Determinar el % de cada uno de los elementos presentes

P. Universidad Católica de Valparaíso
Facultad de Ciencias Básicas y Matemáticas
Instituto de Química
2° Sem. 2007
QUÍMICA GENERAL
GUÍA DE CÁTEDRA
QUI- 127
1° PRUEBA DE CÁTEDRA.
Prof.
Prof.
Prof.
Paula Grez M.
Rodrigo Henríquez N.
Marco Orellana L.
Guía de Ejercicios
1º Prueba de Cátedra
1. Determinar el % de cada uno de los elementos presentes en cada uno de los siguientes compuestos:
a) FeO
b) CH3OH
c) Na2CO3
d) H2S
2. Calcular la fórmula empírica de los compuestos que poseen las siguientes composiciones centesimales:
a) 2.1% H, 32.7% S y 65.2% O.
b) 57.5% Na, 40.0% O y 2.5% H.
c) 65.9% Ba y 34.1% Cl.
d) 52.2% C, 13.0% H y 34.8% O.
e) 75.0% C y 25.0% H.
3. Un compuesto orgánico posee la siguiente composición centesimal: 26.7% de C, 2.22% de H y 71.1% de O.
Si su peso molecular es de 90, calcular su fórmula empírica y su fórmula molecular.
4. ¿Cuántos moles de CO2 hay en 5 gr de muestra?. En la misma cantidad, ¿Cuántas moléculas de CO2,
átomos de Carbono y átomos de Oxígeno habrán?.
5. Igualar por tanteo las siguientes reacciones:
a) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + P + CO
b) C6H6 + O2  CO2 + H2O
c) Al + H2SO4
 Al2(SO4)3 + H2
d) CaH2 + H2O

Ca(OH)2 + H2
e) HCl + Ba(OH)2 
BaCl2 + H2O
6. El carburo cálcico reacciona con el agua de la siguiente forma: CaC2 + H2O  C2H2 + Ca(OH)2
si se parte de 5 gr de CaC2 de riqueza 90%, ¿Cuántos gramos de acetileno (C2H2) se obtendrán en
condiciones normales?.
7. Si 50 gr de CO reaccionan con 35 gr de Cl2 para dar 40 gr de COCl2 según la reacción:
CO + Cl2 
COCl2
Calcular el rendimiento de la reacción.
8. Se tienen dos toneladas de caliza (CaCO3) del 95% de riqueza y se pide calcular el número de Kg de CaO
que se pueden obtener según la reacción: CaCO3  CaO + CO2
9. Si tenemos 12 gr. de glucosa (C6H12O6), calcular:
a) La reacción química de su combustión ajustada.
b) La masa de agua que se obtiene.
c) La masa de CO2 que se obtiene.
d) La cantidad de oxígeno necesario para la combustión de los 12 gr de glucosa.
10. Calcular la composición centesimal de los siguientes compuestos:
a) AgNO3
b) CaCO3
c) SiO2
d) KMnO4
11. El análisis de un compuesto da el siguiente resultado: 26.57% de K, 35.36% de Cr y 38.08% de O. Calcular
su fórmula empírica.
12. El dióxido de azufre se oxida mediante catálisis a trióxido de azufre según la reacción:
SO2 (g) + O2  SO3 (g)
Ajusta la reacción y calcula las masas de SO2 y de O2 necesarios para obtener 100 gramos de SO3.
13. Se tienen 2.5 moles de H2S. Calcular:
a) El número de gramos que hay de S y de H.
b) El número de moles de S.
c) El número de moléculas de ácido sulfhídrico.
14. Sea la reacción:
H2SeO3 + Fe4(As2O7)3  Fe2(SeO3)3 + As2O5 + H2O.
calcular:
a) Las cantidades de cada uno de los reactivos necesarios para obtener 3 gramos de selenito férrico.
b) La cantidad máxima de selenito férrico que se podrá obtener con 3 gramos de cada uno de los reactivos.
c) ¿Qué cantidad de pentóxido de diarsénico se obtendrá en el apartado b).
15. El trióxido de dinitrógeno y el óxido de aluminio, forman al reaccionar nitrito de aluminio:
a) Calcula el rendimiento de la reacción si con 20 gr. de óxido de aluminio y la cantidad de trióxido de
dinitrógeno necesaria se obtienen 52 gr. de nitrito de aluminio.
b) Sabiendo el rendimiento calculado en a), calcular las cantidades de cada reactivo necesarias para
obtener 9 gr. de nitrito de aluminio.
16. Sea la reacción: dióxido de carbono + carbonato de aluminio + ac. sulfúrico  bicarbonato de
aluminio + trióxido de azufre.
Calcular:
a) La máxima cantidad en gramos de bicarbonato que podrá formarse con 0.04 moles de carbonato de
aluminio y 0.1 mol de ácido sulfúrico, junto con el dióxido de carbono necesario (suponer el rendimiento de
la reacción es del 100%).
b) ¿Qué cantidades de carbonato de aluminio y de ácido sulfúrico serán necesarias para obtener 1.5 gr. de
bicarbonato suponiendo un rendimiento del 100 %?
c) Repetir el apartado b) pero suponiendo un rendimiento del 67%.
d) ¿Cuál sería el rendimiento si con 0.2 moles de carbonato de aluminio y las cantidades de dióxido de
carbono y ácido sulfúrico correspondientes, se obtiene 79.2 gr. de bicarbonato?.
e) Suponiendo un rendimiento del 100%, ¿cuántos gr. de carbonato de aluminio tendríamos que pesar para
que reaccionaran con 0.6 moles de ácido sulfúrico? ¿Cuántos gr de bicarbonato y de trióxido de azufre se
obtendrán?.
17. Determinar la masa atómica relativa del Mg a partir de las masas de sus isótopos y sus abundancias
relativas:
Isótopo
24
25
26
Abundancia (%)
78,60
10,11
12,29
Masa relativa (umas)
23,993
24,994
25,991
18. El cobre natural está compuesto sólo de dos isótopos de masas relativas 62.929 y 64.928. Sabiendo que la
masa relativa del cobre es 63.54, determinar la abundancia relativa de cada uno de los isótopos.
19. Al analizar 6.392 gr de cromato de plata se obtienen 1.464 gr de óxido de cromo (III). Calcular la masa
atómica relativa del cromo. DATOS: Ag = 107.94 g/mol ; O = 16 g/mol.
20. Se obtienen 0.365 gr de óxido de berilio a partir de 1.479 gr de acetato de berilio, Be 4O(C2H3O2)6. Calcular
la masa relativa del Berilio. DATOS: O = 16 g/mol ; C = 12 g/mol; H = 1 g/mol
21. Calcular la masa atómica relativa del Boro, sabiendo que al calentar Borax cristalizado, Na 2B4O7 x 10H2O,
se produce una pérdida de masa del 47.1%. DATOS: Na = 23 g/mol; O = 16 g/mol; H = 1 g/mol.
22. Se tiene una muestra de 8 gr de Oxígeno. Calcular el número de moléculas y el de moles. ¿Y si los 8 gr.
fuesen de ozono?
23. ¿Cuál de entre las siguientes cantidades de materia tendrá mayor masa?
10 gr de Cu, 6 moles de He ó 3.01 x 1023 átomos de Ag.
24. a) ¿Cuántos moles de átomos de azufre hay en 10 gr de S8?
b) ¿Cuántos moles de moléculas de S8 hay en 10 gr de S8?
c) ¿Cuántas moléculas hay en 10 gr de S8?
25. En 413 gr de clorato de bario monohidratado, calcular:
a) moles de Ba.
b) moles de oxígeno.
c) moles de ion clorato.
26. Si de 100 mgr de amoniaco se quitan 2 x 1021 moléculas de amoniaco, ¿cuántos moles de amoniaco nos
quedarán?
27. La composición centesimal de una sustancia es: C 39.998%, H 6.718 y el resto oxígeno. Calcular su fórmula
empírica. ¿Con estos datos, se puede determinar la fórmula molecular?
28. Se ha determinado que 4.638 gr de un óxido de Fe contiene 3.358 gr de Fe. ¿Cuál es la fórmula de este
óxido?
29. Un gramo de un compuesto formado únicamente por C e H dio por combustión 1.635 gr de agua y 2.995 gr
de dióxido de carbono. Hallar la fórmula empírica del compuesto.
30. Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A y B:
A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1
Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando la respuesta:
a) A y B representan dos elementos distintos.
b) Se necesita energía para pasar de A a B.
c) A representa al átomo de sodio
d) Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B.
31. Cuatro elementos diferentes A, B, C y D, tienen de números atómicos 6, 9, 13 y 19 respectivamente.
Averigua:
a) el número de electrones de la capa de valencia.
b) su clasificación en metales y no metales.
c) Las fórmulas de los compuestos que formará B con cada uno de los restantes elementos y ordenarlos
desde el más iónico hasta el más covalente.
32. ¿Qué quiere decir que una molécula es polar? ¿Qué molécula será más polar el CH 4 o el NH3? ¿y entre el
NH3 y el NF3?
33. Clasificar como covalente puro, covalente polar o iónico el enlace que presentará la unión de los siguientes
pares de elementos, explicándolo:
a) Li-O
b) Br-I
c) Mg-H
d) O-O
e) Rb-F
34. Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:
NF3
;
SO2
;
SF4
a) determinar su estructura espacial.
b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso, establecer qué átomo se
cargará positivamente y cuál negativamente.
c) establecer cuáles de las moléculas son polares.
35. Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:
SiCl4
;
CO
;
NO2- ;
BrF3
a) determinar su estructura espacial.
b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso, establecer qué átomo se
cargará positivamente y cuál negativamente.
c) establecer cuáles de las moléculas son polares.
36. Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones redox:
a) ZnS + HNO3

ZnSO4 + NO2 + H2O
b) AsO3 + Cr2O7-2 + H+

AsO4-3 + Cr+3 + H2O
c) MnO4- + NO2 + H+

Mn+2 + NO3- + H2O
d) MnO2 + PbO2 + HNO3 
Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O
e) Cr(OH)3 + Cl2 + OH
CrO4-2 + Cl- + H2O
-2
f) Fe(OH)2 + SO3 + H2O 
FeS + Fe(OH)3 + OH37. En medio ácido, el aluminio reduce el ion clorato a ion cloruro, y él pasa a ion aluminio.
a) Formular y ajustar la correspondiente reacción iónica.
b) Formular ajustada la reacción estequiométrica sabiendo que se parte de clorato potásico y de ácido
clorhídrico.
c) calcular los gramos de aluminio en polvo que se necesitarán para reaccionar con 2 gr de clorato potásico.
38. Un mineral de hierro es en realidad óxido de hierro (III) impurificado con sustancias no férreas. Cuando este
mineral se calienta en presencia de carbono puro se obtiene hierro metal y monóxido de carbono. Por este
procedimiento, a partir de una muestra de 7.52 gr de mineral se obtuvieron 4.53 gr de Fe puro.
a) Ajustar la reacción redox de producción de hierro metal.
b) calcular el porcentaje de óxido férrico en el mineral.
39. Cuando el ion permanganato reacciona con el ácido sulfhídrico en medio ácido, se obtiene azufre y el
permanganato se reduce a sal manganosa. Ajusta la reacción redox iónica.
40. Cuando se calienta el clorato de potasio, se descompone mediante un proceso de dismutación, (el mismo
elemento es el que se oxida y se reduce) en cloruro de potasio y perclorato de potasio.
a) Ajustar la reacción redox.
b) Si se descomponen 0.75 gr de clorato de potasio, determine la masa de cloruro de potasio y perclorato
de potasio que se obtienen.