QuímicaLab - Estequiometría

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:

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

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

$\fn_cm \small V=8,50 L$

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)
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.
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; P_total = 1,336 atm. (Castilla y León, Junio 1.997)
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).
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).
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).
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)
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).
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).
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).
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).
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).
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).
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).
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).
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).
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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; N_A = 6,022 . 10²³ mol^-1. (Cataluña, Junio 2004). R: 507,09 L; 2,034 . 10²⁴ moléculas.
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 %.
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 .
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.
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.
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.
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.
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 .
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.
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: N_A = 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.
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.
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.
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
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 .
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.
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.
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.
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.
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.
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%.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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; N_A = 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.
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.
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.
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.
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%.
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.
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.
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.
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.
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

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