Repaso - Departamento de Física y Química

Química 2º bachillerato
revisión de conocimientos
REVISIÓN DE CONOCIMIENTOS
1.- Masa atómica relativa. Masa molecular. Mol.
2.- Disoluciones. Concentración. Solubilidad.
3.- Gases. Leyes. Volumen molar. Presión parcial. Ley de Dalton.
4.- Fórmulas. Reacción química. Cálculos estequiométricos.
1.- MASA ATÓMICA RELATIVA
Si la masa de un átomo se expresa en g o en kg resulta un número muy pequeño
(  10 Kg), incómodo de manejar, por lo que es más conveniente utilizar una escala
relativa de masas atómicas comparando las masas de los átomos con la masa de un átomo
de referencia o patrón. Inicialmente se tomó el H, después el O y actualmente se toma el
isótopo más abundante en la Naturaleza, el Carbono–12, al que se le asigna una masa
atómica 12.
De esta forma, la masa atómica relativa de un elemento es un número sin
dimensiones; por tanto, que la masa atómica de un elemento sea 40, significa que la masa
de uno de sus átomos es 40 veces mayor que la doceava parte de la masa de un átomo de
Carbono-12.
Aunque masa y peso son magnitudes distintas, la masa atómica relativa y el peso
atómico relativo de un elemento coinciden.
-27
También se utiliza una unidad de masa: La unidad de masa atómica (u.m.a.,
u.a.m. o u), que se define como la doceava parte de la masa de un átomo de C-12.
La masa atómica del C-12 es 12 u.m.a. y es el único átomo que tiene una masa
entera, los demás átomos tiene una masa atómica fraccionaria debido al defecto másico.
Masa atómica de un elemento: Debido a la existencia de isótopos, se toma como masa
atómica de un elemento a la masa promediada de sus isótopos.
Mat X =
masa 100 át . m (Iso1)  % (Iso1)  m (Iso 2)  % (Iso 2)  m (Iso 3)  % (Iso 3)  ..
=
100
100
Masa molecular: Se obtiene sumando la masa de los átomos que forman la molécula.
Ejemplo: Mmolec. H2O = 2  1 + 16 = 18 u.
En los elementos que forman moléculas, no se debe confundir la masa atómica
con la molecular.
Ejemplo: Mat O = 16 u , Mmolec. O2 = 32 u
En los compuestos iónicos no hay moléculas sino iones, por lo cuál, algunos
autores utilizan el término masa fórmula en vez de masa molecular, que se define como
la masa de una fórmula de sólido iónico, y se calcula igual que la masa molecular.
Ejemplo: Masa fórmula del NaCl = 23 + 35,5 = 58,5 u.
MOL: Cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones)
como átomos hay en 12 gramos de Carbono-12.
Este número se llama Número de Avogadro (NA) = 6,023  10 23.
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Mol de átomos de un elemento, es la cantidad de dicho elemento que contiene el NA de
átomos.
Mol de moléculas de un elemento o compuesto, es la cantidad de dicho elemento o
compuesto que contiene el NA de moléculas.
Masa molar: Es la masa de un mol de una sustancia.
 Si es de 1 mol de átomos también se llama átomo-gramo, es la masa del NA de
átomos de dicho elemento, y es igual a la masa atómica expresada en gramos.
 Si es de 1 mol de moléculas también se llama molécula-gramo, es la masa del NA de
moléculas de dicho elemento o compuesto, y es igual a la masa molecular expresada
en gramos.
Ejemplos:
Mat H =1 u.  masa de 1 mol de átomos (1 átomo-g) de H = 1g , y contiene 6,023  1023
átomos de H.
Mmolec. H2 = 2 u.  masa de 1 mol de moléculas(1 molécula-g) de H2 = 2 g , y contiene
el NA de moléculas de H2.
Mmolec. H2O = 18 u.  masa de 1 mol de moléculas (1 molécula-g) de agua = 18 g , y
contiene el NA de moléculas de H2O.
Por tanto, para hallar el número de moles de átomos o de moléculas:
n=
m(g )
Mat (g / mol)
o bien:
n=
m(g )
Mmol (g / mol)
2.- DISOLUCIONES. CONCENTRACIÓN.
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras y de
composición variable, es decir, su composición y propiedades son las mismas en todos
los puntos y además la composición se puede modificar.
En una disolución tiene lugar la dispersión, la difusión, de las partículas de una
sustancia llamada soluto entre las partículas de otra sustancia llamada disolvente.
Para distinguir el soluto del disolvente, hay que tener presente que el disolvente
siempre tiene el mismo estado físico que la disolución y si ambos componentes tienen el
mismo estado físico que la disolución, se toma como disolvente el que esté en mayor
cantidad. Dependiendo del estado físico de los componentes hay 9 tipos de disoluciones,
las más importantes son las disoluciones sólido-líquido y dentro de éstas, las disoluciones
acuosas, en las que se toma el agua como disolvente, aunque esté en menor cantidad.
LA CONCENTRACIÓN de una disolución indica la composición de la misma,
es decir, la proporción entre el soluto y el disolvente, y se puede expresar de varias
formas:
% en masa (peso): Indica los gramos de soluto que hay disueltos en 100 gramos de
disolución.
m(g) de soluto
% en masa =
 100
m(g) de disolución
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% en volumen: Indica los volúmenes (l, cm3) de soluto que hay disueltos en 100
volúmenes (l, cm3) de disolución.
V(l) de soluto
% en V =
 100
V(l) de disolución
g/l: Indica los gramos de soluto disueltos en 1 litro de disolución.
g/l =
m(g) de soluto
V(l) de disolución
Molaridad (M): Indica los moles de soluto disueltos en 1 litro de disolución.
M=
n (moles) de soluto
V(l) de disolución
siendo n =
m (g )
Mmol(g / mol)
Normalidad (N): Indica los equivalentes o equivalentes-gramo de soluto que hay
disueltos en 1 litro de disolución. Un equivalente-gramo es la cantidad (gramos) de una
sustancia que se combina, produce o reemplaza a 8 g de Oxígeno o 1,008 g de
Hidrógeno.
N=
n (eq.) de soluto
V(l) de disolución
siendo n =
m(g )
,
Peq(g / eq)
Peq =
Mmol
v
donde v es la mal llamada valencia, que en el caso de los ácidos y bases, indica el
número de H+ o de OH - que hay en una molécula de ácido o base respectivamente,
mientras que en las sales indica el número de H+ del ácido que se han sustituido para
formar una molécula de sal.
nº eq. = nº moles  v
N = Mv
Se demuestra facilmente que:
y
Molalidad: Indica los moles de soluto disueltos en 1 kg de disolvente.
m=
n (moles) de soluto
m(kg) de disolvente
Fracción molar del soluto: Indica los moles de soluto disueltos en un mol de disolución.
XS =
n de soluto
n de soluto
=
n de disolución n de soluto  n de disolvente
XS < 1
Fracción molar del disolvente: Indica los moles de disolvente que hay en un mol de
disolución:
Xd < 1
n de disolvente
n de disolvente
XS =
=
XS + Xd = 1
n de disolución n de soluto  n de disolvente
Disolución saturada: Es aquella disolución que no admite más soluto.
Solubilidad: Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada
cantidad de disolvente, es decir, la concentración de la disolución saturada.
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3.- GASES. LEYES
Ley (Hipótesis) de Avogadro: “Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas
condiciones de P y T , contienen el mismo número de moléculas y por tanto de moles”, es
decir, a P y T constantes, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional al
número de moles.
a P y T ctes:
V = k1  n
Ley de Boyle-Mariotte: “ Para una determinada masa de gas, a T constante, la presión es
inversamente proporcional al volumen”.
a T y n ctes:
P  V = k2
P1  V1 = P2  V2 = ..
Ley de Charles y Gay-Lussac: “ Para una determinada masa de gas, a P constante, el
volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta”.
a P y n ctes:
V = k3  T
V1 / T1 = V2 / T2 = ...
T(K) = T(ºC) + 273
2ª Ley de Gay-Lussac: “Para una determinada masa de gas, a V constante, la presión es
directamente proporcional a la temperatura absoluta”.
a V y n ctes:

P = k4  T
P1 / T1 = P2 / T2 = ...
Todas estas leyes se pueden reunir en una única ecuación, llamada ecuación general
de los gases ideales:
P . V = n . R .T
P1.V1 / T1 = P2.V2 / T2 = ..
Donde R = 0,082 atm . l / mol .K = cte. de los gases ideales.
Nota: Estas leyes se cumplen para los llamados gases ideales o perfectos, que no existen
en la Naturaleza. En estos gases, las fuerzas intermoleculares son nulas y el volumen
realmente ocupado por el gas es despreciable frente al volumen total. Los gases reales se
alejan algo del comportamiento ideal, debido a que hay fuerzas intermoleculares débiles,
sin embargo, se aproximan mucho a bajas presiones y temperaturas medianas.
VOLUMEN MOLAR: Es el volumen ocupado por un mol de sustancia.
 El Vm de los sólidos y líquidos es característico, es decir cada sustancia tiene un
determinado volumen molar.
 El Vm para todos los gases es el mismo, siempre que se mida en las mismas
condiciones de P y T. La razón de esta semejanza está en la hipótesis de Avogadro.
Si las condiciones son las normales (0ºC y 1 atm), el Vm de los gases es de 22,4 litros,
mientras que si se mide en otras condiciones, hay que determinarlo por la ecuación de los
gases ideales.
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
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En una mezcla de gases se llama PRESIÓN PARCIAL de un gas, a la presión que
ejercería dicho gas si estuviese solo, ocupando el mismo volumen y a la misma
temperatura.
Las leyes de los gases siguen siendo válidas y además se cumple la ley de Dalton
o de las presiones parciales, que dice: “ En una mezcla de gases, la presión total es la
suma de las presiones parciales que ejerce cada gas individualmente”.
PT = PA + PB + PC + ..
de donde se deduce:
P A = X A · PT =
nA
· PT
nT
Nota: Si en la mezcla de los gases tienen lugar reacciones químicas, para determinar la
presión total hay que tener en cuenta los productos resultantes de la reacción.

En un recipiente cerrado se llama Presión de vapor de un líquido a la presión
ejercida por las moléculas del liquido que han escapado a la fase vapor, debido a la
evaporación. Si en una reacción el gas producido es recogido sobre agua, la presión
total es la suma de las presiones ejercidas por el gas y por el vapor de agua.
4.- FÓRMULAS.
En los compuestos iónicos, la fórmula indica la proporción en la que se
encuentran los iones en el cristal, mientras que para los compuestos covalentes se pueden
utilizar varios tipos de fórmulas:
Fórmula empírica: Indica la mínima relación entre los átomos de una molécula.
Fórmula molecular: Indica el número real de átomos que forman la molécula.
Fórmula estructural: Indica como están enlazados los átomos en la molécula.
En los compuestos inorgánicos (excepto los peróxidos), las fórmulas empírica y
molecular coinciden, pero no es así en los compuestos orgánicos.
Ejemplos:
Para el agua, tanto la fórmula empírica como la molecular es H2O.
Para el agua oxigenada, la fórmula molecular es H2O2 y la empírica es HO.
Para el etano la fórmula molecular es C2H6 y la empírica es CH3.

La fórmula de un compuesto también indica los moles de átomos de cada elemento
que hay en un mol de moléculas del compuesto.
Ejemplo:
Que la fórmula del agua sea H2O, significa que una molécula de agua está formada por
2 átomos de H y 1 átomo de O.
Si tomamos 1 mol de agua que contiene el NA (6,023  1023) de moléculas de agua,
habrá 2  NA átomos de H (2 moles de átomos de H) y el NA de átomos de O (1 mol de
átomos de O).
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REACCIÓN QUÍMICA
Una reacción química es el proceso mediante el cuál, a partir de unas sustancias
llamadas reactivos se obtienen otras sustancias distintas llamadas productos.
Las reacciones se representan mediante las llamadas ecuaciones químicas, en las
que aparecen las fórmulas de los reactivos y de los productos separados por una flecha,
que indica el sentido en el que tiene lugar la reacción. Ahora bien, como en una reacción
la masa se conserva, permanece constante, ya que, tan sólo tiene lugar la reordenación, el
reagrupamiento de los átomos, pero el número de átomos de cada elemento es el mismo
antes y después de la reacción, para que la ecuación química esté completa, tiene que
estar ajustada, igualada, y para ello se introducen unos coeficientes que indican el
número de moléculas (y por tanto, también de moles) de cada sustancia, que intervienen
en la reacción.
Ejemplo:
N2 + 3 H2  2 NH3
1 molécula de nitrógeno reacciona con 3 moléculas de hidrógeno para formar 2
moléculas de amoniaco.
Por tanto, el NA de moléculas de Nitrógeno (1 mol de moléculas de N2) reacciona
con 3 · NA moléculas de Hidrógeno (3 moles de moléculas de H2) para formar 2 · NA
moléculas de amoniaco ( 2 moles de moléculas de NH3).
Cálculos estequiométricos
La estequiometría es el estudio cuantitativo de las reacciones. Conocida la cantidad de
una sustancia, se puede calcular la cantidad de otra sustancia que intervenga en la
reacción, valiéndonos de los coeficientes estequiométricos, ya que éstos indican la
relación en moles, y en el caso de que todas las sustancias sean gaseosas también indican
la relación en volumen (litros, cm3,etc.), lo cuál se deduce de la hipótesis de Avogadro.



Se pueden determinar las cantidades de reactivos y productos, mediante relaciones
mol-mol, masa-masa, masa-volumen, volumen-volumen.
En muchas reacciones, las cantidades de los reactivos no están en las proporciones
exactas de reacción; en tal caso, las cantidades obtenidas de los productos, están
determinadas por el reactivo limitante, esto es, el reactivo que se consume antes.
En la práctica, la mayoría de las veces no se obtiene la cantidad de producto que se
deduce de la estequiometría de la reacción, debido a que, no llegan a consumirse
totalmente los reactivos y que además de la reacción principal se producen otras
reacciones secundarias, lo que hace que el rendimiento de la reacción no sea del
100%.
% de rendimiento =
cantidadde productoobtenida
 100
cantidadde productoteórica
Ejemplo: Un rendimiento del 80 % significa que de 100 g (moles,l) que teóricamente
deberían obtenerse, en la práctica tan solo se obtienen 80 g (moles, l)

A veces, el reactivo no es puro o se encuentra en disolución como soluto; en tal caso,
hay que determinar la cantidad de reactivo que realmente interviene en la reacción.
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DISOLUCIONES
1.- En 35 g de agua se disuelven 5 g de ácido clorhídrico. La densidad de la disolución
resultante es 1,06 g/cm3. Halla la concentración de la disolución: a) en % en masa , b) en
g/l , c) molaridad y d) normalidad.
Dato: Mr (HCl) = 36,5 . Sol: a) 12,5 % , b) 132,5 g/l, c) 3,63 M , d) 3,63 N
2.- Un ácido nítrico concentrado, de densidad 1,405 g /cm3, contiene 68,1 % en masa de
HNO3. Calcula la molaridad, normalidad y molalidad de este ácido.
Dato: Mr (HNO3) = 63 . Sol: 15,18 M , 15,18 N y 33,9 m.
3.- Calcula la fracción molar del metanol ( CH3OH ) en una disolución acuosa 0,1 m.
Dato: Mr (H2O) = 18 . Sol: 1,79 . 10 - 3.
4.- Si 9 litros de cloruro de hidrógeno, medidos a 20ºC y 750 mm Hg, se disuelven en el
agua necesaria para dar 290 ml de disolución, ¿ cuál es la M de la disolución?.
Sol: 1,27 M.
5.- ¿ Qué volumen de ácido nítrico con el 68% de riqueza y 1,4 g /cm3 de densidad se
necesita para preparar 3 litros de una disolución 0,5 M de ácido nítrico?.
Dato: Mr (HNO3) = 63 .
Sol: 99,26 cc
6.- Disponemos de 90 gramos de cloruro de magnesio y queremos disolverlo en agua
hasta obtener una disolución de concentración 1,2 moles/ litro. ¿Qué volumen de
disolución prepararemos?.
Dato: Mr (MgCl2) = 95,3 . Sol: 0,787 litros.
7.- Calcula la molaridad, normalidad, molalidad y fracción molar del soluto de una
disolución de ácido sulfúrico de densidad 1,198 g/cc que contiene 27 % de ácido
sulfúrico en peso.
Dato: Mr (H2SO4) = 98 . Sol: 3,3 M , 6,6 N , 3,78 m y 0,064.
8.- ¿ Cuál será la molaridad de una disolución de ácido nítrico preparada por dilución a
500 ml, de 32 ml de un ácido concentrado de densidad 1,42 g / cm3 y una riqueza de
ácido nítrico de 69,5 %?.
Dato: Mr (HNO3) = 63 .
Sol: 1 M.
9.- Un litro de ácido clorhídrico del 35 % en masa y densidad 1,18 g / cm3, debe diluirse
de tal manera que se obtenga ácido al 20 %. ¿ Qué cantidad de agua deberá añadirse?.
Sol: 885 ml
10.- Calcula la M de una disolución preparada mezclando 50 ml de ácido sulfúrico 0,136
M con 90 ml de una disolución de ácido sulfúrico 0,068 M.
Sol: 0,092 M.
11.- Una disolución de ácido acético al 10 % tiene 1,055 g/cc de densidad, se desea saber:
a) ¿ cuál es su molalidad?. b) si añadimos un litro de agua a 500 cc de la disolución
anterior, ¿cuál es el % en peso y la normalidad de la nueva disolución?
Dato: Mr (CH3COOH) = 60 . Sol: 1,85 m , 3,45 % , 0,58 N
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GASES
1.- Un neumático de una motocicleta tiene un volumen de 10 litros y se llena de aire a
una presión de 3 atm, a 27ºC. Después de circular varias horas, la T se eleva a 57ºC y el
volumen se supone invariable. Calcula: a) la presión que habrá en el neumático, b) el
volumen del gas si la presión hubiera aumentado sin variar la T.
Sol: a) 3,3 atm , b) 9,09 litros.
2.- Un volumen de 2,38 litros de un gas, medido a 97 ºC y 720 mm Hg, tiene una masa de
2,81 g. Calcula la masa molecular de dicho gas.
Sol: 37,8
3.- Calcula la densidad del vapor del alcohol etílico cuando se encuentra en un recipiente
cerrado: a) a 0,8 atm y 37 ºC, b) en c.n. .
Datos: mat C =12 , O=16 , H = 1 .
Sol: a) 1,45 g/l , b) 2,05 g/l
4.- Sabiendo que la densidad de cierto gas a 30 ºC y 310 mm Hg es de 1,02 g/l, calcula la
masa molecular del gas.
Sol: 62,1.
5.- Un matraz de vidrio pesa vacío 21,786 g, lleno de nitrógeno pesa 22,473 g y lleno de
un gas desconocido, en las mismas condiciones de P y T, pesa 22,957 g. Halla la masa
molecular del gas.
Dato: mat N = 14. ,
Sol: 47,7
6.- En un recipiente cerrado hay 44 g de dióxido de carbono y 70 g de nitrógeno a la
presión total de 0,5 atm. Calcula la presión parcial de cada gas.
Datos : mat C = 12 , O = 16 , N = 14 u.
Sol: 0,143 atm y 0,357 atm
7.- Un recipiente de 1 litro contiene a 168 ºC una mezcla gaseosa de H 2 y de O2, de
presiones parciales 326 y 652 mm Hg respectivamente. En esas condiciones se hace saltar
la chispa eléctrica, produciéndose la explosión de la mezcla y alcanzándose una
temperatura de 197 ºC. Se pide: a) reacción que ha tenido lugar y la composición
volumétrica o molar. b) presión final en el recipiente
Sol: a) 40 % agua y 60 % oxígeno.
b) 1,16 atm.
8.- Si la densidad del nitrógeno líquido es 1,25 g/cm3. a) ¿A qué volumen se reducirá 1
litro de nitrógeno gaseoso en c.n. al condensarse?. b) Calcula la fracción aproximada del
volumen del gas que ocupan las moléculas (no considerar los huecos que hay entre las
moléculas del líquido).
Dato: mat N = 14.
Sol: a) 1 cm3 , b) 0,1 %
9.- La composición volumétrica (molar) de una mezcla gaseosa es la siguiente: 30 % de
metano, 50 % de dióxido de carbono y 20% de monóxido de carbono. Si la presión total
es de 2 atm ¿ cuál es la presión parcial de cada uno de los gases?.
Datos : mat C = 12 , O = 16 , H = 1 u
Sol: 1,01 atm , 0,61 atm , 0,38 atm
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FÓRMULAS Y ESTEQUIOMETRIA
1.- Halla el factor de conversión entre la u.m.a. y el gramo.
2.- ¿Cuántos moles de átomos y cuántos átomos de hidrógeno hay en 0,04 g de sulfuro de
hidrógeno?.
3.- Para obtener óxido estánnico se han hecho reaccionar 8,32 g de estaño con 2,51 g de
oxígeno. ¿ Qué cantidad de óxido se formará?.
Sol: 10,55 g
4.- Se desea formar un compuesto en el que entren dos átomos de cromo por cada tres de
azufre. Si disponemos de 6 gramos de azufre, ¿cuántos gramos de cromo habrán de
utilizarse?.
Sol: 6,5 g
5.- Si para formar un cloruro de titanio, éste y el cloro entran en una relación en peso 1:3,
¿cuál será la fórmula del cloruro?
Sol: TiCl4
6.- Un compuesto tiene la siguiente composición centesimal: N = 14,29 % , H = 4,11 % ,
Mo = 48,95 % , O = 32,65 %. Calcula su fórmula.
Sol: (NH4)2 MoO4
7.- La fórmula de la vitamina C es C6H8O6. ¿ Cuál es su composición centesimal?.
8.- La nicotina es un producto compuesto por un 74 % de Carbono, 8,7 % de hidrógeno y
17,3 % de nitrógeno. ¿ Qué porcentaje de los átomos de la nicotina son átomos de
nitrógeno?.
Sol: 7,7 %
9.- La masa molar de la aspirina es 180,2 g. Si la composición centesimal es 60 % de C,
4,5 % de H, y 35,5 % de O. ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular?. Sol: C9H8O4
10.- En 4,83 g de un hidrocarburo gaseoso hay 4,14 g de carbono. Halla su fórmula
molecular si esos gramos del mismo, a 18ºC y 740 mm de Hg, ocupan un volumen de
2,82 litros.
Sol: C3H6
11.- El yeso es sulfato cálcico hidratado. a) Si al calentar 3,273 g de yeso se convierten
en 2,588 g de sulfato cálcico anhidro, calcula la fórmula del yeso. b) ¿ Cuántos moles de
agua hay en 25 g de yeso?.
Sol: a) CaSO4 · 2H2O , b)
12.- Una muestra de 1,20 g de un compuesto que contiene solo carbono e hidrógeno,
ardió completamente en exceso de oxígeno, dando 3,6 g de CO2 y 1,96 g de H2O. Calcula
la fórmula empírica del compuesto.
Sol: C3H8.
13.- Un compuesto A se descompone por el calor formando un compuesto B y dióxido de
carbono. Al calentar 300 g de A se obtuvieron 132 g de CO2 y se sabe que B tiene un
28% de O. ¿ Cuál será el porcentaje de O que contiene el compuesto A?.
Sol: 47,68 %
14.- Por tostación del sulfuro de cinc se obtiene el óxido del metal y se desprende dióxido
de azufre. Si se dispone de 8,5 kg de sulfuro:
a) ¿ Qué cantidad de óxido se producirá?. b) ¿ Con qué cantidad de oxígeno reacciona?
Sol: a) 7.104 g de ZnO ; b) 4.189 g de oxígeno
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15.- ¿ Qué masa de cloruro de plata puede obtenerse a partir de la reacción de 99,8 g de
nitrato de plata con 35,4 g de cloruro de sodio?.
Sol: 84,4 g
16.- ¿ Cuántos ml de ácido clorhídrico del 25 % en peso y densidad 0,91 g/ml son
necesarios para neutralizar 32 g de Ca(OH)2.
Sol: 138,6 ml
17.- a) ¿ Cuántos litros de oxígeno, medido en c.n., se necesitan para quemar 36 g de
butano?. b) ¿ Cuántos litros de CO2, medidos en c.n., y cuántos gramos de agua se
formarán?.
Sol: a) 90,4 l de O2 . b) 55,61 l de CO2 y 55,9 g de agua.
18.- Halla el volumen de hidrógeno medido sobre agua, a 25ºC y 750 mmHg, que se
desprende al calentar 1,52 g de silicio con disolución de sosa cáustica, sabiendo que la
presión de vapor del agua a 25ºC es de 23,8 mmHg. y que la reacción que tiene lugar es:
Si + 4 NaOH  2 H2 + Na4SiO4.
Sol: 2,77 litros
19.- Halla la pureza de una muestra de sulfato de amonio, de la que tomados 13,162 g y
tratados con exceso de sosa cáustica hacen desprender 3,77 l de amoniaco, medidos a
18ºC y 742 mmHg., si además se origina sulfato de sodio y agua.
Sol: 77,3 %
20.- Calcula la pureza de una muestra de carburo cálcico (CaC2) sabiendo que al tratar
2,056 g de carburo con agua se obtienen 656 cc de acetileno medidos sobre agua a 22ºC y
748 mmHg. La presión de vapor del agua a 22ºC es de 19,8 mmHg.
CaC2 + H2O  C2H2 + Ca(OH)2.
Sol: 81 %
21.- Calcula la cantidad de caliza cuya riqueza en carbonato cálcico es del 85,3 %, que se
necesita para obtener, por reacción con un exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de
dióxido de carbono, medido a 18ºC y 752 mmHg.
Sol: 48,6 g
22.- ¿ Cuántos gramos de cobre se obtendrán cuando el gas hidrógeno obtenido al hacer
reaccionar 41,6 g de Al con un exceso de cloruro de hidrógeno se hace pasar sobre una
cantidad en exceso de CuO?. Las reacciones químicas son:
Al + HCl  H2 + AlCl3 ; H2 + CuO  Cu + H2O
Sol: 147 g
23.- Una determinada cantidad de tricloruro de hierro ha sido oxidada completamente y
todo el cloro se ha desprendido en forma de cloro. Este cloro gaseoso se ha empleado
para transformar silicio en tetracloruro de silicio. Se han producido un total de 7,44 moles
de tetracloruro de silicio. ¿ Cuántos moles de tricloruro de hierro fueron oxidados?.
FeCl3 + O2  Cl2 + Fe2O3 ; Cl2 + Si  SiCl4
Sol: 9,92 moles
24.- Se hace reaccionar 200 g de piedra caliza, que contiene un 60 % de carbonato cálcico
con 200 cc de una disolución de ácido clorhídrico, de una concentración del 30 % (en
peso) y densidad 1,15 g/ml. El proceso transcurre a 17ºC y 740 mmHg. Calcula: a) La
masa de cloruro cálcico obtenido. b) el volumen de dióxido de carbono producido en las
condiciones de la reacción.
Sol: a) 104,9 g , b) 23,1 litros
25.- En la valoración de 50 cc de una disolución de ácido sulfúrico se han gastado 37,6 cc
de hidróxido de potasio 0,2 N. Halla su normalidad, así como los gramos de H2SO4
disueltos en los 50 cc.
Sol: 0,15 N , 0,368 g
26.- Una muestra de 0,250 g de un ácido sólido se disolvió en agua y fue neutralizada
exactamente por 40 cc de base 0,125 N. ¿ Cuánto vale el equivalente del ácido?. Sol: 50 g
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Química 2º bachillerato
revisión de conocimientos
27.- El nitrógeno reacciona con el hidrógeno para formar amoniaco. ¿ Qué volumen de
amoniaco, medido a 27 ºC y 1,2 atm, se formarán al reaccionar 7 litros de nitrógeno,
medidos en las mismas condiciones de P y T. ?.
Sol: 14 l
28.- Se queman al aire 100 gramos de antracita, cuya riqueza en carbono es del 95%.
Calcula: a) el volumen de dióxido de carbono obtenido, medido en c.n.. b) el volumen de
aire necesario para la combustión, sabiendo que el aire contiene un 21 % de O2 en
volumen. c) el volumen de dióxido de carbono obtenido, medido en c.n., suponiendo un
rendimiento del 80%.
Sol: a) 177,3 l , b) 844,3 l , c) 141,84 l
29.- Se hacen reaccionar 200 g de una caliza que contiene un 60 % de carbonato cálcico
con una disolución de ácido clorhídrico al 30 % en peso y densidad 1,15 g /cc . Calcula:
a) volumen de CO2 obtenido, a 18 ºC y 2 atm. b) volumen de la disolución de ácido
clorhídrico consumido. c) si en la práctica se obtuvieron 100 g de CaCl2 . ¿Cuál es el
rendimiento de la reacción ?.
Sol: a) 14,31 l , b) 253,91 cm3 , c) 75 %
30.- Al calentar KNO3 se descompone en KNO2 y O2. a) Si a partir de 3 g de KNO3 se
obtienen 0,24 g de O2, ¿cuál es el rendimiento de la reacción?. b) ¿Cuántos gramos de KNO2
se obtienen?.
Sol: a) 50,5 % , b) 1,275 g
31.-a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico (d = 1,84 g/ml y del 96 % en peso) será necesario
para disolver una muestra de 10 g de cinc que contiene un 75 % de pureza?. b) ¿Cuántos
gramos de sulfato de cinc se producirán?. c) ¿Cuántos litros de hidrógeno se
desprenderán medidos a 740 mm Hg y 37ºC ?.
Datos: masas atómicas H =1 , S = 32 , O = 16 , Zn = 65,4
Sol: a) 6,36 cm3 , b) 18,51 g , c) 3 litros.
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Química 2º bachillerato
revisión de conocimientos
AUTOEVALUACION
1.- Si reaccionan 2
moléculas de una
sustancia A con 5 moléculas de otra
sustancia B para dar 4 moléculas del producto
C, para obtener 20 moléculas de C se
precisan:
a) 10 de A y 10 de B
b) 6 de A y 14 de B
c) 10 de A y 25 de B
d) 12 de A y 15 de B
2.- Se mezclan 50 g de monóxido de carbono
y 50 g dióxido de carbono. ¿Cuántos moles de
cada gas existen?
a) 50 y 50
b) 28 y 44
c) 1,78 y 1,13
d) 14 y 22
3.- El níquel se combina con el cloro
formando cloruro de níquel (II) y cloruro de
níquel (III). ¿Qué relación existe entre las
masas del cloro que se combinan con un
gramo de níquel?
a) 1,5
b) 0,5
c) 3
d) 2
e) Ninguna.
4.-Se hace arder propano con oxígeno según
la reacción:
C3H8 + 5 O2
3 CO2 + 4 H2O
Si se emplean 10 litros de oxígeno para
quemar 3 litros de propano, ¿cuáles de estas
cosas ocurrirán?
a) Que se consumirá todo el propano
b) Que se consumirá todo el oxígeno
c) En la reacción se formarán CO2, H2O y
propano
d) Quedará propano sin reaccionar
e) Sobrará oxígeno
5.- El amoníaco (gas) reacciona con el
oxígeno, obteniéndose en la reacción
monóxido de nitrógeno (gas) y agua (gas).
4 NH3(g) + 5O2 (g)
4 NO(g) + 6 H2O(g)
a) El reactivo limitante es el amoníaco
b) El reactivo limitante es el oxígeno
c) Reaccionan los 5 litros de amoníaco con
los 6 litros de oxígeno
d) Se obtienen 12 litros de mezcla gaseosa
e) Se obtienen 13,45 litros de mezcla
gaseosa
6.- ¿En cuál de las siguientes reacciones es de
esperar un mayor aumento en el volumen al
final de la reacción?
a) C (s) + O2 (g)
CO2 (g)
b) N2 (g) + 3 H2 (g)
c) 2 H2S(g) + 3O2(g)
2 NH3 (g)
2 SO2(g) + 2H2O(l)
d ) PCl5 (g)
PCl3 (g) + Cl2 (g)
7.- El cobre reacciona con el azufre para
formar CuS con un rendimiento del 25 %.
¿Qué masa de cobre se necesita para obtener
50 g de sulfuro de cobre (II)?
a) 254 b) 8,31 c) 33,24
d) 132,98
8.- De las siguientes disoluciones, ¿cuál
tendrá mayor molaridad?
a) HCl: 4,56 g en 100 ml.
b) H2SO4: solución al 98 %, d = 1,8 g/ml.
c) HNO3: 94,5 g en 1,5 l.
d) KOH: 10,26 g en 200 ml.
9.- Por un litro de solución 3 M de NaOH se
hace pasar CO2 a 25 ºC y 2 atm:
CO2 + 2 NaOH
Na2CO3 + H2O
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son
falsas?:
a) El volumen de dióxido de carbono que
reacciona es 18,32 l.
b) Se producen 27 g de agua.
c) Se producen 200 g de carbonato de sodio.
d) Se producen 33,6 l de CO2 en c.n.
Soluciones:
1.c , 2.c , 3.a , 4.b,d , 5.b,d , 6.d , 7.d , 8.b ,
9.c,d
Si mezclamos 5 litros de amoníaco y 6 litros
de oxígeno en iguales condiciones de presión
y de temperatura:
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Química 2º bachillerato
revisión de conocimientos
DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE AVOGADRO ( NA)
a) Radiactividad
Al desintegrarse el radio (elemento radiactivo), se emiten partículas alfa,  (núcleos de
Helio). El número de estas partículas puede contarse con un contador Geiger, hallándose así el
número total de partículas emitidas en un tiempo determinado.
Las partículas  muy pronto capturan electrones y se transforman en un átomo de Helio (gas).
Éste se va guardando en un recipiente, hasta alcanzar en el tiempo considerado, un volumen que
es objeto de medida.
De este modo se tiene el número de átomos de He en un volumen determinado del mismo.
Por una proporción se determina el número de átomos que hay en 22,4 litros, medidos en c.n., que
es el volumen ocupado por 1 mol, y dicho número es NA.
Ejemplo: Estudiando la desintegración del radio se contaron 1,82 . 10 17 partículas , al tiempo
que se obtuvo un volumen de Helio de 0,00734 ml, medidos a 19ºC y 745 mm Hg. Halla NA
P.V P0 .V0

T
T0
;
745. 0,00734 760 . V0

292
273
;
V0 = 0,00672 ml = 6,72 . 10 – 6 litros en c.n.
6,72 . 106 litros 22,4 litros

x
1,82 .1017 átomos
x = 6,023 . 10 23 = NA
b) Electrólisis
Al efectuar la electrólisis de una sal de plata, por ejemplo, cada ion plata toma un electrón del
cátodo y se convierte en un átomo de plata metálica: Ag + + 1 e -  Ag. Según las leyes
experimentales de la electrólisis, para neutralizar 1 mol de iones Ag+ se necesitan 96.500
culombios (1 Faraday) de electricidad negativa.
Como en 1 mol de iones Ag + hay 1 mol de cargas +, entonces 96.500 culombios representa
la carga de 1 mol de electrones, y como la carga de 1 electrón es 1,6 . 10 –19 Culombios, se
deduce que:
96.500 culombios = NA . 1,6 .10 – 19 , de donde NA = 6,03 . 10 23
c) Rayos X
La estructura de los cristales habitualmente se estudia con la técnica de difracción con rayos
X. Con esta técnica se obtienen datos como la distancia entre los centros de dos iones contiguos
de signo contrario.
Por otra parte, conociendo la densidad del cristal, se halla el volumen de un cubo cuya masa
sea la de 1 mol y se determina su arista (a). Entonces dividiendo la arista entre el espaciado
interiónico, obtenido por rayos X, encontraremos el número de iones de ambos signos que forman
la arista. Elevando este número de iones al cubo tendremos el número total de iones. Si por
ejemplo tomamos NaCl, “una molécula” está formada por dos iones de signo contrario(Na+ y Cl–)
, por lo que el número de “moléculas” se hallará dividiendo entre dos y éste es el NA.
Ejemplo: Empleando rayos X se ha obtenido que la distancia entre dos iones de Na + y Cl –
contiguos del NaCl es de 2,819 . 10 –8 cm. Sabiendo que la densidad del NaCl es de 2,165 g/cm3 y
1 mol de Na Cl tiene una masa de 58,448 g, halla el valor de NA.
V
m 58,448

 26,996 cm3 ( volumenmolar del NaCl) = a3 ; a = 3 cm (arista del cubo)
d
2,165
3 : 2,819 . 10 – 8 = 1,064 . 10 8 iones en una arista ; (1,064 . 10 8 )3 = 1,204 . 10 24 iones en 1 mol
1,204 . 10 24 : 2 = 6,02 . 10 23 “moléculas” en 1 mol = NA
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