Examen 1º Bachillerato Nombre y Apellidos: ______________________________________________________________________

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. El peso molecular del ácido sulfúrico, H2SO4, es:
a. 98 g
b. 98 u
c. Las opciones a y b son correctas
2. En 5 litros de oxígeno y en 5 litros de dióxido de carbono hay el mismo número de:
a. Átomos, si ambos están a la misma presión y temperatura
b. Moléculas, si ambos están a la misma presión y temperatura
c. Las opciones a y b son falsas
3. 56 gramos de hierro contienen, por definición,
a. El mismo número de átomos que 12 gramos de carbono
b. Más átomos que 12 gramos de carbono
c. Menos átomos que 12 gramos de carbono
4. En una mezcla heterogénea:
a. La composición y propiedades pueden variar de un punto a otro de ella
b. Se pueden separar sus componentes por procedimientos físicos
c. Las opciones a y b son correctas
5. El porcentaje de carbono en el dióxido de carbono, CO2, es:
a. 73%
b. 27%
c. 12%
6. Como la fórmula del monóxido de carbono es CO, una determinada masa de CO contiene:
a. La misma masa de carbono que de oxígeno
b. Más carbono que oxígeno
c. Más oxígeno que carbono
7. 63 gramos de ácido nítrico, HNO3, son:
a. Un equivalente gramo de ácido nítrico
b. Un mol de ácido nítrico
c. Ambas respuestas son correctas
8. Si tomamos la mitad del volumen de una determinada disolución de un cierto soluto y le añadimos
disolvente hasta recuperar el volumen inicial:
a. La concentración molar se reduce a la mitad
b. El número de moles de soluto se reduce
c. La concentración molar no varía
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; Ca =
40.
1
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Problemas (7 puntos)
1. Se ha preparado una disolución agregando 75 g de ácido carbónico, H2CO3, hasta obtener un volumen
total de disolución de 1500 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
m
M   PM 
V
V
PM  V
El peso molecular, PM, del H2CO3 es 1×2 + 12×1 + 16×3 = 62 u. Es decir, que 1 mol equivale a 62 g.
Además, la valencia del H2CO3 es 2. Por tanto, a partir de la expresión anterior,
M 
m
75 g

 0,806 mol/l
PM  V 62 g/mol  1,5 l
Por definición, la normalidad N 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
75  2
N





 1,613eq/l
V
V eq  V PM
PM  V 62  1,5
V
v
2
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2. La fórmula del gas butano es CH3-CH2-CH2-CH3. A partir de las correspondientes masas atómicas,
determina su composición centesimal. (0,50 puntos)
La fórmula del butano es C4H10, cuyo peso molecular es 12 × 4 + 1 × 10 = 58 u. De este peso
molecular, 48 u corresponden al carbono y 10 u al hidrógeno. Por tanto, podemos calcular el porcentaje
correspondiente a cada uno de los elementos químicos:
Si 58 u son el 100% del peso del butano, 48 u serán el porcentaje del carbono,
58 u 48 u
48 u 100%

x 
 82,76%de carbono
100% x
58 u
Haciendo lo mismo con el hidrógeno,
58 u 10 u
10 u  100 %

y 
 17,24%de hidrógeno
100% y
58 u
3. Dada una disolución comercial de ácido sulfúrico, H2SO4, de 27% en peso y densidad 1,198 g/ml,
determinar los gramos de soluto presentes en 1250 ml de disolución. (0,50 puntos)
El peso molecular del ácido sulfúrico, H2SO4 ,es 1 × 2 + 32 × 1 + 16 × 4 = 98 u.. Como la densidad
del ácido es 1,198 g/ml, primero debemos calcular cuál es la masa de los 1250 ml de disolución. De la
definición de densidad,
d
m
 m  d V  1,198g/ml 1250ml  1497,5g
V
Es decir, que la masa de los 1250 ml de disolución es 1497,5 g. Pero al ser de una riqueza en peso
del 27%, esto quiere decir que sólo el 27% de los 1497,5 g corresponden al ácido puro,
27
1497,5g  404,3g 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 litro de oxígeno, O2, a 1,2 atm de presión y 30ºC de temperatura. R = 0,082 atm × l × mol-1 × K-1
El peso molecular del oxígeno, O2, es 16 × 2 = 32 u. Como nos dan los datos del oxígeno gaseoso,
podemos usar la ecuación de los gases ideales para obtener el número de moles, teniendo en cuenta
que la temperatura debe estar en Kelvin, T = (273 + 30) ºC = 303 K
p V  n  R T  n 
p V

R T
1,2 atm 1 l
 0,048 mol de O 2
atm  l
0,082
 303 K
mol  K
Sabiendo que un mol de moléculas contiene el número de Avogadro de moléculas, 6,022 × 10 23,
entonces los 0,048 mol de O2 contendrán
0,048 × 6,022 × 1023 = 2,89 × 1022 moléculas de O2
Y como cada molécula de O2 contiene 2 átomos,
2 × 2,89 × 1022 moléculas = 5,78 × 1022 átomos de O
3
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5. Calcular la molaridad (0,25 puntos), normalidad (0,25 puntos) y molalidad (0,25 puntos) de una
disolución de ácido fosforoso, H3PO3, de densidad 1,075 g/ml y 65% de riqueza en peso.
El peso molecular del H3PO3 es 1 × 3 + 31 × 1 + 16 × 3 = 82 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 1,075 g/ml, primero debemos calcular cuál es la masa de 1 litro de disolución. De
la definición de densidad,
d
m
 m  d V  1,075g/ml 1000ml  1075g
V
Pero al ser de una riqueza en peso del 65%, esto quiere decir que sólo el 65% de los 1075 g
corresponden al ácido puro,
65
1075g  698,75g de ácido puro
100
Es decir, que en 1 litro de disolución, 698,75 g son de ácido puro. Por tanto, la molaridad será
M 
m
698,75g

 8,52 mol/l
PM  V 82 g/mol  1 l
Para calcular la normalidad, sabemos que la valencia del ácido fosforoso es 3, por lo que 1 eq de
H3PO3 es
eq 
PM 82
  27,33g
v
3
m
nº eq eq
m
698,75



 25,57 eq/l
Y la normalidad será N 
V
V eq  V 27,33  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 1075 g – 698,75 g = 376,25 g
Y la molalidad será el número de moles de soluto por kg de disolvente,
m
n
8,52 mol

 22,66 mol/kg
m dis (kg) 0,376 kg
6. Uno de los gases que contribuyen al fenómeno de la “lluvia ácida” es el dióxido de nitrógeno proveniente
de la combustión en los vehículos, que al reaccionar con la humedad de la atmósfera produce ácido
nítrico:
3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO. Calcular la cantidad de ácido nítrico que es capaz de
producir 1 g de dióxido de nitrógeno (0,75 puntos), y la cantidad de dióxido de nitrógeno que es capaz
de absorber 1 m3 de vapor de agua (1000 l) a 0,8 atm de presión y 27º C (0,75 puntos).
El peso molecular del NO2 es 46 u y el del HNO3 es 63 u. La ecuación química ajustada nos indica
las proporciones según las que reaccionan el NO2 y el H2O para producir HNO3 y NO.
3 moles de NO2 (3 × 46 g = 138 g) reaccionan siempre con 1 mol de H2O (18 g) para formar 2 moles
de HNO3 (2 × 63 g = 126 g). Como tenemos 1 g de dióxido de nitrógeno, la cantidad de HNO 3 formada
se calcula usando la siguiente proporción,
Como 138 g de NO2 producen 126 g de HNO3, 1 g de NO2 producirá x g de HNO3,
4
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126 g NO2  1 g HNO3
138 g NO2 1 g NO2

x 
 0,913g HNO3
126 g HNO3
x
138 g NO2
Para calcular la cantidad de NO2 que es capaz de absorber 1 m3 de vapor de H2O, necesitamos
saber primero la masa de ese vapor de agua en las condiciones indicadas. Como 1 m 3 son 1000 l, el
peso molecular del agua es 18 u, y 27ºC equivalen a (273 + 27) K = 300 K, a partir de la ecuación de los
gases ideales,
m
p  V  PM
p V  n  R T 
 R T  m 

PM
R T
18 g
mol  585,366g de H O
2
atm  l
0,082
 300 K
mol  K
0,8 atm  1000l 
Como ahora ya tenemos la masa del vapor de agua, basta con plantear la siguiente proporción: Si
138 g de NO2 reaccionan con 18 g de H2O, los 585,366 g de H2O reaccionarán con y g de NO2.
138 g NO2
138 g NO2  585,366g H 2 O
y

y 
 4487,806g NO2
18 g H 2 O 585,366g H 2 O
18 g H 2 O
7. El ácido clorhídrico reacciona con el carbonato de calcio según la reacción
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
Si tenemos 500 ml de una disolución de HCl de densidad 1,18 g/ml y riqueza del 35% en peso, y 75 g de
carbonato, calcula la cantidad de reactivo que sobrará (1 punto) y el volumen de CO2 formado, medido a
21ºC y 1 atm de presión (1 punto).
El peso molecular del HCl es 1 × 1 + 1 × 35,5 = 36,5 u, el del CaCO3 es 1 × 40 + 1 × 12 + 3 × 16 =
100 u, y el del CO2 es 1 × 12 + 2 × 16 = 44 u.
Lo primero que hay que hacer es calcular la masa de HCl puro que tenemos, para luego plantear las
correspondientes proporciones. De la definición de densidad,
d
m
 m  d V  1,18 g/ml  500 ml  590 g
V
Pero al ser de una riqueza en peso del 35%, esto quiere decir que sólo el 35% de los 590 g
corresponden al ácido puro,
35
 590 g  206,5g de ácido puro
100
La ecuación química ajustada nos indica las proporciones según las que reaccionan el HCl y el
CaCO3.
2 moles de HCl (2 × 36,5 g = 73 g) reaccionan siempre con 1 mol de CaCO3 (100 g), por lo que los
75 g de CaCO3 que tenemos reaccionarán con x g de HCl,
73 g HCl  75 g CaCO3
73 g HCl
x

x 
 54,75 g HCl
100 g CaCO3 75 g CaCO3
100 g CaCO3
Por tanto, como tenemos 206,5 g de HCl y sólo reaccionarán 54,75 g, está claro que sobrarán
206,5 g – 54,75 g = 151,75 g de HCl
5
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Para calcular el volumen de CO2 formado, primero vamos a calcular la masa mediante la siguiente
proporción:
Si 1 mol de CaCO3 (100 g) producen 1 mol de CO2 (44 g), los 75 g de CaCO3 producirán y g de CO2.
100 g CaCO3 75 g CaCO3
44 g CO2  75 g CaCO3

x 
 33 g CO2
44 g CO2
y
100 g CaCO3
Para calcular ahora el volumen que ocupa el CO2, sólo queda por usar la ecuación de los gases
ideales, teniendo en cuenta que el peso molecular del CO 2 es 44 u y que 21ºC equivalen a (21 + 273) K
= 294 K,
m
m  R T
p V  n  R T 
 R T  V 

PM
p  PM
atm  l
 294 K
mol  K
 18,081l de CO 2
44 g
1 atm 
mol
33 g  0,082
EXTRAS
A. Al quemar 3 g de antracita (cierto tipo de carbón) se obtienen 5,3 litros de CO2 medidos en condiciones
normales. Calcular la cantidad de carbono que contiene la antracita.
C + O2 → CO2 (1 punto)
De la ecuación química se observa que 1 mol de C (12 g) reacciona con 1 mol de O 2 (32 g)
produciendo 1 mol de CO2 (44 g). Lo primero es calcular la masa de CO2 obtenido mediante la ecuación
de los gases ideales, sabiendo que el peso molecular del CO2 es 44 u, y que las condiciones normales
implican 1 atm y 273 K,
p V  n  R T 
m
p  V  PM
 R T  m 

PM
R T
1 atm  5,3 l 
44 g
mol
atm  l
0,082
 273 K
mol  K
 10,417g de CO2
Como ya hemos dicho que 12 g de C producen 44 g de CO2, los 10,417 g de CO2 habrán sido
producidos por x g de carbón,
10,417g CO2  12 g C
12 g C
x

x 
 2,841g C
44 g CO2 10,417g CO2
44 g C
Por tanto, de los 3 g de antracita, 2,841 corresponden a C puro, con lo que podemos calcular la
cantidad de carbono de la antracita,
3g
2,841
2,841 100

y 
 94,7 %
100 %
y
3
B. Para determinar la riqueza de Zn impuro se toman 50 g y se tratan con una disolución de ácido clorhídrico
de 1,18 g/ml de densidad y 35% de riqueza en peso, gastándose 129 ml de la disolución. Calcular la
molaridad de la disolución (0,5 puntos), el porcentaje de Zn contenido en la muestra (1 punto) y los ml de
hidrógeno recogidos durante la operación medidos en c.n. (1 punto)
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
Lo primero que debemos hacer es calcular la cantidad de HCl puro que reacciona. A partir de la
definición de densidad,
d
m
 m  d V  1,18 g/ml 129 ml  152,22g
V
6
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Pero al ser de una riqueza en peso del 35%, esto quiere decir que sólo el 35% de los 152,22 g
corresponden al ácido puro,
35
152,22g  53,277g de HCl puro
100
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
Como el peso molecular del HCl es 36,5 u, 1 mol equivale a 36,5 g.
M 
m
53,277g

 11,32 mol/l
PM  V 36,5 g/mol  0,129 l
De la ecuación química se observa que 1 mol de Zn (65,4 g) reacciona siempre con 2 moles de HCl
(2 × 36,5 = 73 g), por lo que los 53,277 g de HCl han reaccionado con x g de Zn,
65,4 g Zn
x
53,277g HCl  65,4 g Zn

x 
 47,73 g Zn
73 g HCl 53,277g HCl
73 g HCl
Como tenemos 50 g de Zn impuro, de los cuales reaccionan 47,73 g, podemos calcular el porcentaje
en la muestra,
50 g 47,73
47,73 100

y 
 95,46%
100 %
y
50
Por último, para calcular el hidrógeno producido, acudimos a la ecuación química, que nos dice que
2 moles de HCl (73 g) producen 1 mol de H2 (2 g), por lo que los 53,277 g de HCl producirán z g de H2,
53,277g HCl  2 g H 2
73 g HCl 53,277g HCl

z 
 1,46 g H 2
2 g H2
z
73 g HCl
Ahora sólo queda usar la ecuación de los gases ideales para calcular el volumen de hidrógeno
pedido, sabiendo que el peso molecular del H2 es 2 u, y que las condiciones normales implican 1 atm y
273 K,
p V  n  R T 
m
m  R T
 R T  V 

PM
p  PM
7
atm  l
 273 K
mol  K
 16,34l de H 2
2g
1 atm 
mol
1,46 g  0,082
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