el estado de la solución o que se encuentra en mayor proporción es el solvente, y el de menor proporción es el soluto. Una solución puede tener un solvente y varios solutos o también varios solventes. Son soluciones naturales por ej. el agua mineral, el agua de mar, el aire, el azúcar en la sangre, algunos derivados del petróleo, etc.

De acuerdo con el estado de agregación de sus componentes, las soluciones se clasifican:

Solvente / Soluto  SÓLIDA LÍQUIDA GASEOSA
SÓLIDA Bronce Sal húmeda Adsorciones
LÍQUIDA Agua mineral Vinagre Oxígeno en agua
GAS Aromas Humedad del aire Aire

El bronce, como todas las aleaciones metálicas, es una disolución de dos metales o más (en este caso estaño y cobre) que se unen tan profundamente que adquieren propiedades especiales sin que pueda considerarse un fenómeno químico.

Las adsorciones son sistemas muy particulares en los que las moléculas de un gas quedan atrapadas en la superficie de las partículas de un sólido. Así atrapan a los gases tóxicos los componentes activos de una máscara antigases por ejemplo.

La gran mayoría de los aromas de flores, frutos y también los desagradables, se deben a moléculas de sustancias sólidas que se dispersan en el aire y así llegan a nuestro membrana olfatoria.

Los coloides son sistemas heterogéneos, en el límite con lo homogéneo, es decir las partículas de la fase dispersa (generalmente sólidas dispersas en un líquido), llamadas micelas, son tan pequeñas (< 1 µm) que sólo se ven con un buen microscopio. Sin embargo a diferencia de otras mezclas heterogéneas, los coloides no decantan y presentan el Efecto Tyndall, que consiste en dispersar un haz de luz que los atraviesa, cosa que no hacen las soluciones. Son coloides por ejemplo los geles y gelatinas, la yema del huevo, las proteínas de la leche, etc.

Las emulsiones son sistemas heterogéneos formados por la mezcla íntima de dos líquidos insolubles. Esto se logra generalmente mediante la acción de un agente emulsionante. Son emulsiones por ejemplo muchas cremas usadas en cosmética, la grasa de la leche, la mayonesa, etc.

Las suspensiones son mezclas que tienen una fase de partículas finamente divididas pero visibles (>1 µm) en un estado de agregación y otra fase continua en otro estado de agregación. Por ejemplo: el agua turbia de un río (sólido en líquido), la neblina (líquido en un gas), la espuma (gas en un líquido), el humo (sólido en un gas), etc.

Como dispersiones se suele considerar a todos los sistemas heterogéneos en los que las fases estén mezcladas, pero más en particular a las mezclas de dos sólidos con partículas fácilmente observables, como por ejemplo, la tierra,  la arcilla, la arena, etc.

La combinación de dos elementos o sustancias para formar otra, así como la descomposición de una sustancia compuesta en otras más sencilla son fenómenos químicos; la separación de fases, el fraccionamiento, así como la mezcla o disolución son en cambio fenómenos físicos, ya que las sustancias mezcladas siguen conservando sus particularidades.

También se pueden clasificar los sistemas heterogéneos o dispersiones por el estado de agregación de la fase dispersa, (la que se encuentra en menor proporción) y de la fase dispersante, (la que está en mayor cantidad).

Fase dispersante / Fase dispersa SÓLIDA LÍQUIDA GASEOSA
SÓLIDA Harina Barro Adsorciones
LÍQUIDA Pintura Crema Oxígeno en agua
GAS Humo Niebla Aire

 

Los métodos de separación de fases son procedimientos físicos y mecánicos destinados a separa las diferentes fases de una dispersión. En estos procesos las sustancias no se transforman sólo se separan. El método usado depende de las características de las fases del sistema. Por ejemplo:

TRÍA: Es una operación manual en la que se separan fases fácilmente observables de un sistema de pocos componentes sólidos o de una muestra pequeña del mismo. Por ejemplo las frutas defectuosas de las sanas en un sector de encajonado.

TAMIZACIÓN: Es un método utilizado para separa dos fases sólidas con particulado de diferente tamaño mediante un tamiz, criba o cernidor con perforaciones adecuadas para que deje pasar la fase más pequeña y retenga la más grande. Así se separan por ejemplo semillas de diferentes cereales o la arena  o la harina.

Tamiz

Tamiz

FILTRACIÓN: Es un método usado para separar un sólido insoluble  de un líquido. Consiste en hacer pasar la dispersión por un filtro que retiene las partículas sólidas y deja pasar el líquido. Así se separan por ejemplo las impurezas de la leche en las plantas de pasteurización. En muchos casos se usan filtros prensa, como en la extracción de aceites de oliva o girasol

Filtración

Filtración

DECANTACIÓN: Es el método usado para separar dos líquidos no miscibles de diferentes densidades o un sólido insoluble. Consiste simplemente en dejar el sistema en reposo durante un tiempo de modo que la fase más densa se deposita en el fondo y la menos densa queda arriba. Así se separan por ejemplo las impurezas sólidas en los procesos de potabilización de aguas de río.

decantación

Decantación

FLOTACIÓN: Este método se usa para separa minerales finamente divididos que tienen diferentes afinidades por un determinado líquido o gas. Consiste en hacer burbujear un gas en la masa barrosa que contiene a la dispersión y un agente que genere espuma. La espuma arrastra hacia la superficie las partículas de una de las fases y deja en el fondo a las otras. Se utiliza especialmente en la concentración de determinados minerales livianos como los sulfuros de cobre o de hierro en la industria metalúrgica.

Flotación

Flotación

CENTRIFUGADO: Se utiliza para separar líquidos no miscibles o un sólido de un líquido. Consiste en someter al sistema a la acción de una máquina centrífuga que acelera la decantación, enviando la fase más densa hacia el exterior del círculo de giro mientras que la menos densa queda en el interior. Así separa la crema de la leche en la industria láctea o algunos componentes de la sangre en un laboratorio bioquímico.

centrifugadora

Centrifugadora

IMANTACIÓN: Es un método para separar partículas de hierro de un sistema. Consiste en hacer pasar el sistema (generalmente sólido) por unas zarandas imantadas o desplazar un imán por la superficie del sistema de modo que retenga las partículas de hierro. Se utiliza en la limpieza de cereales que han sido maquinados y arrastran partículas de hierro de las máquinas de tratamiento o acarreo.

Imantación

Imantación

EVAPORACIÓN: Se utiliza para separar un líquido de un sólido mediante calor o corrientes de aire. Así se seca la ropa tendida, o las semillas de cereales, o el azúcar separado de la caña, etc.

evaporación

Evaporación

VENTILACIÓN: Se utiliza para separar sistemas sólidos con una fase muy liviana que es arrastrada por corrientes de aire. Así se separan por ejemplo las cáscaras de algunos cereales.

LEVIGACIÓN: Se utiliza para separar sistemas sólidos con fases de distinto peso mediante una corriente de agua que arrastra a la fase más liviana. Así se separan las arenas e impureza del oro en la extracción de este metal.

Levigación

Levigación

LIXIVIACIÓN: En algunos aspectos es similar a la levigación pero el líquido arrastra a uno de los sólidos por disolución. Se utiliza por ejemplo para separar el azúcar de la remolacha azucarera mediante una corriente de agua sobre las rodajas finas de la remolacha.

Lixiviación

Lixiviación

EXTRACCIÓN O DISOLUCIÓN: Se utiliza para separa dos sólidos de diferente solubilidad. Se agrega al sistema un líquido que tenga la propiedad de disolver a uno de los sólidos y no al otro. Luego se separa la solución del sólido insoluble y por último se evapora el solvente quedando el sólido soluble aparte. Este método suele recibir diferentes nombre según la forma de disolución. Por ejemplo: Infusión, cuando el solvente es agua caliente (como el mate o el té). Decocción, cuando el solvente es agua que hierve durante un rato (como en el mate cocido o en el caldo de verduras). Maceración, cuando el solvente es alcohol (como en la elaboración de perfumes y licores).

SUBLIMACIÓN: Se utiliza para separar dos sólidos volátiles. Al calentar la mezcla, el sólido que volatilice a más baja temperatura, lo hará primero, luego sus vapores se enfrían y subliman.

Sublimación

Sublimación

FUSIÓN: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla sólida cuando estos no se descomponen por el calor. Consiste en calentar el sistema hasta que estén todos los componentes fundidos y luego dejar en reposo para que se enfríe lentamente y los líquidos se concentren a diferentes alturas. Así se separa el sebo de la grasa vacuna para refinarla.

Estos son métodos físicos, que por lo general se basan en algún cambio de estado o forma de distribución de alguno de los componentes de la solución. Por ejemplo:

DESTILACIÓN: Usado para fraccionar soluciones de dos líquidos o de un líquido que se quiere separar de sus sólidos disueltos. Consiste en someter al sistema a la acción del calor hasta que el componente de menor punto de ebullición comience a hervir; sus vapores son conducidos a un refrigerante que los vuelve a condensar. Los dispositivos utilizados para este proceso reciben el nombre de destiladores o alambiques. Por este proceso se obtiene el agua destilada y se concentra el alcohol para las bebidas alcohólicas.

DESTILACIÓN FRACCIONADA: Es un método basado en el mismo principio que el anterior pero es más efectivo cuando el sistema es una solución de varios líquidos de puntos de ebullición cercanos. Se calienta la solución en una torre de fraccionamiento que suele ser muy alta y cuenta a distintas alturas con platillos o sistemas de recolección de lluvias. Los vapores ascienden por la columna pero se van enfriando, se condensan y caen como lluvia que vuelve a calentarse, evaporarse y subir. Al cabo de un tiempo la columna entra en régimen, es decir que comienzan a concentrarse a distintas alturas los vapores de los componentes cuyo punto de ebullición es cercano a la temperatura de ese lugar y entonces son recogidos por los platillos o tubos de recolección que los sacan fuera de la columna. Por este proceso se destila el petróleo para separarlo en sus componentes comerciales más conocidos.

destilacion fraccionada

Destilación

ÓSMOSIS: Método usado para separar soluciones de un sólido en un líquido por medio de una membrana semipermeable que permite que el líquido pase hacia el lado donde la concentración de soluto es mayor, provocando su disolución. De esta forma filtran la sangre nuestros riñones.

Ósmosis

Ósmosis

CRISTALIZACIÓN: Se usa para separar sólidos cristalizables de sus soluciones líquidas. Se concentra la solución por evaporación de un parte del solvente y luego se deja en reposo para que se formen los cristales que se separan. De esta forma se separa el azúcar de caña de sus jarabes iniciales.

cristalización

Cristalización

CROMATOGRAFÍA: Se utiliza para separa los componente de una solución compleja, que no se pueden separar por otros métodos. Está basado en el fenómeno de capilaridad de los líquidos que trepan a distintas velocidades por los tubos capilares o poros de materiales absorbentes de modo que al cabo de un tiempo se han separados en franjas más o menos alejadas del punto de absorción. Se utiliza mucho en investigación científica sobre todo cuando la proporción de sustancias disueltas es muy baja, como en los análisis de orina que se realizan en los exámenes antidoping.

Cromatografía simple

Cromatografía simple

DIFUSIÓN: Usado para separar gases o líquidos. Basado en el mismo principio que la ósmosis. Una membrana semipermeable deja pasar las moléculas de un gas y retiene las del otro.

Difusión simple

Difusión simple

 

Tomamos una muestra de agua turbia con arena de una playa de río. Si nombramos a sus componentes en forma genérica podemos decir que contiene agua, arena y arcilla dispersas y minerales disueltos.  Contesta a las siguientes preguntas teniendo en cuenta que algunas preguntas pueden ser de respuesta múltiple.

¿Qué clase de sistema es?

De los cuatro componentes de la mezcla, ¿cuál estaría formado por un único compuesto químico?

Indica el método o los métodos que utilizarías para separar el agua del resto de componentes en un solo paso.

FUENTE: http://fisicayquimica-norberto.blogspot.com/2012/05/materia-sistemas-materiales-lossistemas.html

Estequiometría

por | May 20, 2020 | NIVEL INTERMEDIO

Una reacción química es una transformación, mediante una readaptación de sus enlaces, de una o unas sustancias de partida (reactivos) en una o varias sustancias finales (productos). Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas.

En general:

\fn_cm \small a \ A \ +b\ B\rightarrow c\ C + d\ D

donde A y B son las sustancias de partida o reactivos, C y D las sustancias finales o productos y a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos.

La flecha que separa reactivos de productos puede variar, siendo la simbología más utilizada la siguiente:

\rightarrow Una flecha sola indica que la reacción química transcurre completamente de izquierda a derecha, es decir, la reacción transcurre hasta que uno de los reactivos (reactivo en defecto) se agote.

\rightleftharpoons Una doble flecha indica que la reacción es reversible, es decir transcurre tanto si se lee de izquierda a derecha como de derecha a izquierda. Estas reacciones son equilibrios químicos cuando las velocidades de reacción directa (hacia la izquierda) e inversa (hacia la derecha) se igualan.

=  Una igualdad equivale también a un equilibrio químico.

Tanto encima como debajo de los símbolos anteriores se pueden indicar las condiciones de reacción, por ejemplo:

\fn_cm \\ \xrightarrow{Calor}\ \ \ \ \ \underset{200 K}{\overset{700\ atm}{\longleftrightarrow}} \ \ \ \ \xrightarrow{Aire}

La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una ley fundamental de las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1748 y descubierta unos años después por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar de la siguiente manera:

«En un sistema aislado, durante toda reacción química ordinaria, la masa total en el sistema permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa de los productos obtenidos».

Esta ley se cumple en todas las reacciones químicas y se puede escribir de la siguiente forma:

\fn_cm \small \sum m_{reactivos}=\sum m_{productos}

Limitaciones

La conservación de la masa es una ley de conservación aproximativa. En otros procesos no químicos, la masa total del sistema no tiene por qué conservarse estrictamente. Por ejemplo, en la fisión nuclear existe una diferencia de masa:

\fn_cm \small {\displaystyle \Delta m\neq 0}

entre los productos finales y los reactivos iniciales de la fisión, eso es lo que permite proporcionar una energía:

\fn_cm \small {\displaystyle \Delta E=\Delta mc^{2}}

Por la misma razón, la energía tampoco se conserva en este tipo de reacciones. La generalización de la conservación de la masa para reacciones de altas energías se conoce como la equivalencia entre masa y energía.

Análisis microscópico

Desde el punto de vista de la teoría atómica los coeficientes estequiométricos representan el número de moléculas (o de átomos si el coeficiente está delante de un elemento simple) que intervienen en la reacción.

Sus valores son tales que el número de átomos de un elemento químico en reactivos coincide con el número de átomos de dicho elemento en productos.

Hallar estos números se llama “ajuste de la reacción química”. Veamos unos ejemplos (ya ajustados) y su interpretación.

Reacción ajustada C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (l)
Coeficientes estequiométricos 1 5 3 4
Reactivos / Productos 3 átomos de carbono, 8 de hidrógeno y 10 de oxígeno 3 átomos de carbono, 8 de hidrógeno y 10 de oxígeno
Interpretación 1 molécula de propano reacciona con 5 moléculas de oxígeno para dar 3 moléculas de dióxido de carbono y 4 moléculas de agua

 

Reacción ajustada CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2O (l)
Coeficientes estequiométricos 1 3 2 3
Reactivos / Productos 2 átomos de carbono, 6 de hidrógeno y 7 de oxígeno 2 átomos de carbono, 6 de hidrógeno y 7 de oxígeno
Interpretación 1 molécula de etanol reacciona con 3 moléculas de oxígeno para dar 2 moléculas de dióxido de carbono y 3 moléculas de agua

 

Reacción ajustada 2Al (s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3 (aq) + 3H2 (g)
Coeficientes estequiométricos 2 6 2 3
Reactivos / Productos 2 átomos de aluminio, 6 de hidrógeno y 6 de cloro 2 átomos de aluminio, 6 de hidrógeno y 6 de cloro
Interpretación 2 átomos de aluminio reaccionan con 6 moléculas de cloruro de hidrógeno para dar 2 moléculas de cloruro de aluminio y 3 moléculas de hidrógeno

Análisis macroscópico

Vamos a comprobar cómo la teoría atómica puede explicar perfectamente la ley de conservación de la masa, de Lavoisier. Lo haremos para el primero de los ejemplos anteriores.

Reacción ajustada C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (l)
Coeficientes estequiométricos 1 5 3 4
Interpretación microscópica 1 molécula de propano 5 moléculas de oxígeno 3 moléculas de dióxido de oxígeno 4 moléculas de agua
Masa molares (g/mol) 44 32 44 18
Masas reaccionantes (g) 1·44 = 44 g 5·32 = 160 g 3·44 = 132 g 4·18 = 72 g
Conservación de la masa 44 + 160 = 204 g de reactivos 132 + 72 = 204 g en productos

Por tanto, desde un punto de vista “macroscópico” los coeficientes estequiométricos equivalen al número de moles de cada sustancia que intervienen en la reacción. Así, las reacciones ajustadas se interpretan en términos macroscópicos de la siguiente manera:

Interpretación macroscópica: 1 mol de propano reacciona con 5 moles de oxígeno para dar 3 moles de dióxido de carbono y cuatro moles de agua

\fn_cm \small CH_3CH_2OH + 3O_2 \rightarrow 2CO_2+3H_2O

Interpretación macroscópica: 1 mol de etanol reacciona con 3 moles de oxígeno para dar 2 moles de dióxido de carbono y 3 moles de agua.

\fn_cm \small 2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2

Interpretación macroscópica: 2 moles de aluminio reaccionan con 6 moles de cloruro de hidrógeno para dar 2 moles de cloruro de aluminio y 3 moles de hidrógeno.

Veremos a continuación algunos problemas tipo en los que se realizan cálculos estequiométricos.

Con objeto de dar claridad, se tratarán problemas que se pueden clasificar de la siguiente manera:

    • Cálculos masa-masa.
    • Cálculos masa-volumen.
    • Cálculos volumen-volumen.
    • Reactivo limitante.
    • Reacciones con disoluciones.

El sulfato de bario se obtiene tratando sulfuro de bario con sulfato sódico. Calcula los gramos de sulfato de bario y sulfuro de sodio que se pueden obtener a partir de 500 g de sulfato de sodio si el rendimiento de la reacción es del 75%.

SOLUCIÓN

Reacción ajustada BaS (aq) + Na2SO4 (aq) → BaSO4 (s) + Na2S (aq)
Coeficientes estequiométricos 1 1 1 1
Masas molares (g/mol) 169,4 142 233,4 78
Cantidades de partida 500 g
Cantidades demandadas ¿Masa? ¿Masa?

Partimos de 500 g de sulfato de sodio y el rendimiento de la reacción es del 75%.

En primer lugar calculamos el número de moles de reactivo disponibles:

\fn_cm \small nNa_2SO_4=500 \ \cancel {g \ Na_2SO_4} \cdot\frac{1 \ mol \ Na_2SO_4}{142 \ \cancel {g \ Na_2SO_4}} =3,52 \ moles \ Na_2SO_4

Como podemos ver en los coeficientes estequiométricos, por cada mol de sulfato de sodio que reacciona, se obtiene un mol de sulfato de bario y otro mol de sulfuro de sodio.

Por tanto, para el número de moles de reactivo disponibles se producirán:

\fn_cm \small nNa_2S=3,52\ \cancel {moles\ de \ Na_2SO_4} \cdot \frac{1 \ mol \ de \ Na_2S}{1 \cancel{\ mol \ de \ Na_2SO_4}}=3,52\ moles

Conocidos los moles de productos obtenidos en reacción, podemos conocer la cantidad de gramos de cada uno:

\fn_cm \small mBaSO_4=3,52 \ \cancel{moles} \cdot 233,4 \ \frac {g}{\cancel {mol}}=821,6 \ g \fn_cm \small mNa_2S=3,52\ \cancel{moles} \cdot 78\ \frac{g}{\cancel {mol}}=274,6 \ g

Las cantidades determinadas corresponden a un rendimiento de reacción del 100%.

Dado que el rendimiento es del 75%, las cantidades que realmente se obtendrán son:

\fn_cm \small mBaSO_4=821,6 \cdot 0,75=616,2 \ g

\fn_cm \small mNa_2S=274,6 \cdot 0,75=206 \ g

El ácido clorhídrico reacciona con el mármol (carbonato cálcico) formando cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. a) Determina, a 25⁰C y 700 mmHg, el volumen de dióxido de carbono desprendido si de la reacción se han obtenido 25’0 g de cloruro de calcio. b) ¿De cuántos gramos de CaCO3 y HCl deberemos partir para que la reacción se lleve en su totalidad?

SOLUCIÓN

En este problema los cálculos masa-volumen corresponden al primer apartado. El apartado b) demanda de cálculos masa-masa.

Reacción ajustada CaCO3 (s) + 2HCl (aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + 2H2O (l)
Coeficientes estequiométricos 1 2 1 1 1
Masas molares (g/mol) 100 36,5 111 44 18
Cantidades de partida 25,0 g
Cantidades demandadas ¿Masa? ¿Masa? ¿Volumen?

25 ºC 700 mmHg

Calculamos en primer lugar el número de moles de CaCl2 que se han obtenido:

\fn_cm \small nCaCl_2 = 25 \ \cancel{g} \cdot \frac {1\ mol} {111 \cancel{g}} = 0,225 \ moles

Como podemos ver en la fila de coeficientes estequiométricos, es decir, teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción:

\fn_cm \small nCO_2\ (obtenidos)=0,225\ \cancel{moles \ de \ CaCl_2}\cdot \frac{1 \ mol \ CO_2}{1 \ \cancel{mol \ CaCl_2}}=0,225 moles

\fn_cm \small nCaCO_3\ (necesarios)=0,225 \ \cancel{moles\ de\ CaCl_2} \cdot \frac {1 \ mol \ CaCO_3}{1 \ \cancel{mol \ CaCl_2}}=0,225 moles

\fn_cm \small nHCl\ (necesarios)=0,225 \ \cancel{moles\ de\ CaCl_2} \cdot \frac {2 \ mol \ HCl}{1 \ \cancel{mol \ CaCl_2}}=0,45 moles

En el caso del CO2 se pide el volumen que ocupan los 0’225 moles. Para conocerlo utilizamos la ecuación de los gases ideales:

\fn_cm \small PV=nRT

Previamente debemos pasar las unidades de las condiciones establecidas a otras más adecuadas:

\fn_cm \small \\P=700\ mm\ Hg\ \cdot \frac{1\ atm}{760\ mm\ Hg}=0,92\ atm

\fn_cm \small T=25 + 273=298 K

Por tanto:

\fn_cm \small 0,92\ atm\cdot V_{CO_2}=0,225\ mol\cdot 0,082\ \frac{atm\cdot L}{mol\cdot K}\cdot 298\ K=5,98\ L\ de\ CO_2

En cuanto a los gramos de CaCO3 y HCl necesarios:

\fn_cm \small mCaCO_3=0,225\ moles \cdot \frac{100\ g}{1\ mol}=22,5 \ g

\fn_cm \small mHCl=0,45\ moles \cdot \frac{36,6\ g}{1\ mol}=16,4 \ g

 

En la reacción de combustión del metano, a) ¿Qué volumen de oxígeno necesitamos para quemar completamente 150 L de metano medidos en condiciones normales? b) ¿Cuántos litros de dióxido de carbono se obtienen? c) ¿Cuántos litros de aire nos harían falta si éste tiene un 21 % de oxígeno?

SOLUCIÓN

Reacción ajustada CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Coeficientes estequiométricos 1 2 1 2
Masas molares (g/mol) 16 32 44 18
Cantidades de partida 150 L (C.N)
Cantidades demandadas ¿Volumen? ¿Volumen?

 

Calculamos en primer lugar el número de moles de metano de que partimos. Estamos en condiciones normales:

\fn_cm \small nCH_4 = 150 \cancel L \cdot \frac{1\ mol}{22,4 \cancel L}= 6 ,70\ moles

Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción:

\fn_cm \small nCO_2\ obtenidos=6,70\ \cancel {moles \ CH_4}\cdot \frac{1\ mol\ CO_2}{1\ \cancel {moles \ CH_4}} = 6,70 \ moles

\fn_cm \small nO_2\ necesarios=6,70\ \cancel {moles \ CH_4}\cdot \frac{2\ mol\ O_2}{1\ \cancel {moles \ CH_4}} = 13,4 \ moles

Empecemos por el dióxido de carbono. El volumen que ocupan 6’70 moles de este gas en condiciones normales es, evidentemente, el mismo que el volumen que ocupaban el mismo número de moles de metano, es decir,

\fn_cm \small VCO_2 = 150 L

En cuanto al oxígeno, el volumen que ocupan los 13’ 4 moles necesarios es, en condiciones normales:

\fn_cm \small VO_2 = 2\cdot 150 = 300 L

pues el número de moles de oxígeno es doble que el número de moles de metano.

Si se trata de aire, al ser el porcentaje de oxígeno del 21%, el volumen de aire necesario será:

\fn_cm \small V_{aire}= 300\ \cancel {L\ O_2}\cdot \frac{100\ L\ aire}{21\ \cancel{L\ O_2}}\cong 1429\ L

Hacemos reaccionar 20 g de cloro con 20 g de sodio en las condiciones adecuadas para obtener cloruro sódico. a) ¿Cuántos gramos de NaCl se obtienen? b) ¿Qué cantidad de reactivo excedente queda sin reaccionar?

SOLUCIÓN

Reacción ajustada Cl2 + 2Na → 2NaCl
Coeficientes estequiométricos 1 2 2
Masas molares (g/mol) 71 23 58,5
Cantidades de partida 20 g 20 g
Cantidades demandadas ¿Masa?

Como podemos ver tenemos dos cantidades de partida, uno de los reactivos es limitante (se consumirá todo) mientras que el otro será reactivo excedente.

Primero determinaremos el número de moles de cada reactivo disponibles:

\fn_cm \small nCl_2 = 20\ \cancel g \cdot \frac{1\ mol}{71\ \cancel g} = 0,28 \ moles

\fn_cm \small nNa = 20\ \cancel g \cdot \frac{1\ mol}{23\ \cancel g} = 0,87 \ moles

Según la estequiometría de la reacción, el número de moles de Na necesarios para que reaccionen 0’28 moles de cloro es:

\fn_cm \small nNa\ necesarios= 0,28 \ \cancel{moles \ Cl_2}\cdot \frac{2\ moles\ Na}{1\ \cancel{mol \ Cl_2}} = 0,56 \ moles

Es decir, necesitamos 0’56 moles de Na y tenemos 0’87 moles. El Na es el reactivo sobrante y el Cl2 es el reactivo limitante. Los cálculos en una reacción se deben hacer con las cantidades del reactivo limitante, así, según la estequiometría de la reacción, la cantidad de NaCl que se obtiene es de:

\fn_cm \small nNaCl= 0,28 \ \cancel{moles \ Cl_2}\cdot \frac{2\ moles\ NaCl}{1\ \cancel{mol \ Cl_2}} = 0,56 \ moles

\fn_cm \small mNaCl= 0,56 \ \cancel{moles \ NaCl}\cdot \frac{58,5\ g\ NaCl}{1\ \cancel{mol \ NaCl}} = 32,8 \ g

En cuanto a la cantidad de Na que sobra:

\fn_cm \small nNa\ sobrantes= 0,87-0,56=0,31 \ moles

Se hacen reaccionar 500 g de un mármol (cuya riqueza es del 85% en CaCO3) con una disolución 1 M de HCl. Los productos de la reacción son dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua. a) ¿Cuántos gramos de CaCl2 se obtienen? b) ¿Qué volumen de CO2 se desprende si las condiciones del laboratorio son 20 ⁰C y 700 mmHg? c) ¿Qué volumen de la disolución de ácido debemos utilizar?

SOLUCIÓN

Reacción ajustada CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)
Coeficientes estequiométricos 1 2 1 1 1
Masas molares (g/mol) 100 36,5 111 44 18
Cantidades de partida 500 g (85% pureza) 25,0 g
Cantidades demandadas ¿Volumen disolución 1 M? ¿Masa? ¿Volumen a 20 ºC 700 mmHg?

Empezamos por calcular el número de moles de CaCO3 que tenemos:

\fn_cm \small mCaCO_3 = 500\ \cancel{g \ impuros }\cdot \frac{85\ g\ puros}{100\ \cancel{g \ impuros}} = 425 \ g

\fn_cm \small nCaCO_3 = 425\ \cancel{g}\cdot \frac{1\ mol}{100\ \cancel{g}} = 4,25 \ moles

Según la estequiometría de la reacción:

\fn_cm \small mCaCl_2\ obtenidos = 4,25\ \cancel{moles\ CaCO_3}\ \cdot \frac{1\ mol \ CaCl_2 }{1 \ \cancel{mol \ CaCO_3}} = 4,25 \ moles

\fn_cm \small nCO_2\ obtenidos = 4,25\ \cancel{moles\ CaCO_3}\ \cdot \frac{1\ mol \ CO_2 }{1 \ \cancel{mol \ CaCO_3}} = 4,25 \ moles

\fn_cm \small nHCl\ necesarios = 4,25\ \cancel{moles\ CaCO_3}\ \cdot \frac{2\ moles \ HCl}{1 \ \cancel{mol \ CaCO_3}} = 8,5 \ moles

La masa de CaCl2 que se obtiene es:

\fn_cm \small mCaCl_2=4,25\ moles \cdot \frac{111 \ g}{1\ mol}\cong 472\ g

Las condiciones del laboratorio son:

\fn_cm \small P=700 \ mmHg\cdot \frac{1\ atm}{760\ mmHg}=0,92\ atm

\fn_cm \small T=20+273=293K

En estas condiciones, el volumen que ocupa el CO2 obtenido es:

\fn_cm \small PV = nRT

\fn_cm \small 0,92 \ \cancel {atm} \cdot V= 4,25 \ \cancel{mol}\cdot 0,082 \frac{\cancel{atm}\cdot L}{\cancel{mol}\cdot \cancel{K}} \cdot 290 \cancel{K}

\fn_cm \small V=110\ L

Finalmente, el volumen de la disolución de HCl que se consume en la reacción es:

\fn_cm \small M=\frac{n_s}{V_D}

\fn_cm \small 1\ M=\frac{8,50\ moles}{V}

\fn_cm \small V=8,50 L

  1. Un frasco contiene 33,4 g de AlCl3 sólido. Calcule en esta cantidad: a) El número de moles. b) El número de moléculas. c) El número de átomos de cloro. Datos: Masas atómicas: Al = 27; Cl = 35,5. R: 0,25 moles; 1,51.1023 moléculas; 4,52.1023 átomos. (Andalucía, Junio 1.997)
  2. La producción de ácido sulfúrico a partir de pirita (FeS2) tiene lugar según la siguiente serie de reacciones:

    4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2 O3 + 8 SO2

    2 SO2 + O2 → 2 SO3    

    SO3 + H2O → H2 SO4

    A partir de 100 kg de pirita, ¿cuál es la máxima cantidad en kg de ácido sulfúrico que se podrá obtener? Datos: Masas moleculares: FeS2 = 119,97 u; H2 SO4 = 98,08 u. R: 163,51 kg.

  3. Un matraz de 500 cm3 contiene oxígeno a 0,5 atm de presión y 298 K y otro matraz de 250 cm3 contiene nitrógeno a 3 atm de presión y 298 K. Los dos matraces se conectan de forma que ambos gases ocupen el volumen total. Suponiendo que la temperatura permanece constante, calcule la presión parcial de cada gas en la mezcla final y la presión total. R: P(O2) = 0,326 atm; P(N2) = 1,010 atm; Ptotal = 1,336 atm. (Castilla y León, Junio 1.997)
  4. Sabiendo que la masa molecular del hidrógeno es 2 y la del oxígeno 32, conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Qué ocupará más volumen, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno en las mismas condiciones de presión y temperatura? b) ¿Qué tendrá más masa, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno? c) ¿Dónde habrá más moléculas, en un mol de hidrógeno o en un mol de oxígeno? R: Ocupan el mismo volumen; hay más masa en 1 mol de oxígeno; hay el mismo nº de moléculas. (Andalucía, Junio 1.998).
  5. Se dispone de tres recipientes que contienen 1 litro de CH4 gas, 2 litros de N2 gas y 1,5 litros de O3 gas, respectivamente, en las mismas condiciones de presión y temperatura. Indica razonadamente: ¿Cuál contiene mayor número de moléculas? ¿Cuál contiene mayor número de átomos? ¿Cuál tiene mayor densidad? Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16.  R: más nº de moléculas en el N2; mayor nº de átomos en el CH4: mayor densidad el O3. (Andalucía, Junio 1999).
  6. En condiciones normales de p y T, un mol de NH3 ocupa 22,4 L y contiene 6,03·1023 moléculas: a) ¿Cuántas moléculas habrá en 37 g de amoníaco a 142 ºC y 748 mm de Hg? b) ¿Cuál es la densidad del amoníaco a 142 ºC y 748 mm de Hg? Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14. R = 0,082 atm . L . K-1 . mol-1.  R: 1,31 . 1024 moléculas; 0,42 g/L. (La Rioja, Junio 2000).
  7. 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. Datos: Masas atómicas: C = 12; O = 16. . R: 3,01 . 1023 moléculas; 22 g; 9,03 . 1023 átomos. (Andalucía, Junio 2002)
  8. a) Calcule la pureza de una muestra de sodio metálico, sabiendo que cuando 4,98 g de la misma reaccionan con agua producen hidróxido de sodio y desprenden 1,4 litros de hidrógeno medidos a 25 ºC y 720 mm de mercurio de presión. b) Calcule la molaridad de la disolución de hidróxido resultante, si el volumen total de la misma es de 199 ml. Datos: Masa atómicas: H = 1; O = 16; Na =23.  R: 50,10%; 0,55 M. (Andalucía, Junio 1.997).
  9. Una disolución de 1,436 g de un hidrocarburo en 29,3 de benceno tiene un punto de congelación de 2,94 ºC. El hidrocarburo contiene un 14,37% de hidrógeno. Hallar la fórmula empírica, la fórmula molecular y dar un posible nombre para el hidrocarburo. El punto de congelación del benceno puro es de 5,5 ºC y su constante molar del punto de congelación es 5,12 ºC mol-1 kg. Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12.  R: (CH2)n; C7H14. (Castilla-La Mancha, Junio 1.997).
  10. El carbonato de magnesio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua. a) Calcule el volumen de ácido clorhídrico, de densidad 1,095 g/mL y del 20% en peso, que se necesitará para que reaccione con 30,4 g de carbonato de magnesio. b) Si en el proceso anterior se obtienen 7,4 litros de dióxido de carbono, medidos a 1 atm y 27 ºC, ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción? Datos: Masas atómicas: H = 1 ; C = 12; O = 16; Mg = 24,3; Cl = 35,5. R = 0.082 atm . L .mol-1 . K-1. R: 120 mL; 83,36%. (Aragón, Junio 1.998).
  11. Se dispone de una botella de ácido sulfúrico cuya etiqueta aporta los siguientes datos: densidad 1,84 g/cm3, y riqueza en peso, 96%. a) Señale cómo prepararía 100 mL de disolución 7 M de dicho reactivo. Indique si hay que tomar alguna precaución especial. b) Describa el material necesario. Datos: Pesos atómicos relativos: H = 1,00; O = 16,00; S = 32,07. R: 38,86 cm3 . El procedimiento y el material en la práctica de preparación de disoluciones. (Castilla y León, Junio 1.998).
  12. Al quemar 0,21 g de un compuesto que sólo contiene carbono e hidrógeno se forman 0,66 g de dióxido de carbono: a) Determina la fórmula empírica del compuesto. b) Si la densidad de este hidrocarburo es 1,87 g . L-1 a una presión de 1,03·105 Pa y a una temperatura de 273 K, deduce la fórmula molecular. c) Escribe la fórmula desarrollada de un hidrocarburo que responda a la fórmula molecular hallada y nómbralo. Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12. Constante de los gases: R = 8,3 J . mol-1 . K-1 .  R: (CH2)n; C3H6; propeno. (Cataluña, Junio 1.998).
  13. El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre (debe ser nitrato de cobre (II) -no lo dice el problema-), dióxido de nitrógeno y agua. a) Escribir la reacción ajustada. b) ¿Cuántos mL de HNO3 del 95% y densidad 1,5 g/cm3 se necesitan para que reaccionen totalmente 3,4 g de cobre? Datos: Masas atómicas en u.m.a.: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,55.  R: 9,46 mL. (Extremadura, Junio 1.998).
  14. En la reacción del aluminio con ácido clorhídrico se desprende hidrógeno. Se ponen en un matraz 30 g de aluminio del 95% de pureza y se añaden 100 mL de un ácido clorhídrico comercial de densidad 1,170 g/mL y del 35% de pureza en peso. Con estos datos calcula: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá a 25 ºC y 740 mm de Hg. Datos: Masas atómicas: H = 1; Al = 27; Cl = 35,5 . R = 0,082 atm . L. mol-1.K-1.  R: reactivo limitante: HCl; 14,09 L. (Aragón, Junio 1.999).
  15. Se hacen reaccionar 10 g de cinc metálico con ácido sulfúrico en exceso. Calcule: a) El volumen de hidrógeno que se obtiene, medido a 27 ºC y 740 mm de mercurio de presión. b) La masa de sulfato de cinc formada si la reacción tiene un rendimiento del 80%. Datos: Masas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65,4; R= 0,082 atm . L . K-1 . mol-1  R: 3,87 L; 19,74 g. (Andalucía, Junio 2000).
  16. Se mezclan 250 cm3 de una disolución de hidróxido de calcio 0,1 molar con 125 cm3 de ácido clorhídrico 0,75 molar. a) ¿Cómo se llama la reacción que se produce entre ambas especies? b) ¿Qué especie, ácido o base, queda en exceso? R: queda 0,044 moles de HCl. (Castilla-La Mancha, Junio 2000).
  17. Se hacen reaccionar 250 mL de una disolución 0,5 M de hidróxido sódico con 50 mL de una disolución 1,5 M de ácido sulfúrico. ¿Existe algún reactivo en exceso? En caso afirmativo, indíquelo y determine la cantidad del mismo que no ha reaccionado. ¿Cuántos gramos de sulfato sódico se origina en esta reacción? Datos: Masas atómicas relativas: H = 1,008; O = 16,00; Na = 22,99; S = 32, 07. (Castilla y León, Junio 2001). R: 1,23 g de H2SO4; 8,88 g.
  18. Se tiene un litro de una disolución de ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de dihidrógeno] del 98% de riqueza y densidad de 1,84 g/cm3. Calcular: a) La molaridad. b) La molalidad. c) El volumen de esa disolución de ácido sulfúrico necesario para preparar 100 mL de otra disolución del 20% y densidad 1,14 g/cm3 . Datos: Masas atómicas. H = 1; O = 16; S = 32. (Galicia, Junio 2001). R: 18,4 M; 500 m; 12,6 mL.
  19. Una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl), al 20% en masa, posee una densidad de 1,056 g·cm-3. Calcular: a) La molaridad. b) La fracción molar de soluto. Datos: Masa atómicas: H = 1; O = 16; Cl = 35,5. (Comunidad Valenciana, Junio 2001). R: 5,79 M; 0,11.
  20. El níquel reacciona con ácido sulfúrico según: 5 Ni + H2SO4 → NiSO4 + H2 a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra. b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25 ºC y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico. Datos: Masa atómica: Ni = 58,7; R = 0,082 atm. L. K-1 . mol-1. (Andalucía, Septiembre, 2002). R: 70,44 %; 8,33 L.
  21. a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y densidad 1,22 g/mL. b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0,5 L de disolución 0,25 M? Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16. (Andalucía, Septiembre 2002). R: 6,97 M; 17,9 mL.
  22. Dada la siguiente reacción química: 2AgNO3 + Cl2 → N2O5 + 2AgCl + 1/2 O2 Calcule: a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20 º C y 620 mm de mercurio. Datos: R = 0,082 atm ·L·K-1 . mol-1 . Masas atómicas: N = 14; O = 16; Ag = 108. (Andalucía, Junio 2002). R: 0,059 mol; 0,87 L.
  23. Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 15 g de compuesto se obtienen 22 g de dióxido de carbono y 9 g de agua. La densidad del compuesto en estado gaseoso, a 150 ºC y 780 mm de Hg es 1,775 g/L. Calcular la fórmula molecular del compuesto orgánico. Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. R = 0,082 atm . L / mol . K. (Cantabria, Junio 2002). R: C2H4O2.
  24. Si se parte de un ácido nítrico del 68% en peso y densidad 1,52 g/mL: a) ¿Qué volumen debe utilizarse para obtener 100 mL de ácido nítrico del 55% en peso y densidad 1,43 g/mL? b) ¿Cómo lo prepararías en el laboratorio? Datos: Masas atómicas: H = 1,008; N = 14,00: O = 16,00. (Castilla y León, Junio 2002). R: 76,2 mL.
  25. 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. Datos. Masas atómicas. N = 14; O = 16, H = 1. (Andalucía, Junio 2003) R: 67,5% ; 33,3 mL.
  26. El carbono reacciona a altas temperaturas con vapor de agua produciendo monóxido de carbono e hidrógeno. A su vez, el monóxido de carbono obtenido reacciona posteriormente con vapor de agua, produciendo dióxido de carbono e hidrógeno. Se desean obtener 89,6 litros de hidrógeno medidos en condiciones normales. a) Calcular los gramos de carbono y de vapor de agua necesarios si el vapor de agua interviene con un exceso del 50%. b) Si la mezcla gaseosa final se lleva a un depósito de 50 L a 200 ºC, calcular la presión parcial del dióxido de carbono. Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. (Cantabria, Junio 2003) R = 0,082 atmLmol-1K-1 R: 24 g de C; 108 g de H2O; 1,6 atm.
  27. Se desea preparar 250 cc de una disolución 0,29 molar de ácido clorhídrico. Para ello, se dispone de agua destilada y de un reactivo comercial de dicho ácido, cuya etiqueta, entre otros, contiene los siguientes datos: HCl, densidad 1,184 g/mL y 37,5% en peso. a) ¿Cuántos mililitros del reactivo comercial se necesitarán para preparar la citada disolución? b) Explique cómo actuará para preparar la disolución pedida y el material utilizado. Datos: Masas atómicas: H = 1,008; Cl = 35,45. (Castilla y León, Junio 2003). R: 5,9 mL.
  28. Se quema una muestra de 0,876 g de un compuesto orgánico que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, obteniéndose 1,76 g de dióxido de carbono y 0,72 g de agua. a) Determina la masa de oxígeno que hay en la muestra. b) Encuentre la fórmula empírica del compuesto. c) El compuesto en cuestión es un ácido orgánico. Justifique de qué ácido se trata y dé su fórmula. Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. (Cataluña, Junio 2003). R: 0,316 g de oxígeno; (C2H4O)n; ácido butanoico o ácido 2-metilpropanoico.
  29. Describir (material, cálculo y procedimiento) cómo se prepara en el laboratorio 100 mL de disolución 0,5 M de HCl a partir de la disolución comercial (37,5% en peso y densidad = 1,19 g/mL). (Galicia, Junio 2003). R: 4,1 mL.
  30. Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60% de carbonato de calcio con exceso de ácido clorhídrico, según: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O Calcule: a) Los gramos de cloruro de calcio obtenidos. b) El volumen de CO2 medido a 17º C y a 740 mm de Hg. Datos: R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1. (Andalucía, Septiembre 2004). Masas atómicas: C = 12; O = 16; Cl = 35,5; Ca = 40. R: 133,2 g; 29,31 L.
  31. En 10 g de Fe2(SO4)3 a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal? b) ¿Cuántos moles hay de iones sulfato? c) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno? Datos: Masas atómicas: Fe = 56; S = 32; O = 16. (Andalucía, Septiembre 2004). R: 0,025; 0,075; 1,806·1023.
  32. Una bombona de butano (C4H10) contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad calcule: a) El número de moles de butano. b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno. Datos: Masas atómicas relativas: C = 12; H = 1. (Andalucía, Junio 2004). R: 206,90 mol; 4,98·1026 átomos de C; 1,25·1027 átomos de H.
  33. Disponemos de propanol líquido puro (CH3CH2CH2OH) y de una disolución 1 M de yoduro de potasio (KI). Queremos preparar 500 cm3 de una disolución acuosa que contenga 0,04 mol . dm-3 de yoduro de potasio y 0,4 mol . dm-3 de propanol. a) Calcule los volúmenes de cada una de las disoluciones de partida que hay que utilizar para hacer esta preparación. b) Describa con detalle el procedimiento de laboratorio que debe seguirse para hacer la preparación e indique el nombre del material que debe emplearse. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; C = 12; O = 16; densidad del propanol: 0,80 g . cm-3. (Cataluña, Junio 2004). R: 20 cm3 de yoduro de potasio; 15 cm3 de propanol.
  34. El benceno (C6H6) es líquido a la temperatura ordinaria y tiene una densidad de 878 kg·m-3 . a) Escriba la reacción de combustión del benceno. b) Si quemamos 50 cm3 de benceno, calcule el volumen de aire necesario para la combustión, medido a 20 ºC y 1 atm. c) Encuentre también el número de moléculas de CO2 obtenidas en la combustión. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; C = 12; O = 16; R = 0,082 atm . L . K-1 . mol-1 = 8,31 J . K-1·mol-1; contenido de oxígeno en el aire : 20% en volumen; NA = 6,022 . 1023 mol-1. (Cataluña, Junio 2004). R: 507,09 L; 2,034 . 1024 moléculas.
  35. Una reacción para obtener bromobenceno es la siguiente: C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr Cuando se hacen reaccionar 29 mL de benceno líquido, C6H6, con un exceso de Br2, se obtienen 25 g de bromobenceno. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Datos: Densidad del benceno = 0,88 g/mL. Masas atómicas: H = 1 u; C = 12 u; Br = 78,9 u. (Extremadura, Junio 2004). R: 49,01 %.
  36. De una botella de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, del 96% en peso y densidad 1,79 g/mL, se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500 mL con agua destilada. Determine su molaridad. Datos: Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32. (Extremadura, Junio 2004). R: 0,035 mol·L-1 .
  37. El carbonato de calcio (trioxocarbonato (IV) de calcio) reacciona con el ácido clorhídrico produciéndose cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. Calcule qué cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es del 83,5% en peso, se necesita para obtener, por reacción con exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido de carbono medidos a 18 ºC y 752 mm Hg. Datos: Masas atómicas relativas: Ca = 40,1; C = 12,0; O = 16,0; R = 0,082 atm·L·mol-1K-1. (Extremadura, Junio 2004). R: 49,71 g.
  38. Disponemos de 20 mL de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico, que se neutralizan exactamente con 10 mL de hidróxido de sodio de concentración desconocida. Determine la concentración de la base describiendo con detalle el material, el indicador y las operaciones a realizar en el laboratorio. (Galicia, Junio 2004). R: 0,2 M.
  39. Se forma una disolución de cloruro de calcio disolviendo 8 gramos de la sal en 100 gramos de agua. Si la densidad es 1,05 g/mL, calcula: a) Su molaridad. b) La fracción molar de la sal. Datos: Masas atómicas: H = 1,01; O = 16,00; Cl = 35,45; Ca = 40,08. (Islas Baleares, Junio 2004). R: 0,70 M; 0,013.
  40. a) Un hidrocarburo gaseoso contenido en un matraz de 500 mL en condiciones normales pesa 0,671 gramos. Si contienen un 80% de carbono, ¿cuál es su fórmula empírica? ¿Y su fórmula molecular? b) ¿Qué volumen de oxígeno en condiciones normales es necesario para quemar 1 kg de butano? C4H10 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) Datos: Masas atómicas relativas: C = 12, H = 1. (Islas Canarias, Junio 2004). R: CH3; C2H6; 2510,34 L.
  41. Se mezcla un litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/cc y 62,7% de riqueza en peso con medio litro de ácido nítrico de densidad 1,130 g/cc y 22,38% de riqueza en peso. Calcule la molaridad de la disolución resultante, admitiendo que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16. (La Rioja, Junio 2004). R: 10,49 mol·L-1 .
  42. Determinar la concentración en moles/litro de una disolución de hidróxido de sodio sabiendo que la neutralización de 20 mL de dicha sustancia requieren la adición de 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 95% y densidad 1,83 g/mL. Datos: Masa molecular del ácido sulfúrico: H2SO4 = 98. (La Rioja, Junio 2004). R: 3,55 M.
  43. Un recipiente contiene 2 L de amoniaco a 7,6 mm Hg y 27 ºC. a) Calcule el número de moléculas que habrá en él suponiendo que en esas condiciones el amoniaco se comporta como un gas ideal. b) A continuación, disolvemos en agua a 27 ºC todo el amoniaco contenido en el recipiente anterior hasta alcanzar un volumen de 0,5 L de disolución acuosa. Calcule entonces la concentración de la disolución formada. Datos: R = 0,082 atm.L/mol . K: NA = 6,022 . 1023; Masas atómicas relativas: nitrógeno = 14,0; hidrógeno = 1,0. (Navarra, Junio 2004). R: 4,90.1020 moléculas; 1,63.10-3mol.L-1.
  44. Calcule el número de átomos contenidos en: a) 10 g de agua. b) 0,2 moles de C4H10. c) 10 L de oxígeno en condiciones normales. Datos: Masas atómicas: H = 1; O = 16. (Andalucía, Junio 2005) R: 1,00.1024 átomos; 1,69 . 1024 átomos; 5,38 . 1023 átomos.
  45. Un compuesto orgánico contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 8 g del compuesto se obtienen 15,6 g CO2 y 8 g de H2O en el análisis de los productos de la combustión. Su masa molecular es 90. Calcula: a) su fórmula empírica y b) su fórmula molecular. Datos: Masas atómicas relativas: C = 12,0; H = 1,0; O = 16. (Aragón, Junio 2005). R: (C2H5O)n; C4H10O2.
  46. El amoníaco, gas, se puede obtener calentando juntos cloruro del amonio e hidróxido de calcio sólidos. En la reacción se forman también cloruro de calcio y agua. Si se calienta una mezcla formada por 26,75 g de cloruro de amonio y 14,8 g de hidróxido de calcio, calcula: a) Cuántos litros de amoníaco, medidos a 0 °C y 1,0 atmósfera, se formarán. 10 b) Qué reactivo queda en exceso y en qué cantidad. Datos: Masas atómicas relativas: N = 14; H = 1,0; O = 16; Cl = 35,5; Ca = 40; R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1. (Aragón, Junio 2005). R: 8,95 L NH3; reactivo limitante: NH4Cl, 5,35 g
  47. La etiqueta de una botella de ácido nítrico señala como datos del mismo: densidad 1,40 kg/L y riqueza 65% en peso, además de señalar sus características de peligrosidad. a) ¿Qué volumen de la misma se necesitarán para preparar 250 cm3 de una disolución 0,5 M? b) Explica el procedimiento seguido en el laboratorio y dibuja y nombra el material necesario para su preparación. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1,008; O = 16,00; N = 14,01. (Castilla y León, Junio 2005). R: 8,66 cm3 .
  48. Se hace reaccionar una cierta cantidad de NaCl con H2SO4 según la ecuación: 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl El resultado se valora con una disolución de NaOH 0,5 M, consumiéndose 20 mL de ésta. ¿Cuántos gramos de NaCl reaccionaron? Dolos: Masas atómicas relativas: Cl = 35,5; Na = 23,0. (Extremadura, Junio 2005). R: 0,585 g.
  49. Una muestra de 1,268 gramos de cinc del 95% de pureza se trató con un exceso de una disolución 0,65 M de ácido sulfúrico a 60 °C. ¿Qué volumen se desprendió de hidrógeno en condiciones normales? Datos: Ar (Zn) = 65,39. (Islas Baleares, Junio 2005). R: 0,413 L.
  50. Disponemos de un recipiente de 5 L que contiene oxígeno a 5 atm de presión y de otro recipiente de 20 L que contiene nitrógeno a 3 atm, ambos a 20 °C. A continuación, conectamos los dos recipientes. Explica qué ocurrirá: ¿El nitrógeno pasa al recipiente del oxígeno? ¿El oxígeno pasa al del nitrógeno? Calcula la presión del conjunto una vez conectados a 20 °C, así como las presiones parciales de ambos gases. Datos: R = 0,082 atm . L/mol . K. Masas atómicas: nitrógeno = 14,0; oxígeno = 16,0. (Navarra, Junio 2005). R: 3,4 atm; 1,0 atm, 2,4 atm.
  51. El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de bario según la reacción: H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) + 2HCl (aq) Calcula: 11 a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico, de densidad 1,84 g/mL y 96% en peso de riqueza, necesario para que reaccionen totalmente 21,6 g de cloruro de bario. b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá. Datos: Masas atómicas: H = 1; S = 32; O = 16; Ba = 137,4; Cl = 35,5. (Andalucía, junio 2006). R: 5,8 mL; 24,19 g.
  52. 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 sólo contiene magnesio y nitrógeno. Determina la fórmula empírica de este compuesto. Datos: Masas molares: M (Mg) = 24,3 g/mol; M (N) = 14,0 g/mol. (Aragón, junio 2006). R : Mg3N2.
  53. Para determinar la riqueza de una partida de cinc se tomaron 50,0 g de una muestra homogénea y se trataron con ácido clorhídrico del 37% en peso y densidad 1,18 g/mL, consumiéndose 126 mL de ácido. La reacción del cinc con el ácido clorhídrico produce cloruro de cinc e hidrógeno (H2). Calcula: a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico. b) El porcentaje de cinc en la muestra. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1,00, Cl = 35,45; Zn = 65,37. (Castilla y León, junio 2006). R: 11,98 M; 98,66%.
  54. En 0,73 g de una amida hay 4,22·1022 átomos de hidrógeno, 0,36 g de carbono, 0,01 átomo-gramo (término en desuso) o mol de átomos de oxígeno y el resto de nitrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular de esta amida? Datos: Masas atómicas: C = 12,0; O = 16,0; N = 14,0; H = 1,0; Número de Avogadro: 6,023·1023. (Extremadura, junio 2006). R: C3H7NO.
  55. Deseas preparar en el laboratorio un litro de disolución de ácido clorhídrico 1 M a partir del producto comercial que es del 36 % en peso y que tiene una densidad de 1,18 g/mL. Calcula el volumen de ácido concentrado que debes medir, describe el procedimiento a seguir y el material a utilizar. Datos: Masas atómicas: del H = 1,0; Cl = 35,5. (Galicia, junio 2006). R: 85,9 mL.
  56. Al añadir agua a 80 g de carburo cálcico, CaC2, se forma hidróxido cálcico y acetileno (etino) gaseoso. ¿Qué volumen de oxígeno, a 20 ºC y 747 mmHg se consumirá en la combustión del acetileno formado? Datos: Ca = 40,1; C = 12; H = 1. (Islas Baleares, junio 2006). R: 76,27 L.
  57. Se desean preparar 200 mL de ácido clorhídrico, HCl, 0,4 M a partir de un ácido comercial de 1,18 g/mL de densidad y una riqueza del 36,2 % en peso. Calcula: a) La molaridad del ácido comercial. b) ¿Cuántos mL de ácido comercial se necesitan? c) ¿Cuántos mL de hidróxido de sodio 0,15 M neutralizan a 5 mL de ácido clorhídrico 0,4 M? Datos: Masas atómicas relativas: Cl = 35,5; H = 1. (Islas Canarias, junio 2006). R: 11,70 M; 6,8 mL; 13,3 mL.
  58. Un compuesto orgánico está formado únicamente por carbono, hidrógeno y azufre. a) Determina su fórmula empírica si cuando se queman 3 g del mismo se obtienen 6,00 g de dióxido de carbono y 2,46 g de agua. b) Establece su fórmula molecular si cuando se vaporizan 1,5 g de dicho compuesto, ocupan un volumen de 1,13 L, medidos a 120 ºC y 0,485 atm. Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; S = 32; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1 . (Murcia, junio 2006). R: C4H8S; C4H8S.
  59. En un motor de gas se hacen reaccionar, a 200 ºC y 2 atm, 1,2 L de metano con 10,8 L de aire (contenido de oxígeno en el aire: 20% en volumen), produciéndose la reacción sin ajustar: CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) Calcula: a) El reactivo que está en exceso y la masa de él que no reacciona. b) El volumen de dióxido de carbono desprendido por el escape, medido a 200 ºC y 2 atm. Datos: Masas atómicas: O = 16,0; C = 12,0; H = 1,0; R = 0,082 atm·L·mol-1K-1. (Navarra, junio 2006). R: metano; 0,099 g; 1,08 L.
  60. Un compuesto orgánico contiene C, H y O. Por combustión completa de 0,219 g del mismo se obtienen 0,535 g de dióxido de carbono y 0,219 g de vapor de agua. En estado gaseoso, 2,43 g de este compuesto ocupa un volumen de 1,09 L a la temperatura de 120 ºC y a la presión de 1 atm. Determina: a) La fórmula empírica del compuesto. b) Su fórmula molecular. c) Nombra, al menos, dos compuestos compatibles con la fórmula molecular obtenida. Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; R = 0,082 atm·L·mol-1 . K-1 . (Comunidad Valenciana, junio 2006). R: C4H8O; C4H8O.
  61. Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2, se produce hidróxido del calcio, Ca(OH)2, y etino o acetileno, C2H2. Calcula cuántos gramos de carburo cálcico y de agua se necesitan para obtener 4,1 L de acetileno a 27 °C y 760 mm de presión. Datos: Masas atómicas: H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0; Ca = 40,0. R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1. (Extremadura, junio 2007). R: 10,67 g; 6 g.
  62. En la etiqueta de un frasco comercial de ácido clorhídrico se especifican los siguientes datos: 35 % en peso y densidad 1,18 g/mL. Calcula: a) El volumen de la disolución necesario para preparar 300 mL de ácido clorhídrico 0,3 M. b) El volumen de hidróxido de sodio 0,2 M necesario para neutralizar 100 mL de la disolución 0,3 M de ácido clorhídrico. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; Cl = 35,46. (Islas Baleares, junio 2007). R: 7,9 mL; 150 mL.
  63. Se toman 100 mL de una disolución de ácido nítrico del 42% de riqueza en peso y 1,85 g/mL de densidad, y se diluyen hasta un volumen de 1 L de disolución. La densidad de la disolución resultante es de 0,854 g/mL. a) Calcula la fracción molar del ácido nítrico en la disolución resultante. b) Calcula la molalidad de la disolución resultante. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16. (La Rioja, junio 2007). R: 0,03; 1,58 m.
  64. Un recipiente de 1 litro de capacidad se encuentra lleno de gas amoniaco a 27º C y 0,1 atmósferas. Calcula: a) La masa de amoniaco presente. b) El número de moléculas de amoniaco en el recipiente. c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene. Datos: R = 0,082 atm. L K-1·mol-1. Masas atómicas: N = 14; H = 1. (Andalucía, junio 2008). R: 0,07 g; 2,45·1021 moléculas; 2,45·1021 átomos; 7,34·1021 átomos.
  65. 66.- (117) Al quemar una muestra de un hidrocarburo, se forman 7,92 g de dióxido de carbono y 1,62 g de vapor de agua. La densidad de este hidrocarburo gaseoso es 0,82 g . dm-3 a 85 °C y 700 mmHg. a) Determina la fórmula empírica del hidrocarburo. b) Determina su fórmula molecular. Datos: Masas atómicas: carbono: 12; oxígeno: 16; hidrógeno: 1. R = 0,082 atm·L·mol-1K-1. (Aragón, junio 2008). R: CH; C2H2.
  66. Se tienen dos recipientes de idéntico volumen; uno contiene CCl4(g), y el otro O2 (g) ambos a la misma presión y temperatura. Explica razonadamente si son ciertas o falsas las siguientes proposiciones (puedes hacerlo de modo individualizado o globalmente): a) El peso del vapor de CCl4 es igual al peso de O2. b) El número de moléculas de CCl4 es 2,5 veces mayor que el número de moléculas de oxígeno. c) El número total de átomos es el mismo en cada recipiente. (Cantabria, junio 2008). R; Todas falsas.
  67. Se mezclan 20 gramos de cinc puro con 200 mL de ácido clorhídrico 6 M. Cuando termina el desprendimiento del hidrógeno: a) ¿Qué quedará en exceso, cinc o ácido? ¿Cuántos moles? b) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 27 °C y a la presión de 760 mm de mercurio, se habrá desprendido? Datos: Masas atómicas: Zn = 65,38 g. (Islas Baleares, junio 2008). R: Sobra 0,59 mol de HCl; 7,53 L.
  68. Se toman 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico concentrado del 92% de riqueza en peso y de densidad 1,80 g/mL y se diluye con agua hasta 100 mL. Calcula; a) La molaridad de la disolución concentrada. b) La molaridad de la disolución diluida. (Islas Baleares, junio 2008). R: 16,90 M; 0,34 M.
  69. Se tienen 0,156 g de una muestra de una aleación de cinc y aluminio. El tratamiento de la misma con ácido sulfúrico conduce a la formación de los correspondientes sulfatos metálicos e hidrógeno, obteniéndose 150 mL de hidrógeno gas medidos a 27 °C y 725 mm Hg. a) Calcula la composición de la aleación de partida. b) Calcula la masa de ácido sulfúrico necesaria para reaccionar con el aluminio contenido. Datos: Masas atómicas: H = 1; S = 32; O = 16; Zn = 65,4; Al = 27. 1 atm = 760 mm Hg. (La Rioja, junio 2008). R: 0,071 g Zn; 0,085 g Al; 0,464 g H2SO4.
  70. Ordena las siguientes cantidades de materia según el número de átomos que contengan: a) 3,4 g de hierro, b) 8,8 L de nitrógeno medidos a 25 °C y 1,4 atmósferas, c) 0,05 moles de sacarosa (C12H22O11), d) 2,6 mL de bromo (líquido, cuya densidad a 20 °C es 3119 kg/m3 ). Datos: R = 0,082 atmL/molK; NA = 6,02 • 1023 . Masas atómicas: bromo = 79,9, hierro = 55,85, oxígeno = 16,0, nitrógeno = 14,0, carbono = 12,0, hidrógeno = 1,0. (Navarra, junio 2008). 15 R: a < d < b < c.
  71. a) Calcula la concentración molar de una disolución acuosa de cloruro de sodio cuyo contenido en sal es de 1% en peso y tiene una densidad del 1005 kg/m3. b) Deduce, además, la concentración molar de una disolución formada al mezclar 35 mL de la disolución anterior con 50 mL de otra disolución acuosa de cloruro de sodio 0,05 M. Supón que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas: cloro: 35,45, sodio = 23,0. (Navarra, junio 2008). R: 0,172 M; 0,10 M.
  72. a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de sacarosa, C12H22O11? b) Determina la masa en kilogramos de 2,6·1020 moléculas de NO2. c) Indica el número de átomos de nitrógeno que hay en 0,76 g de NH4NO3. Datos. Masas atómicas relativas: O = 16; N = 14; H = 1. (Andalucía, junio 2009). R: 18 mol; 1,99 . 10-5 kg; 1,14·1022 átomos.
  73. Se quiere preparar una disolución de H2SO4 del 20% y densidad 1,14 g/cm3 a partir de una disolución concentrada del 98% y densidad 1,84 g/cm3. a) Determina la molaridad de la disolución concentrada. b) Calcula la cantidad, en volumen, de H2SO4 concentrado que hay tomar para preparar 100 mL de la disolución diluida. c) Escribe cómo procederías en la preparación de la disolución diluida citando el material de laboratorio que usarías. Datos: Masas atómicas: H = 1,008; O = 16,00; S = 32,07. (Castilla y León, junio 2009). R: 18,38 M; 12,64 mL.
  74. El carbonato de magnesio reacciona con ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua, a) Calcula el volumen de ácido clorhídrico, de densidad 1,16 g/cm3 y 32% en peso, que se necesitará para que reaccione con 30,4 g de carbonato de magnesio. b) Si en el proceso anterior se obtienen 7,6 litros de dióxido de carbono, medidos a 1 atm y 27 °C, ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción? Datos: Masas atómicas: H = 1,008; C = 12,01; O = 16,00; Mg = 24,31; Cl = 35,45; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1. (Castilla y León, junio 2009). R: 70,82 cm3 ; 85,69%.
  75. A un vaso de precipitados que contiene 7,6 g de aluminio se le añaden 100 mL de un HCl comercial del 36% en peso y densidad 1,18 g/cm3 , obteniéndose AlCl3 y H2. a) Indica cuál es el reactivo limitante. 16 b) Calcula qué volumen de hidrógeno se obtiene si el proceso se realiza a 25 °C y 750 mm de Hg. Datos: Masas atómicas: H = 1; Al = 26,7; Cl = 35,5; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1. (Extremadura, junio 2009). R: Al; 10,57 L.
  76. El níquel reacciona con el ácido sulfúrico según: Níquel + ácido sulfúrico → sulfato de níquel (II) + hidrógeno a) Una muestra de 3 gramos de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcula el porcentaje de níquel en la muestra. b) Calcula el volumen de hidrógeno desprendido, a 25 °C y 1 atm, cuando reaccionan 20 gramos de níquel puro con un exceso de sulfúrico. Datos: Masa atómica del Ni = 58,7. (Islas Baleares, junio 2009). R: 70,44%; 8,33 L.
  77. La reacción de hierro con ácido sulfúrico concentrado conduce a la formación de sulfato de hierro (II) sólido e hidrógeno gas. Si se hace reaccionar 5,0 g de hierro con 5,0 mL de ácido sulfúrico concentrado del 95% de riqueza en peso y 1,98 g·mL-1 de densidad: a) Escribe y ajusta la reacción que tiene lugar. b) Determina cuál es el reactivo limitante y cuál es el que se encuentra en exceso. c) Calcula la masa de hidrógeno que se formará y cuál es el volumen que ocupará dicho gas medido a 30 °C y 2,5 atmósferas de presión Datos: Ar(H) = 1; Ar(O) = 16; Ar(S) = 32; Ar(Fe) = 55,8; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1. (La Rioja, junio 2000). R: 0,90 mol H2; 0,89 L de H2.
  78. Se hacen reaccionar 2 g de aluminio del 80% de pureza con 200 mL de ácido clorhídrico 0,5 M para dar tricloruro de aluminio e hidrógeno. a) Deduce cuál es el reactivo limitante en el proceso descrito y el exceso en moles del otro reactivo. b) Calcula el volumen de hidrógeno obtenido medido a 25 °C y 780 torr. Datos: 1 atm = 760 torr, R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1; masas atómicas relativas: cloro = 35,5; aluminio = 27,0; hidrógeno = 1. (Navarra, junio 2009). R: Sobra 0,03 mol de Al; 1,19 L.
  79. La urea, CO(NH2)2, es un compuesto de gran importancia industrial en la fabricación de fertilizantes. Se obtiene haciendo reaccionar amoniaco, NH3, con dióxido de carbono, CO2, de acuerdo con la reacción (no ajustada): NH3 + CO2 → CO(NH2)2 + H2O Calcula: a) La cantidad de urea (en gramos) que se obtendría al hacer reaccionar 30,6 gramos de amoniaco y 30,6 gramos de dióxido de carbono. b) La cantidad (en gramos) del reactivo inicialmente presente en exceso que permanece sin reaccionar una vez que se ha completado la reacción anterior. c) La cantidad (en kg) de amoniaco necesaria para producir 1000 kg de urea al reaccionar con un exceso de dióxido de carbono. Datos. Masas atómicas relativas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16. (Comunidad Valenciana, junio 2009) E: 41,73 g; 6,95 g; 566,67 kg.

FUENTE: http://www.escritoscientíficos.es

Disoluciones

por | May 20, 2020 | NIVEL INTERMEDIO

Disolución

Proceso de disolución de la sal común

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias químicas diferentes. El término “homogénea” indica que la mezcla es uniforme a la observación visual directa o al microscopio; las partículas de la mezcla tienen tamaños del orden molecular (inferior al nanómetro); y la distribución de las partículas no tiene orden alguno.

En una disolución podemos distinguir como componentes el disolvente, que es el que se encuentra en mayor cantidad o proporción, y el o los solutos, que son los componentes que se encuentran en menor proporción (se dice del soluto que es la sustancia que se disuelve o se dispersa en el disolvente).

Nos interesan especialmente las disoluciones en las que el disolvente es agua. Estas disoluciones, según la proporción de sus componentes se pueden clasificar (cualitativamente) en:

    • Diluidas: la proporción de soluto es pequeña respecto a la de disolvente.
    • Concentradas: la proporción de soluto es grande respecto a la de disolvente.
    • Saturadas: la disolución, a la temperatura a la que se encuentra, ya no admite más cantidad de soluto, es decir, la proporción de soluto respecto a la cantidad de disolvente es la máxima.

Se define la solubilidad de un soluto en un disolvente como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura determinada. Referida al agua, la solubilidad se suele expresar en gramos de soluto disueltos en 100 mililitros de agua a una temperatura de 20 ºC.

Tal como se ha definido una disolución saturada, la cantidad de soluto disuelta en dicha disolución es su solubilidad a la temperatura a la que se encuentre. Cualquier adición posterior de soluto a una disolución saturada hace que éste no se disuelva, estableciéndose un equilibrio entre el soluto no disuelto y el que sí se encuentra disuelto.

En general (no siempre), al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad. Esta circunstancia permite conseguir disoluciones sobresaturadas, es decir, que contienen más soluto disuelto que el que viene establecido por su solubilidad a la temperatura considerada.

Para ello sólo hay que disolver el soluto hasta saturación en agua muy caliente; si se deja enfriar lentamente, la disolución resultante contendrá cada vez más soluto del que debería contener según su solubilidad a la temperatura considerada, la disolución estará sobresaturada. Las disoluciones sobresaturadas son inestables pues con facilidad suele aparecer en el seno de la disolución (precipita) la cantidad de soluto que haya en exceso.

Vamos a utilizar los siguientes subíndices y símbolos para expresar las distintas formas de indicar la concentración de una disolución.

SUBÍNDICES

    • s = Soluto. Para un caso concreto se puede cambiar por la fórmula química del mismo.
    • d = Disolvente. Para un caso concreto se puede cambiar por la fórmula química del mismo.
    • D = Disolución. Se refiere a la mezcla de soluto (s) y disolvente.

MAGNITUDES

    • n = Número de moles.
    • V = Volumen. Normalmente en litros.
    • m = Masa. Normalmente en gramos
    • Mm = Masa molar de una sustancia. Para un caso concreto se puede cambiar el subíndice por la fórmula química de la sustancia.

Tanto por ciento en masa (%m/m)

Es el número de gramos de soluto disueltos en 100 g de disolución,

\fn_cm \small \%_{m/m}=\frac {m_s}{m_s+m_d}\cdot 100= \frac {m_s}{m_D}\cdot 100

En esta expresión las masas suelen ir en gramos, pero pueden ir en cualquier unidad siempre que se use la misma para todas las masas que aparecen en la expresión.

Si no se multiplica por 100 en la expresión, se trata del tanto por uno en masa.

Tanto por ciento masa-volumen (%m/V)

Es el número de gramos de soluto disueltos en 100 cm3 de disolución.

\fn_cm \small \%_{m/V}=\frac {V_s}{V_s+V_d}\cdot 100= \frac {V_s}{V_D}\cdot 100

En esta expresión la masa debe ir en gramos y el volumen en mililitros (mL, cm3)

Gramos por litro (cg/L)

Es el número de gramos de soluto disueltos en un litro de disolución.

\fn_cm \small c_{g/L}=\frac{m_s}{V_D}

En esta expresión la masa debe ir en gramos y el volumen en litros. Es una forma de expresar la concentración que se puede confundir, por sus unidades, con una densidad.

Molaridad (M, c, o también [ ])

Es el número de moles de soluto disueltos en un litro de disolución.

\small \fn_cm \small Molaridad=\frac{moles\ soluto}{Volumen\ disoluci\acute on\ en \ litros}

\fn_cm \small M=\frac{n_s}{V_D}\ o \ bien;\ c=\frac {n_s}{V_D} \ o \ bien;\ [ \ ]=\frac{n_s}{V_D}

Donde:

\fn_cm \small n_s=\frac{m_s}{M_m}

Por tanto la unidad de la molaridad es moles/L, aunque también se puede poner simplemente una M.

Por ejemplo, si indicamos que:

\fn_cm \small c= 2,5 \ M \rightarrow c=2,5 \ moles/L

es una disolución que contiene 2,5 moles de soluto por cada litro de disolución.

Fracción molar (X)

La fracción molar de soluto (Xs) representa la razón entre el número de moles de soluto y el número de moles totales (de soluto y disolvente).

\fn_cm \small X_s=\frac{moles\ de \ soluto}{moles\ de\ soluto+\ moles\ de\ disolvente}=\frac{n_s}{n_s+n_d}

La fracción molar de disolvente (Xd) representa la razón entre el número de moles de disolvente y el número de moles totales.

\fn_cm \small X_d=\frac{moles\ de \ disolvente}{moles\ de\ soluto+\ moles\ de\ disolvente}=\frac{n_d}{n_s+n_d}

es evidente que:

\fn_cm \small X_s+X_d=1

Molalidad (m)

Es el número de moles de soluto por cada kilogramo de disolvente.

\fn_cm \small M=\frac{moles\ de\ soluto}{masa \ de \ disolvente \ en\ kg}

\fn_cm \small m=\frac {n_s}{m_d}\rightarrow unidad: \ moles/kg

La molaridad no suele ser muy utilizada, aunque su principal ventaja respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión.

Normalidad (m)

Es el número de equivalentes de soluto disueltos en un litro de disolución.

\small \fn_cm \small Normalidad=\frac{equivalentes\ soluto}{Volumen \ disoluci\acute on\ (L)}=\frac{eq}{V}=\frac{\frac{m_s}{P_{eq}}}{V}

donde eq es el número de equivalentes de soluto; V, es el volumen de disolución en litros; ms es la masa de soluto y Peq es:

\fn_cm \small Peso \ equivalente=P_{eq}=\frac{Masa\ molecular \ soluto}{n}

donde n es un número que dependerá del tipo de compuesto. Se le suele llamar “valencia del compuesto”. Concretamente, si nos centramos en las sustancias de carácter ácido, básico y en las sales, nos interesa saber que: En un ácido, n es el número de hidrógenos que dicho ácido puede liberar. Ejemplos:

\fn_cm \small P_{eq}(HCl)=\frac{36,6}{1}=36,5\ g/eq

\fn_cm \small P_{eq}(H_2SO_4)=\frac{98}{2}=49\ g/eq

En los hidróxidos, n es el número de grupos hidroxilo que el hidróxido puede liberar. Por ejemplo:

\fn_cm \small P_{eq}(NaOH)=\frac{40}{1}=40\ g/eq

\fn_cm \small P_{eq}\ Ca(OH)_2=\frac{74}{2}=37\ g/eq

En las sales, n es el producto de las cargas del anión y catión que forman la sal. Por ejemplo:

\fn_cm \small P_{eq}\ CaCl_2=\frac{111}{2}=55,5\ g/eq

En las sales, n es el producto de las cargas del anión y catión que forman la sal. Por ejemplo:

\fn_cm \small P_{eq}\ Fe_2(SO_4)_3=\frac{400}{6}=66,7\ g/eq

pues la carga del catión férrico es 3+ y la del sulfato es 2–.

 Se dispone de una disolución de ácido clorhídrico cuya riqueza es del 35%m/m y 1’18 g/cm3 de densidad. Determina la molaridad, fracción molar de soluto y disolvente, % m/v y molalidad de la disolución.

SOLUCIÓN

Un litro de disolución, de acuerdo con los datos del problema, tiene una masa de 1180 gramos.

\small \fn_cm \small \small masa\ disoluci\acute on=\frac{ 1,18 \ {g\ disoluci\acute on}}{1\ \cancel{cm^3\ disoluci\acute on}}\cdot \frac{1000\ \cancel {cm^3\ disoluci\acute on}} {\cancel {1\ L\ disoluci\acute on}} \cdot \cancel{1\ L\ disoluci\acute on}

\small \fn_cm \small \small masa\ disoluci\acute on=1180 \ g

Con el dato del porcentaje en masa podemos saber cuánto soluto (HCl) hay en un litro:

\fn_cm \small m_{HCl}=1180\ \cancel{g \ disoluci\acute on} \cdot \frac{35 \ g\ HCl}{100 \ \cancel{g \ disoluci\acute on}}=413\ g\ HCl

Podemos averiguar ya el porcentaje masa-volumen:

\small \fn_cm \small \small \%_{m/V}=\frac {m_{HCl}}{V_{disoluci\acute on}}\cdot 100=\frac {413\ g \ HCl}{1000\ cm^3\ disoluci\acute on}\cdot 100=41,3\%_{m/V}

Calcularemos ahora los moles de soluto presentes en la disolución (Mm (HCl) = 36’5 g/mol)

\fn_cm \small \small n_{HCl}=\frac{m_{HCl}}{M_{HCl}}=\frac{413 \ g \ HCl}{36,5 \ g\ HCl/mol\ HCl}=11,32\ moles\ HCl

La molaridad de la disolución es, por tanto:

\fn_cm \small \small M=\frac {n_{HCl}}{V_D}=\frac {11,32\ moles\ HCl}{1\ L }=11,32 \ moles\ HCl/L

Para calcular la fracción molar de soluto y disolvente necesitamos conocer el número de moles de disolvente (agua, Mm = 18 g/mol). Si la disolución, un litro, pesa 1180 g y de ellos 413 g son de ácido clorhídrico, el resto es disolvente, es decir:

\fn_cm \small m_{H_2O}=1180 \ g\ disoluci\acute on - 413\ g\ HCl=767\ g\ H_2O

\fn_cm \small \small n_{H_2O}=767 \cancel {g \ H_2O} \cdot \frac{1\ mol \ H_2O}{18 \cancel {\ g \ H_2O}}=42,61\ moles\ H_2O

Ya podemos calcular las fracciones molares:

\fn_cm \small \small X_{HCl}=\frac{n_{HCl}}{n_{HCl}+n_{H_2O}}=\frac{11,32}{11,32+42,61}=0,21

\fn_cm \small X_{H_2O} =1-X_{HCl}=1-0,21=0,79

También podemos calcular la molalidad pues sabemos que 1 litro de disolución tiene 767 gramos de disolvente y contiene 11’32 moles de soluto:

\fn_cm \small \small m=\frac{11,32}{0.767}=14,76\ moles/kg=14,76 \ m

Prepara una disolución 0’15 M de hidróxido sódico en agua, disponiendo para ello de un matraz de 100 ml e hidróxido sódico comercial en forma de lentejas de una riqueza del 95%.

SOLUCIÓN

En primer lugar hay que calcular la cantidad de hidróxido sódico en gramos que se necesita para obtener la disolución de concentración deseada. Puesto que la masa molecular del NaOH es 40 g/mol,

\fn_cm \small \small M=\frac{m_s/M_m}{V_D}

\fn_cm \small \small m_s=M\cdot V_D\cdot M_m

\fn_cm \small \small m_{NaOH}=0,15\ \frac{\cancel{mol\ NaOH}}{\cancel L} \cdot 0,1\ \cancel L \cdot 40\ \frac{g\ NaOH}{\cancel{mol\ NaOH}}=0,60 \ g \ de \ NaOH

Pero el hidróxido sódico comercial está impurificado, y, como lo que necesitamos es una cantidad de 0’60 g de NaOH puro, entonces se precisa una cantidad mayor, de forma que:

\fn_cm \small \small masa\ NaOH\ impuro=0,60 \ \cancel{g\ NaOH\ puro}\cdot\frac{100\ g\ NaOH\ impuro}{95 \ \cancel{g\ NaOH\ puro}}=0,63 \ g \ NaOH\ impuro

  • Para preparar la disolución se pesa en una balanza de precisión 0’63 g de NaOH comercial, depositándolo en un vidrio de reloj, que previamente habremos tarado. A continuación, se vierte el NaOH con un embudo en el matraz aforado, lavándolo después con agua destilada, para arrastrar los restos de NaOH dentro del matraz.

Posteriormente, se añade agua destilada en el matraz y se agita para favorecer el proceso de disolución. Una vez disuelto el hidróxido sódico, se llena el matraz aforado con agua destilada hasta el enrase que indica los 100 ml y, de esta manera, se obtienen 100 ml de una disolución de NaOH 0’15 M.

  • Alternativamente: se pesa en una balanza de precisión 0’63 g de NaOH comercial, depositándolo en un vaso de precipitados de 100 ml, que previamente habremos tarado.

A continuación se añade al vaso un poco de agua destilada (siempre menos de la que teóricamente debe contener el matraz de 100 ml) y se disuelve el NaOH.

Una vez disuelto se pasa la mezcla al matraz aforado, se lava el vaso de precipitados varias veces con un poco de agua destilada y se recogen todas estas aguas de lavado en el matraz aforado.

Finalmente, se llena el matraz aforado con agua destilada hasta el enrase que indica los 100 ml. En este procedimiento hay que tener cuidado en que la cantidad de agua utilizada en la disolución y en los lavados no exceda de la necesaria para enrasar el matraz.

Prepara 250 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico 0’3 M, sabiendo que el frasco del laboratorio del HCl tiene las siguientes indicaciones: densidad 1’18 g/cm3 y riqueza del 35%.

SOLUCIÓN

En un problema resuelto anterior hemos determinado que el frasco de HCl del laboratorio con las especificaciones que da el enunciado tiene una molaridad de 11’32 M. En realidad, lo que se va a hacer es diluir la disolución del laboratorio hasta conseguir 250 cm3 de HCl 0’3 M.

Como el número de moles de soluto de la disolución final es el mismo que el número de moles de soluto de la porción que cogemos de la disolución comercial podemos utilizar la siguiente expresión:

\fn_cm \small \small n_1=n_2

\fn_cm \small \small M_1\cdot V_1=M_2\cdot V_2

donde M1 y V1 son, respectivamente, la molaridad de la disolución y el volumen de la disolución de partida (la disolución concentrada). M2 y V2 son, por tanto, la molaridad y el volumen de la disolución diluida. En nuestro caso:

\fn_cm \small \small 11,32 \ \cancel{mol/L} \cdot V_1=0,3 \ \cancel {mol/L} \cdot 250\ cm^3

de donde,

\fn_cm \small \small V_1 = 6,6 \ cm^3

De esta forma, se miden con una pipeta graduada, perfectamente limpia y seca, 6’6 cm3 del ácido clorhídrico del frasco, se vierten luego en el matraz aforado y se completa el volumen con agua destilada hasta enrasar a 250 cm3, para obtener así 250 cm3 de una disolución HCl 0’3 M.

Es conveniente que al verter el ácido en el matraz aforado ya hubiera en este una buena cantidad de agua destilada con objeto de verter el ácido sobre el agua (si se vierte primero el ácido en el matraz, luego el agua caerá sobre el ácido).

Esta operación es importante con algunos ácidos como el sulfúrico pues la reacción de este ácido con el agua es muy exotérmica y se pueden producir proyecciones de ácido y fuertes calentamientos del matraz al caer lar primeras gotas de agua.

  1. Se dispone de una botella de ácido sulfúrico cuya etiqueta aporta los siguientes datos: densidad 1,84 g/mL y riqueza en peso, 96%. a) Señale cómo prepararía 100 mL de disolución 7 M de dicho reactivo. Indique si hay que tomar alguna precaución especial. b) Describa el material necesario. Datos: Pesos atómicos relativos: H = 1,00; O = 16,00; S = 32,07. (Castilla y León, Junio 1.998) R: 38,86 mL. El procedimiento y el material en la práctica de preparación de disoluciones.
  2. El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre (debe ser nitrato de cobre (II) -no lo dice el problema)  dióxido de nitrógeno y agua. a) Escribir la reacción ajustada. b) ¿Cuántos mL de HNO3 del 95% y densidad 1,5 g/mL se necesitan para que reaccionen totalmente 3,4 g de cobre? Datos: Masas atómicas en u.m.a.: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,55. (Extremadura, Junio 1.998) R: 9,46 mL.
  3. Se tiene un litro de una disolución de ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de dihidrógeno] del 98% de riqueza y densidad de 1,84 g/mL. Calcular: a) La molaridad. b) La molalidad. c) El volumen de esa disolución de ácido sulfúrico necesario para preparar 100 mL de otra disolución del 20% y densidad 1,14 g/mL. Datos: Masas atómicas. H = 1; O = 16; S = 32. (Galicia, Junio 2001) R: 18,4 M; 500 m; 12,6 mL.
  4. Una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl), al 20% en masa, posee una densidad de 1,056 g/mL. Calcular: a) La molaridad. b) La fracción molar de soluto. Datos: Masa atómicas: H = 1; O = 16; Cl = 35,5. (Comunidad Valenciana, Junio 2001) R: 5,79 M; 0,11.
  5. a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y densidad 1,22 g/mL. b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0,5 L de disolución 0,25 M? Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16. (Andalucía, Septiembre 2002) R: 6,97 M; 17,9 mL.
  6. Si se parte de un ácido nítrico del 68% en peso y densidad 1,52 g/mL. a) ¿Qué volumen debe utilizarse para obtener 100 mL de ácido nítrico del 55% en peso y densidad 1,43 g/mL? b) ¿Cómo lo prepararías en el laboratorio? Datos: Masas atómicas: H = 1,008; N = 14,00: O = 16,00. (Castilla y León, Junio 2002) R: 76,2 mL.
  7. 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. Datos. Masas atómicas. N = 14; O = 16, H = 1. (Andalucía, Junio 2003) R: 67,5% ; 33,3 mL.
  8. Se desea preparar 250 cc de una disolución 0,29 molar de ácido clorhídrico. Para ello, se dispone de agua destilada y de un reactivo comercial de dicho ácido, cuya etiqueta, entre otros, contiene los siguientes datos: HCl, densidad 1,184 g/mL y 37,5% en peso. a) ¿Cuántos mililitros del reactivo comercial se necesitarán para preparar la citada disolución? b) Explique cómo actuará para preparar la disolución pedida y el material utilizado. Datos: Masas atómicas: H = 1,008; Cl = 35,45. (Castilla y León, Junio 2003) R: 5,9 mL.
  9. Describir (material, cálculo y procedimiento) cómo se prepara en el laboratorio 100 mL de disolución 0,5 M de HCl a partir de la disolución comercial (37,5% en peso y densidad = 1,19 g/mL). (Galicia, Junio 2003) R: 4,1 mL.
  10. De una botella de ácido sulfúrico concentrado, del 96% en peso y densidad 1,79 g/mL, se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500 mL con agua destilada. Determine su molaridad. Datos: Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32. (Extremadura, Junio 2004) R: 0,035 mol/L.
  11. Se forma una disolución de cloruro de calcio disolviendo 8 gramos de la sal en 100 gramos de agua. Si la densidad es 1,05 g/mL, calcula: a) Su molaridad. b) La fracción molar de la sal. Datos: Masas atómicas: H = 1,01; O = 16,00; Cl = 35,45; Ca = 40,08. (Islas Baleares, Junio 2004) R: 0,70 M; 0,013.
  12. Se mezcla un litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/cc y 62,7% de riqueza en peso con medio litro de ácido nítrico de densidad 1,130 g/cc y 22,38% de riqueza en peso. Calcule la molaridad de la disolución resultante, admitiendo que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16. (La Rioja, Junio 2004) R: 10,49 mol/L.
  13. Deseas preparar en el laboratorio un litro de disolución de ácido clorhídrico 1 M a partir del producto comercial que es del 36 % en peso y que tiene una densidad de 1,18 g/mL. Calcula el volumen de ácido concentrado que debes medir, describe el procedimiento a seguir y el material a utilizar. Datos: Masas atómicas: del H = 1,0; Cl = 35,5. (Galicia, junio 2006) R: 85,9 mL.
  14. Se toman 100 mL de una disolución de ácido nítrico del 42% de riqueza en peso y 1,85 g/mL de densidad, y se diluyen hasta un volumen de 1 L de disolución. La densidad de la disolución resultante es de 0,854 g/mL. a) Calcula la fracción molar del ácido nítrico en la disolución resultante. b) Calcula la molalidad de la disolución resultante. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16. (La Rioja, junio 2007) R: 0,03; 1,58 m.
  15. a) Calcula la concentración molar de una disolución acuosa de cloruro de sodio cuyo contenido en sal es de 1% en peso y tiene una densidad del 1005 kg/m3 . b) Deduce, además, la concentración molar de una disolución formada al mezclar 35 mL de la disolución anterior con 50 mL de otra disolución acuosa de cloruro de sodio 0,05 M. Supón que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas: cloro: 35,45, sodio = 23,0. (Navarra, junio 2008) R: 0,172 M; 0,10 M.
  16. Se quiere preparar una disolución de ácido sulfúrico del 20% y densidad 1,14 g/mL a partir de una disolución concentrada del 98% y densidad 1,84 g/mL. a) Determina la molaridad de la disolución concentrada. b) Calcula la cantidad, en volumen, de ácido concentrado que hay tomar para preparar 100 mL de la disolución diluida. c) Escribe cómo procederías en la preparación de la disolución diluida citando el material de laboratorio que usarías. Datos: Masas atómicas: H = 1,008; O = 16,00; S = 32,07. (Castilla y León, junio 2009) R: 18,38 M; 12,64 mL.

 

FUENTE: http://www.escritoscientíficos.es

Día Mundial de la Ciencia y la Tecnología

Día Mundial de la Ciencia y la Tecnología

por | Abr 10, 2020 | DIVULGACIÓN

 

Se conmemora cada 10 de abril, en honor al médico y farmacéutico argentino Bernardo Houssay, Premio Nobel de Medicina en 1947, por sus descubrimientos científicos y médicos.

La Conferencia General de la Unesco proclamó esta fecha el Día de la Ciencia y la Tecnología en honor al natalicio del científico argentino, quien recibió el Premio Nobel de Medicina por sus descubrimientos en Fisiología y Medicina, particularmente por su descubrimiento del rol de la hipófisis o glándula pituitaria en la regulación de la cantidad de azúcar en sangre, a través del metabolismo de los hidratos de carbono. Fue el primer científico argentino (y latinoamericano) en obtener esta distinción.

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