Tema 0. REVISIÓN DE CONCEPTOS BÁSICOS [1] [1]. Calcula: (a

Ejercicios de QUÍMICA (2ºBachillerato)
Tema 0. REVISIÓN DE CONCEPTOS BÁSICOS
[1]
[1]. Calcula: (a) La masa de un átomo de potasio.
(b) El número de átomos de fósforo que hay en 2 g de este elemento.
(c) El número de moléculas que hay en 2 g de BCl3.
Masas atómicas: B=11; P=31; Cl=35,5; K=39.
(a) 6,48·10‒23 g/átomo; (b) 3,88·1022 átomos; (c) 1,02·1022 moléculas.
SOLUCIONES
(a) Que la masa atómica del potasio sea igual a 39 significa que un único átomo
de este elemento tiene una masa de 39 uma, pero también que un conjunto formado
por un número de Avogadro de átomos de potasio (1 mol) reúne una masa de 39 g:
K = 39 uma/átomo = 39 g/mol
Conociendo la masa de 6,02·1023 átomos, la masa de cada uno de ellos será:
masa K =
39 g/mol
6,02·1023 át/mol
= 6,48·10‒23 g/átomo
(b) Un mol de átomos de fósforo tiene una masa de 31 g y contiene 6,02·1023
átomos. Con estos datos se puede hallar el número de átomos presentes en cada gramo
del elemento y, posteriormente, calcular el número de ellos en una muestra de 2 g:
número de átomos = 2 g ·
6,02·1023 átomos
31 g
= 3,88·1022 átomos
(c) Una molécula de BCl3 contiene un átomo de boro (de masa 11) y tres átomos
de cloro (de masa 35,5), por lo que la masa molecular de este compuesto será:
M = 1·11 + 3·35,5 = 117,5
Por lo tanto, una única molécula de tricloruro de boro tiene una masa de 117,5 uma,
mientras que un mol de sustancia (6,02·1023 moléculas) equivale a 117,5 gramos. Una
simple proporción sirve para determinar el número de moléculas en 2 g:
número de moléculas = 2 g ·
6,02·1023 moléculas
117,5 g
= 1,02·1022 moléculas
[2]. (a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?
(b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0,5 g de este elemento?
(c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra de 0,5 g de tetracloruro de carbono?
Masas atómicas: C=12; Na=23; Al=27; Cl=35,5.
(a) 3,82·10‒23 g/átomo; (b) 1,11·1022 átomos; (c) 1,95·1021 moléculas.
[3]. Calcula: (a) La masa de un átomo de bromo.
(b) Los moles de átomos contenidos en 3,25 moles de oxígeno molecular.
(c) Los átomos de hierro contenidos en 5 g de este metal.
Masas atómicas: O=16; Fe=56; Br=80.
(a) 1,33·10‒22 g/átomo; (b) 6,5 moles; (c) 5,38·1022 átomos.
[4]. Calcula el número de átomos contenidos en:
(a) 10 g de agua.
(b) 0,2 g de C4H10.
(c) 10 L de oxígeno en condiciones normales.
Masas atómicas: H=1; C=12; O=16.
(a) 1024 átomos; (b) 2,91·1022 átomos; (c) 5,38·1023 átomos.
[5]. En 5 g de CaCl2, calcula:
(a) El número de moles de átomos de cloro.
(b) El número de moles de átomos de calcio.
(c) El número total de átomos.
Masas atómicas: Cl=35,5; Ca=40.
(a) 0,09 moles; (b) 0,045 moles; (c) 8,14·1022 átomos.
[6]. (a) ¿Cuál es la masa de un átomo de calcio?
(b) ¿Cuántos átomos de boro hay en 0,5 g de este elemento?
(c) ¿Cuántas moléculas hay en 0,5 g de BCl3?
Masas atómicas: B=11; Cl=35,5; Ca=40.
(a) 6,64·10‒23 g/átomo; (b) 2,74·1022 átomos; (c) 2,56·1021 moléculas.
[7]. En 0,5 moles de CO2, calcula:
(a) El número de moléculas de CO2.
(b) La masa de CO2.
(c) El número total de átomos.
Masas atómicas: C=12; O=16.
(a) 3,01·1023 moléculas; (b) 22 g; (c) 9,03·1023 átomos.
[8]. Una bombona de butano (C4H10) contiene 12 kg de este gas. Para dicha
cantidad, calcula:
(a) El número de moles de butano.
(b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno.
Masas atómicas: H=1; C=12.
(a) 206,9 moles; (b) 4,98·1026 átomos C y 1,25·1027 átomos H.
SOLUCIONES
(a) A partir de las masas atómicas del carbono y del hidrógeno se calcula la
masa molecular del butano (C4H10):
M = 4·12 + 10·1 = 58
Por lo tanto, cada molécula tendrá una masa de 58 uma, mientras que 1 mol de este
compuesto posee una masa de 58 gramos.
El número de moles presentes en 12 kg (equivalentes a 12000 g) será:
moles C4H10 =
12000 g
58 g/mol
= 206,9 mol
(b) Cada mol de butano contiene 6,02·1023 moléculas, por lo que en 12 kg de
sustancia, es decir, en 206,9 moles, existirán:
núm. de moléculas = 206,9 mol · 6,02·1023 moléc/mol = 1,25·1026 moléculas
y, como cada molécula contiene catorce átomos (cuatro de carbono y diez de
hidrógeno), el número de átomos de la muestra será:
núm. átomos C = 1,25·1026 moléc · 4 átomos/molécula
= 4,98·1026 átomos
núm. átomos H = 1,25·1026 moléc · 10 átomos/molécula = 1,25·1027 átomos
[9]. En una bombona de gas propano que contiene 10 kg de este gas:
(a) ¿Cuántos moles de ese compuesto hay?
(b) ¿Cuántos átomos de carbono hay?
(c) ¿Cuál es la masa de una molécula de propano?
Masas atómicas: H=1; C=12.
(a) 227,3 moles; (b) 4,10·1026 átomos; (c) 7,31·10‒23 g/molécula.
[10]. Calcula: (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.
(a) 2,99·10‒23 g/molécula; (b) 1,34·1023 átomos; (c) 3,01·1023 moléculas.
[11]. La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya
fórmula es C21H22N2O2. Para 1 mg de estricnina, calcula:
(a) El número de moles de carbono.
(b) El número de moléculas de estricnina.
(c) El número de átomos de nitrógeno.
Masas atómicas: H=1; C=12; N=14; O=16.
(a) 6,29·10‒5 moles; (b) 1,80·1018 moléculas; (c) 3,60·1018 átomos.
[12]. Para 10 g de dióxido de carbono, calcula:
(a) el número de moles de ese gas.
(b) el volumen que ocupará en condiciones normales.
(c) El número total de átomos.
Masas atómicas: C=12; O=16.
(a) 0,227 moles; (b) 5,09 litros; (c) 4,10·1023 átomos.
SOLUCIONES
(a) La masa molecular del CO2 es M = 1·12 + 2·16 = 44 g/mol, por lo que el
número de moles presentes en una muestra de 10 g de este compuesto será:
moles CO2 =
10 g
44 g/mol
= 0,227 mol
(b) En condiciones normales de presión y temperatura, el dióxido de carbono es
una sustancia gaseosa, por lo que cada mol ocupa un volumen de 22,4 litros.
Entonces, conociendo el volumen normal de un mol de CO 2, es inmediato calcular
el correspondiente a 0,227 moles:
volumen CO2 = 0,227 mol · 22,4 L/mol = 5,09 L (c.n.)
(c) En cada mol existe un número de Avogadro de moléculas, por lo que en la
muestra habrá:
núm. de moléculas = 0,227 mol · 6,02·1023 moléc/mol = 1,37·1023 moléculas
y, como cada una de ellas está formada por tres átomos (uno de carbono y dos
de oxígeno), el número total de átomos será:
núm. átomos = 1,37·1023 moléc · 3 átomos/molécula
= 4,10·1023 átomos
[13]. Para 2 moles de SO2, calcula:
(a) El número de moléculas.
(b) El volumen que ocupan, en condiciones normales.
(c) El número total de átomos.
(a) 1,20·1024 moléculas; (b) 44,8 litros; (c) 3,61·1024 átomos.
[14]. Calcula 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.
(a) 1,81·1024 átomos; (b) 1,34·1024 átomos; (c) 6,02·1023 átomos.
[15]. En 20 g de Ni2(CO3)3:
(a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal?
(b) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno?
(c) ¿Cuántos moles hay de iones carbonato?
Masas atómicas: C=12; O=16; Ni=58,7.
(a) 0,067 moles; (b) 3,64·1023 átomos; (c) 0,202 moles.
[16]. Un vaso contiene un volumen de 100 mililitros de agua. Calcula:
(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.
(a) 5,56 moles; (b) 3,34·1024 moléculas; (c) 6,69·1024 átomos H y 3,34 átomos O.
[17]. En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros de 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.
Indica si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas.
Masas atómicas: H=1; O=16.
(a) V; (b) F; (c) V.
[18]. Razona si en 5 litros de hidrógeno y en 5 litros de oxígeno, ambos en las
mismas condiciones de presión y temperatura, hay:
(a) El mismo número de moles.
(b) Igual número de átomos.
(c) Idéntica cantidad de gramos.
Masas atómicas: H=1; O=16.
(a) V; (b) V; (c) F.
[19]. En tres recipientes de 15 litros de capacidad cada uno se introducen, en
condiciones normales de presión y temperatura, hidrógeno en el primero, cloro en el
segundo y metano en el tercero. Para el contenido de cada recipiente, calcula:
(a) El número de moléculas.
(b) El número total de átomos.
R=0,082 atm·L·K-1·mol-1.
(a) 4,03·1023 moléculas; (b) 8,06·1023, 8,06·1023 y 2,02·1024 átomos.
[20]. En 1,5 g de CO2, calcula:
(a) ¿Cuántos moles hay de CO2?
(b) ¿Cuántas moléculas hay de CO2?
(c) ¿Cuántos átomos hay en total?
Masas atómicas: C=12; O=16.
(a) 0,034 moles; (b) 2,05·1022 moléculas; (c) 6,16·1022 átomos.
[21]. Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son 1 y 4, respectivamente.
Indica, 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 6,02·1023 átomos.
(a) F; (b) F; (c) V.
[22]. Para un mol de agua, justifica la veracidad o falsedad de las siguientes
afirmaciones:
(a) En condiciones normales de presión y temperatura ocupa 22,4 litros.
(b) Contiene 6,02·1023 moléculas de agua.
(c) El número de átomos de oxígeno es doble que de hidrógeno.
(a) F; (b) V; (c) F.
[23]. Razona 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 de NH3 hay 6,02·1023 moléculas.
(c) En 32 g de O2 hay 6,02·1023 átomos de oxígeno.
Masas atómicas: H=1; N=14; O=16.
(a) V; (b) V; (c) F.
[24]. 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?
Masas atómicas: O=16; S=32; Fe=56.
(a) 0,025 moles; (b) 0,075 moles; (c) 1,81·1023 átomos.
[25]. La fórmula empírica de un compuesto, de masa molecular 88, es C2H4O.
(a) Determina su fórmula molecular.
(b) Calcula el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho
compuesto.
Masas atómicas: H=1; C=12; O=16.
(a) C4H8O2; (b) 2,74·1023 átomos.