Resumen de clase

COLECCIÓN EJERCICIOS QUÍMICA BACHILLERATO: Conceptos básicos
EJERCICIOS TEMA 1
CONCEPTOS BÁSICOS: ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES
Masa atómica y molecular
Debido a las dimensiones tan reducidas de los átomos y de las moléculas, las masas de ambos son
muy pequeñas, del orden de 10-27 Kg, y para trabajar con mayor comodidad, se ha definido la
unidad de masa atómica (uma) como la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12, al cual
se le asigna una masa de 12 uma.
Cuando se dice que la masa atómica del nitrógeno es 14 uma, se indica que la masa de un átomo de
nitrógeno es 14 veces mayor que la doceava parte del carbono 12.
Por otro lado, como las moléculas están formadas por átomos y estos tienen masa, también la
tendrán las moléculas. A esta masa se le llama masa molecular y se obtiene teniendo en cuenta la
masa atómica de cada elemento que integra el compuesto y el número de átomos que interviene.
Así, la masa molecular del amoniaco es 17 porque:
M (NH3) = 1 x 14 + 3 x 1 = 17 uma
Concepto de mol
Número de Avogadro: Es el número de átomos contenido en 12 g del isótopo del carbono 12 y
tiene un valor de NA = 6’023 · 1023.
Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas,
iones, etc.) como átomos hay en 12 g del isótopo del carbono 12. Por tanto, un mol de átomos
contiene 6’023 · 1023 átomos; un mol de moléculas contiene 6’023 · 1023 moléculas; un mol de
iones contiene 6’023 · 1023 iones; etc.
La masa de un mol de entidades elementales (6’023 · 1023) expresada en gramos se define como
masa molar, Mm. La masa molar coincide con el valor de la masa molecular si bien la primera se
expresa en gramos y la segunda en unidades de masa atómica. Así, por ejemplo, la masa molar del
ácido sulfúrico es:
M m (H2SO4) = 98 g
mientras que la masa molecular del ácido sulfúrico es:
M (H2SO4) = 98 uma
1.- En 0’5 moles de CO2 , calcule:
a) El número de moléculas de CO2.
b) La masa de CO2.
c) El número total de átomos.
Masas atómicas: C = 12; O = 16.
2.- Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule:
a) Cuántos moles de agua hay en el vaso.
b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso.
c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.
Masas atómicas: H = 1; O = 16.
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CONSEJO IMPORTANTE: El uso de factores de conversión facilita la resolución de
problemas:
100 mL agua 
1 g agua 1 molagua 6'023.1023 moléculasagua
2 átomosH




1 mL agua 18 g agua
1 molagua
1 moléculaagua
3.- a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?
b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0’50 g de este elemento?
c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0’50 g de tetracloruro de carbono?
Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35’5.
4.- La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya fórmula es
C21H22N2O2. Para 1 mg de estricnina, calcule:
a) El número de moles de carbono.
b) El número de moléculas de estricnina.
c) El número de átomos de nitrógeno.
Masas atómicas: C = 12; H = 1; N = 14; O = 16.
5.- Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son 1 y 4, respectivamente. Indique,
razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Un mol de He contiene el mismo número de átomos que un mol de H2.
b) La masa de un átomo de helio es 4 gramos.
c) En un gramo de hidrógeno hay 6’023·1023 átomos.
CONCEPTOS BÁSICOS: Determinación de fórmulas
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Los subíndices en una fórmula corresponden a la proporción de átomos en el compuesto.
Para determinar la fórmula empírica sólo hay que calcular el número de átomos de cada
elemento presente en una determinada muestra y expresar la proporción atómica en
números sencillos. Para lograr esta proporción numérica sencilla hay un par de trucos:
o Dividir todas las cantidades por la menor de ellas (con esto se consigue, al menos,
un número sencillo: un uno para el átomo en menor proporción).
o Multiplicar todos los cocientes obtenidos por 2, 3 ó 4 y redondear al entero más
próximo
Para determinar la fórmula molecular (EMPÍRICA)n necesitamos conocer la masa molar de
la sustancia: (Masa molar empírica) . n = Masa molar sustancia
6.- En 7,5 . 1020 moléculas de ciclohexano hay 4,5 . 1021 átomos de carbono y 9,0 . 1021 átomos
de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del ciclohexano?.
SOL.- C6 H12
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7.- La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida. La composición del mismo es
C 75,45%; H 6,587%; N 8,383%; O 9,581%. Encontrar su fórmula empírica.
SOL.- C21 H22 O2 N2
8.- La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C2H4O. Si su masa molecular es 88:
a) Determine su fórmula molecular.
b) Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho compuesto.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
CONCEPTOS BÁSICOS: GASES
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En una mezcla de gases todos ocupan el mismo volumen (V) y se encuentran a la misma
temperatura (T). Cada gas tiene un número de partículas (nA, nB, etc) y los choques de
estas partículas dan lugar a las presiones parciales de cada gas (PA, PB, etc)
Evidentemente la presión total (PT) es la suma de las presiones parciales de cada gas (Ley
de Dalton)
La ecuación general de los gases ideales se puede aplicar a cada gas en particular o al
conjunto (PA . V = nA . . T ó
PT . V = nT . R . T). El cociente entre estas dos
expresiones nos da la relación entre las presiones parciales y la presión total
El porcentaje molar se corresponde con el porcentaje de las presiones (el porcentaje en
moles coincide con el llamado porcentaje en volumen para gases)
9.- En 1 m3 de metano (CH4), medido en condiciones normales de presión y temperatura,
calcule:
a) El número de moles de metano.
b) El número de moléculas de metano.
c) El número de átomos de hidrógeno.
10.- Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no:
a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22’4 litros.
b) En 17 g NH3 hay 6’023. 1023 moléculas.
c) En 32 g de O2 hay 6’023. 1023 átomos de oxígeno.
11.- Calcule el número de átomos que hay en:
a) 44 g de CO2 .
b) 50 L de gas He, medidos en condiciones normales.
c) 0’5 moles de O2 .
Masas atómicas: C = 12; O = 16.
12.- En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas condiciones de
presión y temperatura, hay:
a) El mismo número de moles.
b) Idéntica masa de ambos.
c) El mismo número de átomos.
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Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas.
13.- Calcule:
a) La masa, en gramos, de una molécula de agua.
b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua.
c) El número de moléculas que hay en 11’2 L de H2 , que están en condiciones normales
de presión y temperatura.
Masas atómicas: H = 1; O = 16.
14.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0,800 atm y otro de 50 ml helio a
25ºC y 0,4 atm. Calcula:
a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente.
Si se conectan los dos recipientes a través de un tubo capilar,
b) ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión total?
c) calcula la concentración de cada gas en la mezcla y exprésala en fracción molar y en
porcentaje en peso.
SOL- a) N2 : 6,5 . 10-4 moles, 3,9 .1020 moléculas y 7,8 . 1020 átomos
He : 8,2 .10-4 moles, 4,9 . 1020 moléculas e igual nº de átomos por ser monoatómico
b) Presión parcial de N2 : 0,23 atm ; Presión parcial de He : 0,28 atm ; Presión total: 0,51 atm
c) Fracción molar de nitrógeno : 0,44 ; Fracción molar de He: 0,56 ; %N 2 : 85,4 % ;%He:15,6%
15.- Se tienen dos depósitos de vidrio cerrados y con el mismo volumen, uno de ellos contiene
hidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Discuta cuál
tiene el mayor nº de moléculas, nº de moles y masa en gramos de cada gas.
16.- La fórmula empírica de un compuesto es CH2. En estado gaseoso su densidad en
condiciones normales es 2,5 g/l. ¿Cuál es su fórmula molecular?.
SOL.- C4 H8
CONCEPTOS BÁSICOS: Determinación de fórmulas-2
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Para calcular la masa de hidrógeno y carbono en un compuesto orgánico se quema una
determinada masa de compuesto lo que da lugar a la producción de agua y dióxido de
carbono. La masa de hidrógeno en el compuesto se calcula por la cantidad de agua
formada y la masa de carbono por la cantidad del dióxido de carbono obtenido. Si hay
otros elementos formando parte del compuesto se determinan por diferencia.
17.- Calcular la fórmula molecular de una sustancia formada por C, H y N sabiendo que 0,067 g
de ella ocupan 63 ml a 37ºC y 1 atm. Por otra parte se sabe que al quemar 0,216 g de la misma
se obtienen 0,072 g de agua y 0,351 g de CO2. Así mismo 0,136 g de la sustancia producen
56,2 ml de nitrógeno medidos en condiciones normales.
SOL.- HCN
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18.- Un compuesto orgánico está formado por N, C, H y O. Al quemar 8,9 g del mismo se
obtienen 2,7 g de agua y 8,8 g de dióxido de carbono. Así mismo 8,9 g ,por el método de
Kjeldahl, producen 1,4 g de gas nitrógeno. Al vaporizar el compuesto a 270ºC bajo presión de
3 atm, 0,1 L de vapor pesan 1,2g. Obtener:
La fórmula empírica del mismo.
El peso molecular aproximado y la fórmula molecular.
SOL.- a) C2 H3 O3 N b) 178 g/mol C4 H6 O6 N2
CONCEPTOS BÁSICOS: Disoluciones
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Son mezclas homogéneas muy utilizadas para efectuar reacciones químicas.. El disolvente
es el componente más barato que no suele consumirse en las reacciones químicas.
La concentración es la proporción entre soluto y disolución (o disolvente). Las formas más
utilizadas para expresar la concentración son:
o Gramos de soluto por litro de disolución (mS /V). No se debe confundir con la
densidad de la disolución (gramos de disolución por litro de disolución)
o Riqueza en % en peso: masa de soluto por 100 g de disolución [mS / (mS + mD)]
o Fracción molar: moles de soluto por mol total [nS / (nS + nD)]
o Moles de soluto por litro de disolución o MOLARIDAD (M = nS /V). Es la más
utilizada porque permite conocer el número de moles de soluto que intervienen en
una reacción (n = M . V)
o Moles de soluto por kilogramo de disolvente o MOLALIDAD (mo = n S / mD). Se
utiliza cuando hay cambios de temperatura (el volumen cambia con la temperatura,
la masa no)
Puedes utilizar fórmulas para los cálculos pero es muy recomendable hacer uso de los
factores de conversión. Para ello es importante que sepas traducir medidas como:
o Densidad 1’23 g/mL  1 mL disolución equivale a 1’23 g disolución
o Riqueza 23%  100 g disolución equivalen a 23 gramos de soluto
o Concentración 3’5 M  1000 mL disolución equivalen a 3’5 moles soluto
19 .-Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 98% de riqueza y de densidad 1,84 g/cc.
Calcula:
a) La molaridad.
b) El volumen de ácido concentrado que se necesita para preparar 100 ml de disolución
al 20% en peso y densidad 1,14 g/cc.
SOL. a) 18,4 M; b) 12,7 cc.
20.- Un ácido clorhídrico comercial contiene un 37% en peso de ácido, con una densidad de
1,19 g/ml. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse a 20 ml de este ácido para que la disolución
resultante sea 1 M? (Supón volúmenes aditivos)
SOL. 220 ml
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21.- Se toman 200 ml de una disolución de MgCl2 de concentración 1’0 M y se mezclan con 400
ml de otra disolución de la misma sustancia de concentración 2,5 M. Se añade al conjunto
finalmente 100 ml de agua. ¿Cuál es la molaridad resultante si se supone por esta vez que los
volúmenes son aditivos?.
SOL- 1’7 M.
22.- Si 25 mL de una disolución 2’5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450
mL:
a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original?
b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?
Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63’5.
23.- a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y densidad
1’22 g/mL. (SOL 7’0 M)
b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0’5 L de disolución 0’25 M?
Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; (SOL 3,3 . 102 mL)
24.- Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1’40 g/mL. Calcule:
a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3.
b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO 3
0’05 M.
Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.
25.- Dada una disolución acuosa de HCl 0’2 M, calcule:
a) Los gramos de HCl que hay en 20 mL de dicha disolución.
b) El volumen de agua que habrá que añadir a 20 mL de HCl 0’2 M, para que la disolución
pase a ser 0’01 M. Suponga que los volúmenes son aditivos.
Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.
26.- Se prepara una disolución disolviendo 88,75 gramos de tricloruro de hierro en 228,23
gramos de agua, obteniéndose 0,25 L de disolución. Expresa la concentración de la disolución
resultante en:
a) Molaridad
b) Fracción molar
c) Porcentaje en peso.
Sol- a)2´19 M; b) Xs= 0´04 y XD= 0´96 ; c) 28%
27.- Calcula:
a) La molaridad de un ácido sulfúrico comercial M 98% en peso y densidad 1,84 glmL.
b) ¿Qué volumen del ácido anterior se necesita para preparar 100 mL de ácido sulfúrico M
20% en peso y densidad 1,14 g/mL. (c) ¿Qué volumen de la disolución anterior se necesitará
para neutralizar a 1,2 gramos de hidróxido sódico?.
Sol: a) 0´18 M ; b) 12´6 ml; c) 6´45 ml
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CONCEPTOS BÁSICOS: REACCIONES QUÍMICAS
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La conservación de la masa exige el ajuste de las ecuaciones químicas
Las reacciones incluidas en los temas 1 al 5 (todos menos el tema 6) se pueden ajustar
por tanteo de una manera fácil si sigues estas normas:
o Si en la ecuación hay sustancias elementales deja el ajuste de estos elementos
para el final
o El ajuste del hidrógeno y oxígeno se dejan para el final ajustando el agua que
suele aparecer con frecuencia
Los coeficientes estequiométricos señalan el número de moles de reactivos que
intervienen y el número de moles de productos obtenidos. Estas cantidades pueden
utilizarse como factores de conversión para cálculos estequiométricos.
Si se conoce un dato referente a la cantidad que reacciona de un reactivo o a la cantidad
que se obtiene de un producto, los factores de conversión permiten resolver problemas
de una manera fácil y rápida.
Cuando se mezclan cantidades aleatorias de reactivos hay que averiguar primero cuál de
ellos reacciona completamente (REACTIVO LIMITANTE). Una vez determinado éste se
pueden realizar cálculos con factores de conversión. También se puede plantear un
cuadro general de la reacción que nos facilitará información general de todo el proceso.
moles iniciales
2 HCl
a
+
Zn
b
REACCIÓN
2x
x
x
x
Final
a - 2x
b- x
c+x
d + x (moles que quedan)

ZnCl2
c
+
H2
d
(c y d pueden valer 0)
(coef. esteq.)
El menor valor de x en las ecuaciones a – 2x = 0 b – x = 0 nos dará el reactivo limitante y
permitirá calcular cualquier otro valor del cuadro
28.- Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2 , se produce hidróxido cálcico (Ca(OH)2) y
acetileno (etino CHCH). Ajusta la reacción química que tiene lugar.
Calcula cuántos gramos de agua son necesarios para obtener dos litros de acetileno a 27ºC y
760 mm de Hg.
SOL. b) 2,92 g
29.- ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 50ºC y 1,2 atm de presión se obtiene al añadir 75
ml de HCl 0,5 M a 10 g de Al?
SOL - 0,4 L.
30.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de manganeso (MnO2) +
ácido clorhídrico (HCl)  cloruro de manganeso(II) (MnCl2) + agua + cloro molecular.
Calcula:
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a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros de cloro
medidos a 15ºC y 720 mm de Hg.
b) El volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que habrá que usar.
SOL - a) 347,6 g b) 8 litros.
31.- ¿Cuántos litros de hidrógeno medidos a 750 mm de Hg y 30ºC se pueden obtener
atacando 75 g de Zn metálico del 90% de riqueza (impurezas inertes) con ácido sulfúrico?.
SOL.- 25,9 l.
32.- Dada la siguiente reacción química :
2 AgNO3 + Cl2  N2O5 + 2 AgCl + ½ O2
Calcule:
a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. (5,9 . 10-2 g)
b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de mercurio. (0’88 L)
Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: N = 14 ; O = 16; Ag = 108.
33.- El níquel reacciona con ácido sulfúrico según:
Ni + H2SO4 
NiSO4 + H2
a) Una muestra de 3’00 g de níquel impuro reacciona con 2’0 mL de una disolución de ácido
sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra. (70%)
b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de
níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.
Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Ni = 58’7
34.- En la reacción del aluminio con ácido clorhídrico (HCl) se desprende hidrógeno y se
obtiene cloruro de aluminio (AlCl3). Se ponen en un matraz 30 g de aluminio con una pureza
del 95% y se añaden 100 mL de un ácido clorhídrico comercial de densidad 1’170 g/mL y 35%
de riqueza en peso. Calcula el volumen de hidrógeno obtenido a 25 ºC y 740 m Hg. (14 L)
35.- El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del bicarbonato de
sodio, según la reacción:
2 NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O
Se descomponen 50 g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso. Calcule:
a) El volumen de CO2 desprendido, medido a 25ºC y 1’2 atm.
b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene.
Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Na = 23; H = 1; C = 12; O = 16.
36.- Al tratar 5’00 g de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm3 de H2S, medidos en
condiciones normales, según la ecuación:
PbS + H2SO4  PbSO4 + H2S
Calcule:
a) La riqueza de la galena en PbS. (87%)
b) El volumen de ácido sulfúrico 0’5 M gastado en esa reacción. (36mL)
Masas atómicas: Pb = 207; S = 32.
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MÁS PROBLEMAS
37.- ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en: a) 1 Kg de CaO, b) en 22.4 litros de oxígeno en C.N.?
3.a) 1.08 1025 átomos 3.b) 1.20 1024 átomos
38.- La vitamina C está compuesta de C, H y O. Su masa molecular es 176 g/mol y en su
composición hay un 40.91% de C y un 4.54% de H. ¿Cuál es su fórmula molecular?
C6H8O6
39.- La combustión de 6,26 g de un hidrocarburo (sólo contiene C e H) ha producido 18,36 g
de dióxido de carbono y 11,27 g de agua. Por otra parte, se ha comprobado que esos 6,26 g
ocupan un volumen de 4,67 litros en condiciones normales. Halle las fórmulas empírica y
molecular de dicho hidrocarburo.
Sol : a) CH
3 ; b)
C2 H 6
40.- Una muestra de oxígeno contenida en un recipiente de 1’00 litro ejerce una presión de
8OO mmHg a 25 0C. En otro recipiente de 3’00 litros una muestra de nitrógeno ejerce una
presión de 1,50 atmósferas a 50 0C. Se mezclan las dos muestras introduciéndolas en un
frasco de 9¡00 litros a 400 ºC . Calcule: (a) La presión parcial de cada gas; (b) La presión
total; (c) La composición volumétrica de la mezcla en %. Datos: 1 atm=760mmHg.
a) 1’0 g y 0´26 atm; b) 1,3 atm; c)20´2 % de O2 y 79´8% de N2
41.- La combustión de 0’500 g de ácido cítrico produce 0’687 g de dióxido de carbono y 0’187
g de agua sin ningún otro compuesto. Sabiendo que la masa molar es 192 g/mol determina la
fórmula molecular del ácido cítrico.
C6H8O7
42.- Un recipiente contiene nitrógeno y 12 g de iodo sólido a 20 ºC siendo la presión 850 mm
de Hg. Al calentar a 200 ºC se vaporiza el iodo y la presión sube hasta 2’05 atm.
a) ¿Qué le ocurre a la presión parcial del nitrógeno?. Explica la respuesta.
b) Calcula el volumen del recipiente
V = 6’7 L
43.- Determina la molaridad de una disolución de ácido nítrico (HNO3) con un 33% de riqueza
en peso y una densidad de 1’200 g/mL.
M = 6’3 mol/L
44.- El amoniaco (NH3) reacciona con el ácido sulfúrico (H2SO4) dando lugar a sulfato de
amonio [(NH4)2SO4]. Determina el volumen necesario de una disolución de amoniaco al 18 % en
peso y densidad 0’93 g/mL para producir 20’0 g de sulfato de amonio.
31 mL disolución
45.- Un recipiente de 20’0 L contiene oxígeno y cloro a 25 ªC y 3’00 atm de presión con un
contenido de un 60’0% de oxígeno en peso. Posteriormente se hace reaccionar la mezcla para
formar el gas pentaóxido de dicloro manteniendo constante la temperatura.
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a) Determina el número de moles iniciales de cada gas.
b) Calcula la presión parcial inicial de cada gas.
c) ¿Cuántos moles se forman de pentaóxido de dicloro?.
d) ¿Cuál es la presión final del recipiente?.
nOxig 1’89 moles ncloro 0’57 moles
P oxig 2’31 atm Pcloro 0’69 atm
0’570 moles de pentaóxido de dicloro
Pfinal = 1’26 atm
46.- La combustión de 2’35 g de un compuesto orgánico produce 5’17 g de CO2 y 2’82 g de
agua. Determina la fórmula empírica de dicho compuesto.
47.- Se diluyen 8’0 mL de una disolución de HNO3 comercial (densidad = 1’405 g/mL y riqueza
del 68’1% en peso) hasta completar un volumen de 250 mL. Determina la molaridad de la
disolución resultante.
48.- Una mezcla de cloro y oxígeno, a 300 ºC y presión de 2’50 atm, contiene un 30% en peso
de oxígeno. Determina:
a) Fracción molar del oxígeno
b) Presión parcial de cada gas
c) Densidad de la mezcla
49.- Una muestra de cierto mineral que contiene un 65% de aluminio se hace reaccionar con
ácido clorhídrico dando lugar a AlCl3 y desprendiendo gas hidrógeno. Determina:
a) Masa de mineral necesaria para producir 0’50 g de cloruro de hidrógeno
b) volumen máximo de hidrógeno que se puede obtener medido en condiciones
normales por reacción de 5’00 g de mineral
50.- Un recipiente de 5’00 L contiene una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a 200 ºC y 2’00
atm de presión con un 25% en volumen de nitrógeno. Se hace reaccionar la mezcla y al cabo de
cierto tiempo ha desaparecido el 40% del reactivo limitante. Determina:
a) Masa obtenida de amoniaco (0’88 g)
b) Presión final del recipiente (1’00 atm)
51.- Al disolver 3.00g de una muestra impura de carbonato de calcio en ácido clorhídrico se
producen 0.656 litros de dióxido de carbono (medidos en condiciones normales). Calcula el
porcentaje en masa de carbonato de calcio en la muestra.
SOL 97.62%
52.- El ácido nítrico se obtiene a partir del amoniaco mediante un proceso de tres etapas:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g)
 4NO (g) + 6 H2O (g)
2 NO (g) + O2 (g)

2 NO2
3 NO2 (g) + H2O (g) 
2 HNO3 (ac) + NO (g)
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COLECCIÓN EJERCICIOS QUÍMICA BACHILLERATO: Conceptos básicos
Suponiendo que el rendimiento sea del 82% para cada una de las etapas, ¿qué cantidad de
ácido nítrico se pueden obtener a partir de 10 kg de amoniaco?
SOL 13.6 kg
53.- En la combustión del crudo el azufre se transforma en dióxido de azufre gaseoso.
¿Cuántos litros de dióxido de azufre (densidad 2.60 g/l) se producen cuando se quema 1 kg de
crudo con 1.2% en peso de azufre?.
SOL 9.23 L.
54.- Dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con
una disolución de ácido clorhídrico del 35% en peso y 1’18 g/cm3 de densidad. Como productos
de la reacción se originan cloruro de cinc(II) e hidrógeno molecular.
a) Escriba la ecuación química del proceso.
b) Calcule la molaridad del ácido.
c) Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 cm3 del
ácido, calcule el porcentaje de pureza, en tanto por ciento, del cinc en la muestra
inicial.
SOL 11'3 mol dm-3; 92'5%
55.- Una muestra comercial de 0'712 g de carburo de calcio (CaC2) ha sido utilizada en la
producción de acetileno, mediante su reacción con exceso de agua, según:
CaC2 + 2 H2O  Ca(OH)2 + C2H2
Si el volumen de gas C2H2 recogido, medido a 25ºC y 745 mm de Hg ha sido 0'25 L, determine:
a) Gramos de acetileno producidos.
b) Gramos de carburo de calcio que han reaccionado.
c) Porcentaje de carburo de calcio puro en la muestra original.
SOL 0'26 g; 0'64 g; 90%
56.- El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e hidrógeno. ¿Qué
volumen, medido en condiciones normales, de gas se obtendrá al reaccionar 2’23 g de cinc con
100 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0’5 M?. Si se obtienen 0’25 L de hidrógeno,
medidos en condiciones normales, ¿cuál será el rendimiento de la reacción?
SOL 0’56 dm3; 44’6%
57.- En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30'0 g de hidruro de calcio con
30'0 g de agua, según la reacción, sin ajustar, CaH2 + H2O  Ca(OH)2 + H2 Después
de
ajustar la reacción, calcula:
a) qué reactivo sobra y en que cantidad
b) el volumen de hidrógeno que se produce a 20°C y 745 mm de Hg
c) el rendimiento de la reacción si el volumen real producido fue de 34 litros.
SOL 4'3 g H2O, 35 L, 97%
58.- Una mezcla gaseosa conteniendo 0'1 mol de hidrógeno y 0'12 mol de cloro reaccionan para
dar lugar a cloruro de hidrógeno.
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COLECCIÓN EJERCICIOS QUÍMICA BACHILLERATO: Conceptos básicos
a) Escriba el proceso químico que tiene lugar.
b) Determine la cantidad, en gramos, de cloruro de hidrógeno que puede obtener,
admitiendo un rendimiento del 100%.
SOL 7'3 g
59.- Se hace reaccionar, en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110ºC una
mezcla gaseosa compuesta por 5 g de H2(g) y 10 g de O2(g) para dar H2O(g).
a) Escriba la reacción que tiene lugar y calcule la cantidad de agua que se forma.
b) Determine la composición de la mezcla gaseosa después de la reacción expresada en
porcentaje en peso e en fracción molar.
c) Determine la presión parcial de cada uno de los componentes después de la reacción
y la presión total de la mezcla, admitiendo un comportamiento ideal para los gases.
SOL 11'25 g H2O; 75% H2O; x(H2O) = 0'25; Pauga= 19'6 atm; PT = 78'5 atm.
60. - El fosgeno (COCl2) es un producto gaseoso que se descompone en monóxido de carbono y
cloro según el proceso:
COCl2 (g)  CO (g) + Cl2 (g)
En un recipiente de 250 ml de capacidad se introducen 0,213 g de fosgeno a 27 C.
a) Calcula la presión final a 27 C si se supone que todo el fosgeno se descompone.
b) Calcula el porcentaje de fosgeno que se ha descompuesto cuando la presión total sea 230 mm
Hg.
c) Calcula la presión parcial de cada gas presente en este último caso.
61.- Un recipiente contiene 250 cc de disolución de H2SO4 0'5 M. Se echa en el mismo una
muestra de 10 g de caliza que contiene un 90% de CaCO3, produciéndose la reacción:
H2SO4 + CaCO3  CaSO4 + H2O + CO2
a) ¿Cuál es el reactivo limitante del proceso?.
b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtiene medido a 25 C y 1 atm?.
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