Examen 1º Bachillerato
Cantidad de sustancia y reacciones químicas
Nombre y Apellidos: ______________________________________________________________________
Teoría (3 puntos)
Respuesta correcta: + 0,375; Respuesta incorrecta: - 0,125; Respuesta no contestada: 0
1. La molaridad y la normalidad de una disolución pueden tener el mismo valor, siempre que:
a. El disolvente sea el agua
b. La valencia del soluto sea 1
c. La valencia del disolvente sea 1
2. En una reacción química en la que todas las especies que intervienen son gaseosas:
a. Los volúmenes de las sustancias que intervienen guardan una proporción definida y constante
b. Los volúmenes de las sustancias que intervienen dependen de la presión y la temperatura
c. Las opciones a y b son correctas
3. En una reacción química entre reaccionantes en estado sólido, las sustancias que intervienen lo hacen:
a. En una cantidad determinada y constante de sus masas
b. En una proporción definida y constante de sus masas
c. De forma que el volumen total de los reactivos y productos permanezca constante
4. El peso molecular del ácido nítrico, HNO3, es:
a. 63 u
b. 63 g
c. Las opciones a y b son correctas
5. Un mol de una sustancia es:
a. La cantidad de la misma que contiene 6,022 × 1023 átomos
b. El peso molecular de la sustancia de la que se trate
c. Las opciones a y b son falsas
6. Si tomamos la mitad del volumen de una determinada disolución de un cierto soluto y le añadimos
disolvente hasta recuperar el volumen inicial:
a. El número de moles de soluto se reduce
b. La concentración molar no varía
c. La concentración molar se reduce a la mitad
7. Una disolución:
a. Es una mezcla homogénea
b. Es una mezcla formada por dos o más sustancias puras en una determinada proporción
c. Las opciones a y b son correctas
8. El porcentaje de hierro en el sulfato de hierro, Fe2(SO4)3 es:
a. 24%
b. 26%
c. 28%
Pesos Atómicos:
H = 1; N = 14; O = 16; Fe = 56; S = 32; P = 31; Zn = 65,4; Cl = 35,5; C = 12; Cu = 63,5
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Problemas (7 puntos)
1. Se ha preparado una disolución agregando 50 g de ácido fosfórico, H 3PO4, hasta obtener un volumen
total de disolución de 2500 ml. A partir de las correspondientes masas atómicas, calcular la molaridad
(0,50 puntos) y normalidad (0,50 puntos) de la disolución preparada.
Por definición, la molaridad M se define como el número de moles de soluto por litro de disolución,
M
n
V
y teniendo en cuenta que el número de moles, n, se calcula dividiendo la masa, m, de la sustancia de
que se trate entre el peso molecular, PM, de dicha sustancia, la expresión anterior queda
m
n PM
m
M 

V
V
PM  V
El peso molecular, PM, del H3PO4 es 1×3 + 31×1 + 16×4 = 98 u. Es decir, que 1 mol equivale a 98 g.
Además, la valencia del H3PO4 es 3. Por tanto, a partir de la expresión anterior,
M 
m
50 g

 0,204mol/l
PM  V 98 g/mol  2,5 l
Por definición, la normalidad NM se define como el número de equivalentes gramo de soluto por litro
de disolución,
N
nº eq
V
Además, un equivalente gramo de una sustancia es el cociente entre el Peso Molecular de dicha
sustancia y su valencia,
eq 
PM
v
Para calcular el número de equivalentes habrá que dividir la masa de la sustancia por el valor de un
equivalente gramo,
nº eq 
m
eq
Por tanto, a partir de la definición de Normalidad,
m
nº eq eq
m
m
m v
50  3
N





 0,612eq/l
V
V eq  V PM
PM  V 98  2,5
V
v
2. La fórmula del etanol es CH3-CH2OH. A partir de las correspondientes masas atómicas, determina su
composición centesimal. (0,50 puntos)
La fórmula del etanol es C2H6O, cuyo peso molecular es 12 × 2 + 1 × 6 + 16 × 1 = 46 u. De este
peso molecular, 24 u corresponden al carbono, 6 u al hidrógeno y 16 u al oxígeno. Por tanto, podemos
calcular el porcentaje correspondiente a cada uno de los elementos químicos:
Si 46 u son el 100% del peso del etanol, 24 u serán el porcentaje del carbono,
46u 24 u
24 u 100%

x 
 52,17%de carbono
100% x
46 u
Haciendo lo mismo con el hidrógeno y el oxígeno,
46 u 6 u
6 u  100 %

y 
 13,05%de hidrógeno
100% y
46 u
46u 16 u
16 u 100%

z 
 34,78%de oxígeno
100% z
46 u
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3. Dada una disolución comercial de ácido nítrico, HNO3, de 23% en peso y densidad 1,25 g/ml, determinar
los gramos de soluto presentes en 2 litros de disolución. (0,50 puntos)
El peso molecular del ácido nítrico, HNO3, es 1 × 1 + 14 × 1 + 16 × 3 = 63 u. Como la densidad del
ácido es 1,25 g/ml, primero debemos calcular cuál es la masa de los 2 litros de disolución. De la
definición de densidad,
d
m
 m  d V  1,25 g/ml  2000ml  2500g
V
Es decir, que la masa de los 2 litros de disolución es 2500 g. Pero al ser de una riqueza en peso del
23%, esto quiere decir que sólo el 23% de los 2500 g corresponden al ácido puro,
23
 2500g  575 g de ácido puro
100
4. Calcula el número de moles (0,25 puntos), moléculas (0,25 puntos) y átomos (0,25 puntos) que hay en
un vaso de agua (200 g).
El peso molecular del agua, H2O, es 1 × 2 + 16 × 1 = 18 u. El número de moles, n, se calcula
dividiendo la masa de agua entre su peso molecular
n
m
200 g

 11,11molesde agua
PM 18 g/mol
Sabiendo que un mol de moléculas contiene el número de Avogadro de moléculas, 6,022 × 10 23,
entonces los 200 g de agua, que son 11,11 moles, contendrán
11,11 × 6,022 × 1023 = 6,69 × 1024 moléculas de agua
Y como cada molécula de agua contiene 3 átomos, 2 de hidrógeno y 1 de oxígeno,
3 × 6,69 × 1024 moléculas = 2 × 1025 átomos de agua
5. Calcular la molaridad (0,25 puntos), normalidad (0,25 puntos) y molalidad (0,25 puntos) de una
disolución de ácido sulfúrico, H2SO4, de densidad 1,198 g/ml y 27% de riqueza en peso.
El peso molecular del H2SO4 es 1 × 2 + 32 × 1 + 16 × 4 = 98 u. Como tenemos que calcular la
molaridad, debemos saber el número de moles de ácido que hay por cada litro de disolución. Como la
densidad del ácido es 1,198 g/ml, primero debemos calcular cuál es la masa de 1 litro de disolución. De
la definición de densidad,
d
m
 m  d V  1,198g/ml 1000ml  1198g
V
Pero al ser de una riqueza en peso del 27%, esto quiere decir que sólo el 27% de los 1198 g
corresponden al ácido puro,
27
1198g  323,46g de ácido puro
100
Es decir, que en 1 litro de disolución, 323,46 g son de ácido puro. Por tanto, la molaridad será
M 
m
323,46g

 3,3 mol/l
PM  V 98 g/mol  1 l
Para calcular la normalidad, sabemos que la valencia del sulfúrico es 2, por lo que 1 eq de H2SO4 es
eq 
PM 98
  49 g
v
2
m
nº eq eq
m
323,46
Y la normalidad será N 



 6,6 eq/l
V
V eq  V
49 1
Según la definición de molalidad, debemos calcular los kg de disolvente en la disolución. Se
obtienen restando a la masa total de la disolución la masa del ácido puro 1198 g – 323,46 g = 854,74 g
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Y la molalidad será el número de moles de soluto por kg de disolvente,
m
n
3,3 mol

 3,86 mol/kg
m dis (kg) 0,855 kg
6. Se introducen en un matraz 350 gramos de dióxido de azufre, SO2, y 1 litro de oxígeno, O2, medidos a
24ºC y 1 atm de presión, los cuales reaccionan entre sí formando trióxido de azufre, SO 3. Determina la
cantidad en gramos de trióxido producido (0,75 puntos), así como la cantidad de reactivo sobrante (0,75
puntos).
2 SO2 + O2 → 2 SO3
En primer lugar, como nos preguntan cantidades en masa, debemos calcular la masa del oxígeno
usando la ecuación de los gases ideales. Teniendo en cuenta que el número de moles se calcula
dividiendo la masa del oxígeno O2 entre su peso molecular (16 u × 2 = 32 u)
m
p  V  PM
p V  n  R T 
 R T  m 

PM
R T
1 atm  1 l 
0,082
32 g
mol
atm  l
 297 K
mol  K
 1,314g de O 2
El peso molecular del SO2 es 64 u y el del SO3 es 80 u. La ecuación química ajustada nos indica las
proporciones según las que reaccionan el SO2 y el O2 para producir SO3
2 moles de SO2 (2 × 64 g = 128 g) reaccionan siempre con 1 mol de O 2 (32 g) para formar 2 moles
de SO3 (2 × 80 g = 160 g). Como tenemos 350 g de dióxido de azufre y solamente 1,314 de oxígeno, es
evidente que sobrará dióxido de azufre. Para calcular la cantidad que sobrará usamos la siguiente
proporción,
Como 128 g de SO2 reaccionan con 32 g de O2, los 1,314 de O2 reaccionarán con cierta cantidad de
SO2,
128 g SO 2
128 g SO 2  1,314g O 2
x

x 
 5,256 g SO 2
32 g O 2
1,314g O 2
32 g O 2
Por tanto sobrarán
350 g – 5,256 g = 344,74 g SO2
Sabiendo ahora la cantidad de oxígeno y dióxido de azufre que reaccionan, utilizando uno cualquiera
de los reactivos podemos calcular el trióxido de azufre que se formará,
128 g SO 2 5,256g SO 2
160 g SO 2  5,256 g O 2

y 
 6,57 g SO 3
160 g SO 3
y
128 g O 2
7. El ácido sulfúrico, H2SO4, reacciona con el cobre produciendo sulfato de cobre, CuSO 4, dióxido de
azufre, SO2, y agua según la reacción 2 H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + 2 H2O. Si tenemos 50 g de
cobre y 1 litro de ácido de densidad 1,198 g/ml y 27% de riqueza en peso, calcular:
a. La cantidad del reactivo que sobrará (1 punto)
b. El volumen en litros de SO2 formado, medido a 24ºC y 1 atm de presión (1 punto)
En primer lugar debemos calcular la masa de ácido sulfúrico puro que hay en el litro de ácido
comercial del que disponemos.
d
m
 m  d V  1,198g/ml 1000ml  1198g
V
Pero al ser de una riqueza en peso del 27%, esto quiere decir que sólo el 27% de los 1198 g
corresponden al ácido puro,
27
1198g  323,46g de ácido puro
100
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Es decir, que en 1 litro de ácido, 323,46 g son de ácido puro.
La ecuación química ajustada nos indica las proporciones según las que reaccionan el cobre y el
ácido sulfúrico para producir el sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua,
2 moles de H2SO4 (2 × 98 g = 196 g) reaccionan siempre con 1 mol de Cu (63,5 g) formando 1 mol
de CuSO4 , 1 mol de SO2 (64 g) y 2 moles H2O
A la vista de las cantidades que reaccionan, parece evidente que sobrará ácido sulfúrico. Como 196
g de sulfúrico reaccionan con 63,5 g de Cu, los 50 g de Cu que tenemos reaccionarán con una cierta
cantidad de ácido,
196g H 2 SO 4
196 g H 2 SO 4  50 g Cu
x

x 
 154,33g H 2 SO 4
63,5 g Cu
50 g Cu
63,5 g Cu
Por tanto sobrarán
323,46 g – 154,33 g = 169,13 g H2SO4
Para calcular el volumen de dióxido de azufre formado, primero calcularemos su masa y luego, con
la ecuación de los gases ideales, su correspondiente volumen. Como 63,5 g de cobre producen 64 g de
SO2, los 50 g de cobre que tenemos producirán una cierta cantidad de dióxido,
50 g Cu  64 g SO 2
63,5 g Cu 50 g Cu

y 
 50,394g SO 2
64 g SO 2
y
63,5 g Cu
atm  l
50,394g  0,082
 297 K
m
m  R T
mol  K
p V  n  R T 
 R T  V 

 19,176l de SO 2
64 g
PM
p  PM
1 atm 
mol
EXTRAS
A. Se mezclan 300 ml de una disolución de ácido carbónico, H2CO3, 0,25M con 500 ml de otra disolución
del mismo ácido de concentración 0,75N. Determinar el número de moles de soluto presentes en la
disolución resultante (0,75 puntos), así como la molaridad de la misma (0,25 puntos).
El peso molecular del ácido carbónico es 62 u. Lo primero que hay que hacer es conocer los moles
que hay en cada una de las disoluciones. En la primera de ellas, y de la definición de molaridad,
M
n
 n  M V  0,25 mol/l  0,300 l  0,075moles
V
En la segunda disolución, de la definición de normalidad, teniendo en cuenta que la valencia del
ácido carbónico es 2,
N
Como
eq 
nº eq
 nº eq  N V  0,75 eq/l  0,5 l  0,375eq
V
PM
 PM  eq  v
v
y un mol es el peso molecular en gramos, los moles se pueden calcular multiplicando el número de
equivalentes por la valencia
n = eq × v = 0,375 × 2 = 0,750 moles
Por tanto el número de moles presentes en la disolución resultante será 0,075 + 0,750 = 0,825 moles
y la molaridad de la disolución, teniendo en cuenta que su volumen será 300 ml + 500 ml = 800 ml
M 
n
0,825 mol

 1,03 mol/l
V
0,8 l
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B. Un cierto experimento necesita 150 ml de ácido sulfúrico, H2SO4, al 20% en peso y densidad 1,25 g/ml.
¿Cuánto ácido concentrado de densidad 1,84 g/ml, conteniendo 98% de ácido en peso debe diluirse con
agua para obtener los 150 ml indicados? (2 puntos)
Tenemos que calcular la masa de ácido que necesitamos, que son 150 ml de una disolución de
densidad 1,25 g/ml. De la definición de densidad,
m
 m  d V  1,25 g/ml 150 ml  187,5g de ácido
V
20
Pero sólo el 20% de esta masa es ácido puro, es decir
 187,5g  37,5 g de ácido puro
100
d
De la definición de densidad, cada ml del ácido concentrado tiene 1,84 g de masa, de los cuales el
98% es ácido puro,
98
 1,84 g  1,8 g de ácido puro
100
Es decir, que cada ml del ácido concentrado contiene 1,8 g de ácido puro. Por tanto, los 37,5 g de
ácido puro que necesitamos estarán contenidos en cierta cantidad del concentrado,
1,8 g H 2 SO 4 puro 37,5 g H 2 SO 4 puro
37,5 g  1 ml

x 
 20,8 ml del ácidoal 98%
1 ml ácido98 %
x
1,8 g
Otra forma de hacerlo es la siguiente: tenemos que calcular qué volumen del ácido concentrado
contiene estos 37,5 g de ácido puro que necesitamos. Pero como el ácido concentrado no es puro, sino
del 98%, nos hará falta un poco más de ácido, es decir, que nuestros 37,5 g serán el 98%,
37,5 g
x
37,5 g 100%

x 
 38,26 g del ácidoal 98%
98 % 100%
98%
Usando la definición de densidad,
d
m
m
38,26 g
V

 20,8 ml del ácido al 98%
V
d
1,84 g/ml
C. Una muestra de 30 g de Zn metálico con impurezas reaccionó exactamente con 75 ml de ácido
clorhídrico, HCl, de densidad 1,18 g/ml y 35% de riqueza en peso. ¿Cuál es el porcentaje de cinc
metálico en la muestra? (2 puntos)
La ecuación de la reacción es
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
Lo primero es calcular la masa de HCl que ha reaccionado. De la definición de densidad,
m
 m  d V  1,18 g/ml 75 ml  88,5 g de ácido
V
35
De los cuales, sólo el 35% es puro,
 88,5 g  31 g de ácido puro
100
d
La ecuación ajustada nos da la proporción en la que reaccionan las sustancias: 1 mol de Zn (65,4 g)
reaccionan con 2 moles de ácido clorhídrico (2 × 36,5 = 73 g). Por tanto, los 31 g de HCl reaccionarán
con una cierta cantidad de Zn,
65,4 g Zn
x
31 g HCl  65,4 g Zn

x 
 27,8 g de Zn
73 g HCl 31 g HCl
73 g HCl
Por tanto, dejan de reaccionar 30 g – 27,8 g = 2,2 g de impurezas. Es decir,
30 g Zn 27,8 g Zn
27,8 g  100 %

y 
 92,7 %
100 %
y
30 g
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Examen de quimica. 1º bach.

Examen de quimica. 1º bach.

Compuestos químicosÁtomosMolaridadMoléculasMolalidadMolesVolumenDisolucionesMasa molecularFracciones molares

MATERIA: QUÍMICA EXAMEN DE DISOLUCIONES I.E.S. TARANCÓN. TARANCÓN, CUENCA.

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ÁcidoQuímicaEcuacionesMasa molecular

Examen de química I

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MolesDisoluciónReaccionesAlcoholes isómerosÁcido Monoprótico

Química General E Inorgánica

Química General E Inorgánica

FarmaciaMonóxido de CarbonoObtención del Cloro MolecularComportamiento Ácido-Base y Redox de los Oxoácidos de los HalógenosEstados Alotrópicos del CarbonoCombinaciones Hidrogenadas

EXAMEN DE QUÍMICA. 1º de Biología 11−Septiembre−2004 0,0100 M

EXAMEN DE QUÍMICA. 1º de Biología 11−Septiembre−2004 0,0100 M

Magnitudes termodinámicasMolaridad y molalidadEquilibrioDiagramas de EnergíaSolubilidad del cloruro de plata

Cambios químicos

Cambios químicos

ÁcidosOxidacionesSustancia: moléculasQuímicaBases