calculos moles - fisicayquimica12010

Cálculos en Reacciones químicas
Grupo Lentiscal de Física y Química
CALCULOS MOLES – MOLES
1. En un alto horno, el mineral de hierro, Fe2O3, se convierte en hierro
mediante la reacción:
Fe2O3 (s) + 3 CO (g)  2 Fe (I) + 3 CO2 (g)
a) ¿Cuántos moles de monóxido de carbono se necesitan para
producir 12 moles de hierro? b) ¿Cuántos moles de CO2 se
desprenden por cada 6 moles de hierro formado?
CALCULOS MASA - MASA
2. Los objetos de plata en contacto con el aire contaminado con
sulfuro de hidrógeno se ennegrecen como consecuencia de la
formación de sulfuro de plata, que es de color negro: 2Ag+2O2+H2S
Ag2S+H2O
a) ¿Cuántos gramos de H2S y de O2 se necesitan para reaccionar con
4 g de plata? b) Cuando tiene lugar la reacción anterior, ¿cuántas
23
-1
moléculas de agua se forman? NA = 6,02 · 10 moleculas·mol
CÁLCULOS MASA - VOLUMEN
3. El acetileno, C2H2, arde en presencia de oxígeno originando dióxido
de carbono y agua, a) Escribir ajustada la ecuación química de la
reacción. b) ¿Qué volumen de aire (21 % O2), que se encuentra a 27
°C y 760 mm de Hg, se necesita para quemar 1,5 kg de acetileno?
3
4. Calcular la masa de hierro puro que se disolverá en 400 cm de una
disolución de ácido sulfúrico 0,2 M. La ecuación de la reacción
química que tiene lugar es: Fe (s) + H2SO4 (aq) FeSO4 (aq)+H2(g)
5. Calcular: a) El volumen de una disolución de ácido clorhídrico 0,5 M
que se necesita para disolver una cinta de magnesio de 1,4 g.
b) El volumen de hidrógeno desprendido, medido a 17 °C y 720 mm
de Hg de presión.
CÁLCULOS VOLUMEN - VOLUMEN
6. Calcular el volumen de hidrógeno que reacciona y el volumen de amoniaco que se forma con 12 litros de
nitrógeno. Todos los gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.
7. Calcular el volumen de disolución de ácido sulfúrico 0,5 M que debe reaccionar con aluminio en exceso,
para obtener 10 litros de hidrógeno en c.n.
RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
8. Cuando 42,4 g de óxido de hierro (III) reaccionan con un exceso de
monóxido de carbono se forman 28,9 g de hierro. La ecuación de la
reacción es: Fe2O3 (s) + 3 CO (g)  2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
PUREZA DE UNA MUESTRA (REACTIVOS IMPUROS)
9. Un coche recorre 10 km por cada litro de gasolina. Suponiendo que
3
la gasolina es 90 % octano, C8H18, cuya densidad es 0,69 g/cm ,
¿cuántos litros de aire, medidos en condiciones normales, cuyo
contenido en oxígeno es del 21 % en oxígeno, se requerirán para un
viaje de 350 km?
10. Una muestra de cocaína, C17H21O4N, se mezcla con azúcar de
mesa, C12H22O11. Al quemar 6 mg de esta mezcla, en exceso de
oxígeno, se obtuvieron 8 mg de CO2. ¿Cuál es el porcentaje de cocaína
en la mezcla?
REACTIVO LIMITANTE
11. Identificar el reactivo limitante en cada una de las combinaciones
de reactivos indicadas en las siguientes ecuaciones químicas
ajustadas:
a)
SnO2 + 2 C  Sn + 2 CO,;
3 moles 7 moles
b)
4P
6 moles
c)
2 Fe
3 moles
+ 5 O2 
2 P2O5
7 moles
+ 3 Br2  2 FeBr3
4,8 moles
12. En un matraz cerrado se introducen 50 g de hidrógeno y 50 g de cloro. Estos gases reaccionan formando
cloruro de hidrógeno, HCI. Calcular cuál será la composición en el matraz cuando se haya completado la reacción
entre el hidrógeno y el cloro.
13. En el tubo de escape de los coches se forma monóxido de nitrógeno. La ecuación que describe el proceso que
tiene lugar es N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) Tanto el oxígeno como el nitrógeno proceden del aire. Teniendo en cuenta
la composición del aire (78 % N2, 21 % en volumen), ¿cuál es el reactivo limitante en este proceso?
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UNIDAD DIDÁCTICA 2: REACCIONES QUÍMICAS
LA MATERIA. DISOLUCIONES (Akal Unidad 13, páginas 210- 226) LEYES VOLUMETRICAS MOL . (Akal Unidad
14, páginas 227- 236) ESTADO GASEOSO (Akal Unidad 18, páginas 302-313)
REACCIONES QUÍMICAS (Akal: Unidad 19. Páginas 314-331)
Problema central a investigar: ¿Por qué se produce una reacción química? ¿Cuáles son las leyes que
rigen las reacciones químicas?
CONTENIDOS CONCEPTUALES
0. Introducción: Conceptos básicos
0.1 Masas atómicas y moleculares.
La cantidad de sustancia : el mol
0.2 Concentración de las disoluciones: %, g/l y
molaridad.
0.3 Leyes de los gases ideales
1.Concepto de reacción química
1.1 Reactivos y productos.
1.2 Cambio químico y cambio físico.
1.3 La energía en las reacciones químicas.
2. Leyes fundamentales de las reacciones químicas.
2.0 Ajuste de reacciones químicas (coeficientes
estequiométricos)
2.1 Ley de Lavoisier. Ley de conservación de la
masa.
2.2 Ley de Proust. Ley de las proporciones definidas.
2.3 Ley de los volúmenes de reacción. Ley de
Avogadro.
3. Clasificación de las reacciones químicas.
3.1 Reacciones reversibles e irreversibles
3.2 Reacciones de síntesis, de sustitución, de
descomposición, de doble sustitución.
3.3 Reacciones ácido-base, fotoquímicas de oxidaciónreducción.
4. Ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos.
4.1 Cálculos estequiométricos en relaciones masa-masa,
masa-volumen y volumen-volumen.
4.2 Reactivo limitante y reactivo en exceso.
CONTENIDOS DE
PROCEDIMIENTOS
CONTENIDOS DE
ACTITUDES
- Aplicar las leyes de los
gases
- Aplicación de las leyes de
reacción para la realización
de cálculos estequiométricos.
- Estudio de los diferentes
tipos de reacciones químicas.
- Cálculo de concentración de
disoluciones.
- Realizar los diferentes
cálculos en reacciones
químicas.
- Valorar la importancia
de una reacción
química, en el mundo
que nos rodea.
- Considerar
necesarios ciertos
conocimientos
científicos, ecológicos
y éticos que eviten
actos perjudiciales
para la humanidad y su
medio ambiente.
- Mantenimiento de las
normas de seguridad
en el laboratorio. Uso
adecuado del material.
- Buena disposición a
trabajar en grupo.
Temas transversales: Educación ambiental, Educación moral y cívica. Relaciones CTS.
CRITERIOS DE EVALUACIÓN: (Aprendizajes básicos)
1.Extraer toda la información contenida en una reacción química perfectamente ajustada (estado físico de las sustancias,
fórmulas, relaciones de moles, masa y volumen).
2. Distinguir los cambios químicos de los cambios físicos.
3. Aplicar las leyes de Lavoisier y de Proust. Para la realización de cálculos estequiométricos.
4. Resolver problemas de estequiometría. Realizando cálculos masa-masa, masa-volumen y volumen-volumen entre
cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción.
5. Clasificar con diferentes criterios una reacción química.
ACTIVIDADES INICIALES (Antes de empezar atrevete y contesta)
1. Explica que es una disolución ¿Que diferencias hay entre una disolución y una reacción quimica? Pon un
ejemplo?
2. En un recipiente dejamos evaporar alcohol , con lo que se queda vacio. En otro recipiente hacemos arder
alcohol, con lo que también se queda vacio ¿Qué diferencias hay entre ambos procesos? ¿Cuándo se trata de
una reacción química?
3. Cita algunas reacciones químicas que pueden ocurrir en nuestro alrededor. Señala los reactivos y productos que
tienen lugar
4. Indica las leyes que cumplen las reacciones químicas. ¿Las cumplen también las mezclas.? Pon un ejemplo
aclaratorio
5. Al calentar un trozo de estaño este se oxida. Si pesamos el estaño antes y después de la oxidación
comprobamos que ha aumentado de masa. Explica si se contradice la ley de conservación de la masa.
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ACTIVIDADES SOBRE LAS REACCIONES QUÍMICAS
INTRODUCCIÓN: DISOLUCIONES
1. Se disuelven 10 g de hidróxido de sodio en 40 g de agua formando una disolución de densidad
1.2 g/cm3. Calcular la concentración de la disolución en a) % en masa; b) g/l; c) Molaridad.
(Solución: 20%; 240 g/l; 6 moles/l)
2. Se disuelven 370 g de hidróxido de calcio en 630 g de agua formando una disolución de densidad
1,25 g/cm3. Calcular la concentración de la disolución en a) % en masa; b) g/l; c) molaridad.
(Solución: 37%; 462 g/l; 66,25 moles/l)
3. Calcular la concentración en g/l y en molaridad de una disolución de ácido sulfúrico del 40% de
riqueza y de densidad 1,18 g/cm3. (Solución: 472,36 g/l, 4,82 moles/l).
4. Calcula el volumen en cm3 de disolución de ácido sulfúrico concentrado del 60% y densidad
1,20 g/cm3 que es necesario para preparar una disolución de ácido sulfúrico 0,2 M. (Solución: 13,3 cm3).
LEYES DE LOS GASES
5. Calcular el volumen que ocupan 0,72 g de oxígeno a) en c.n. b) a 37ºC y 0,25 atm.
6. Calcular la densidad del amoniaco a 27ºC y 700 mmHg.
CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA.
7. ¿Por qué se produce una reacción química? ¿Y cómo se produce?
8. Señala las diferencias entre una mezcla de sustancias y una combinación o reacción química. Pon ejemplos.
LEYES FUNDAMENTALES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
9.
Ajusta las siguientes ecuaciones:
a) CH4 + O2  CO2 + H2O; b) HCl + Ba(OH)2  BaCl2 + H2O ; c) SO3 + H2O  H2SO4
10. Se hacen reaccionar 219 g de ácido clorhídrico con 300 g de cinc. Calcular los g de cloruro de cinc que se
obtienen.
11. Calcular los g de sal de cloruro de sodio que se formaran cuando se hacen reaccionar a) 10 g de cloro con 10
g de sodio; b) 20 g de cloro con 10 g de sodio. Explica los cálculos que realices y nombra las leyes o conceptos en
los que te bases.
12. Se hacen reaccionar 5 litros de gas hidrógeno con 5 litros de gas nitrógeno ¿Cuántos litros de gas amoniaco
se obtienen?. Se suponen medidos los gases en las mismas condiciones.
ECUACIONES QUÍMICAS Y CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
13. Se hacen reaccionar 24 g de hidrógeno con suficiente nitrógeno para formar amoniaco. Calcular: a) La
ecuación ajustada; b) El número de moléculas de hidrógeno que reaccionan; c) El número de g de nitrógeno que
reaccionan; d) El número de g de amoniaco que se obtienen; e) El volumen de amoniaco que se obtiene a 27ºC y
2 atm.
14. Se hacen reaccionar 96 g de hidrógeno con suficiente oxígeno. Calcular: a) Los g de agua que se obtienen. b)
El número de moléculas de oxígeno que reaccionan. c) El volumen de oxígeno que se consume a 27ºC y 2 atm.
15. Se hacen reaccionar 5 kg de una piedra caliza del 90% de riqueza de carbonato de calcio, con ácido
clorhidrico en exceso. Se obtiene dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua. a) Escribir la reacción y ajustarla b)
¿Cuántos g de cloruro de calcio se obtienen? c) ¿Cuántos litros de dióxido de carbono, medidos a 1520 mmHg y
37ºC se obtendrán? d) Número de moléculas de agua que se obtienen. e) El volumen de disolución de ácido
clorhídrico que se consumirá si este es 3 M.
16. Una mezcla de 12 g de potasio y 22 g de bromo se calentó hasta que la reacción fue completa. a) ¿Qué
reactivo está en exceso y en qué cantidad?. b) ¿Cuántos g de bromuro de potasio se formaron?.
17. Se hacen reaccionar Magnesio con 200 cm3 de disolución de clorhídrico 4 M. a) ¿Cuántos g de Magnesio
gastan?; b) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene, medido en c.n.?.
18. Tenemos 10,4 l (medidos en c.n.) de acetileno (C 2H2). ¿Qué volumen de aire (con un 20% de Oxígeno) que
está a 17ºC y 735 mmHg que consumirá en su combustión?.
19. En la fabricación de ácido nítrico, tiene lugar la siguiente reacción:
dióxido de nitrógeno + agua  ácido nítrico + óxido de nitrógeno
a) ¿Cuántas moléculas de dióxido se necesitan para formar 1000 de ácido? b) ¿Cuántos g de agua reaccionan en
el caso anterior? c) ¿Cuántos litros de óxido se obtienen en dicho caso en c.n.?.
20. En la reacción de combustión de 100 l de propano (C 3H8) en c.n. a) Escribir la ecuación química y ajustarla.
Calcular: b) los g de CO2 que se obtienen; c) las moléculas de agua que se forman; d) los litros de oxígeno en c.n.
que se consumen.
21. Se hacen reaccionar 140 g de nitrógeno con suficiente hidrógeno Calcular: a) los g de amoniaco que se
obtiene. b) El número de moléculas de hidrógreno que reaccionan. c) El volumen de amoniaco que se obtiene a
27ºC y 2 atm.
22. Se hacen reaccionar 500 g de carbonato de calcio con una disolución de ácido clorhídrico 3 M. calcular: a) Los
g de cloruro de calcio que se forman; b) el volumen de dióxido de carbono que se forma a 27ºc y 1,2 atm; c) el
volumen de disolución ácida que se consume; d) el número de moléculas de agua que se forman.
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AUTOEVALUACIÓN REACCIONES QUÍMICAS
1. En la reacción descrita por la ecuación química:
a) Se rompen enlaces Br-Br y Br-H.
b) Se rompen enlaces Br-Br y H-H.
c) Se forman enlaces Br-H.
d) Se forman enlaces Br-Br.
Br2 (g) + H2 (g) 2 HBr (g)
2. ¿Cuáles de las siguientes ecuaciones químicas se encuentran ajustadas?
a) BaC03  Ba0 + CO2
b) Ca + CI2  CaCl2
c) N2 + H2  NH3
d) 4 HCI + MnO2  MnCl2 + H2O + CI2
3. La ecuación química
Ca (s) + 2 H2O (I)  Ca(OH)2 (aq) + H2 (g) indica que:
a) Se forma hidrógeno en forma de granos.
b) El hidróxido de calcio formado se encuentra disuelto en agua.
c) En la reacción se forma agua.
4. La ecuación química:
5 C (s) + 2 SO2 (g)  CS2 (s) + 4 CO (g) indica que:
a) 5 gramos de C reaccionan con 3 gramos de SO2.
b) 5 litros de C reaccionan con 3 litros de SO2.
c) 5 moles de C reaccionan con 2 moles de SO2.
d) 10 moles de C reaccionan con 4 moles de SO2.
5. La ecuación química:
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g)
indica que:
a) 2 moléculas de NO reaccionan con 1 molécula de O2.
b) 2 gramos de NO producen 2 gramos de NO2.
c) 1 litro de NO reacciona con medio litro de O2 gaseoso.
d) Para que se formen 1 millón de moléculas de NO2, deben reaccionar 2 millones de moléculas de 02.
6. La ecuación: H2 (g) + O2 (g)  H2O
describe cualitativamente la reacción química entre el hidrógeno y el oxígeno para formar agua. Pero no
es cuantitativamente correcta. Cuál o cuáles de las siguientes ecuaciones describen cuantitativamente
dicha reacción? a) H2 (g) + O (g)  H2O (I)
b) H2 (g) + 2 O2 (g)  H2O (I)c) 2 H2(g) + O2 (g)  11,0 (I) d) H2 (g) + O2(g)  HzOz (I)
7. Si en un experimento determinado en el que se produce la reacción
Zn (s) + 2 HCI (aq)  ZnCl2 (aq) + H2 (g) el cinc es el reactivo limitarte, esto significa que:
a) El HCI está en exceso, b) Cuando se completa la reacción queda HCI sin reaccionar. c) Cuando se
completa la reacción queda cinc sin reaccionar. d) Inicialmente hay menos gramos de cinc que de HCI.
8. A altas temperaturas, el CO (g) reacciona con el hidrógeno produciendo metanol, CH30H. La
ecuación ajustada de la reacción es: CO (g) + 2 H2 (g) CH30H (g)
Si mezclamos 2 moles de CO con 2 moles de H2:
a) El reactivo limitarte es el metanol. b) El reactivo limitante es el hidrógeno. c) El reactivo limitarte es el
C0. d) No hay reactivo limitarte.
9. ¿Cuáles de las reacciones siguientes son de combustión? a) C (s) + O2 (g)  CO2 (g) + energía b) 2
Hg0 (s) + energía  2 Hg (I) + O2 (g) c) C2H4 (g) + 3 O2(g)  2 CO2 (g) + 2 H20 (g) + energía d) N2(g) +
O2 (g) + energía  2 NO (g)
10. Los productos de la reacción de combustión de un hidrocarburo, en presencia de exceso de
oxígeno, son:
a) CO2 y O2;
b) CO2 y H2O;
c) Sólo CO2;
d) CO y H2O
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CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Si se hace reaccionar 1 g de hidrógeno con 1 g de oxígeno, aplicando la ley de conservación de la
masa y la ley de las proporciones definidas ¿Cuál es la cantidad de agua que se forma? Comenta el
resultado a partir de la las mismas. Calcular los g de cada elemento que son necesarios para formar 2 g
de agua.
[El reactivo limitante es el oxigeno, reacciona todo y el hidrógeno esta en exceso, del que solo reacciona 1/8 de g,
o sea 0,125 g, 1 sobran 0,875 g de hidrógeno, por lo qué se forman (1 + 0,125) = 1,125 g de agua . Para formar
2 g de agua son necesarios (2 . 8/9) = 1,78 g de oxígeno y (2 . 1/9) = 0,22 g de hidrógeno]
Si se hace reaccionar 1 g de hidrógeno con 1 g de oxígeno y se obtiene 1 g de agua. Calcular el
rendimiento de la reacción. [r=88,89 %]
 Suponiendo que a partir de Fe, S y O, reaccionando directamente se puede formar sulfato de hierro
(II) y disponemos de 1 g de cada elemento. ¿Cuál es la cantidad de compuesto que se puede formar?
[Ar (Fe) = 55,85; El oxígeno se gasta antes que el Fe y el S, es el reactivo limitante. La cantidad de Fe
SO4 que se forma =1 g de oxigeno + 0,87 g de Fe + 0,50 g de S =2,37 g de FeSO4]
 Suponiendo que a partir de 1 g de cada elemento de H, S y O, reaccionando directamente se forme el
ácido sulfúrico. Deducir la cantidad de ácido sulfúrico que se puede formar. Calcular los g de cada
elemento que son necesarios para formar 3 g de dicho ácido.
 En la reacción de oxidación del amoniaco determinar la cantidad de agua producida si se han
consumido 10 mol de amoniaco, según la reacción sin ajustar: NH3(g) + O2(g)  NO(g) + H2O (g)
[15 mol de agua]
 ¿Qué masa de oxígeno debe consumirse para quemar 3,3 . 105 g de octano si se obtiene dióxido de
carbono y agua?
[1,2 . 106 g]
 ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene, medido temperatura y presión normal, al reaccionar 2,23 g
de cinc con 100 cm3 de una disolución de HCl 0,50 M? Si uno de los reactivos no reacciona totalmente,
¿Cuál es la cantidad residual una vez completada la reacción?
[El HCl (aq) es el reactivo limitante; V= 0,560 dm3; Cantidad de Zn residual es 0,0091 mol];
 Cuando 100 g de N2(g) y 25 g de H2(g) se mezclan a 350 ºC y alta presión, reaccionan formando
28,96 g de NH3. Calcular el rendimiento de la reacción.
[rendimiento = 23,81 %]
 Una mezcla de magnesio y cinc pesa 1,34 g, reacciona con una disolución de HCl obteniéndose 1,26
l de hidrógeno a 20 ºC y 750 mm de Hg. Calcular la composición de la mezcla inicial. [1,21 g de Mg y
0,13 g de Zn] [Ar (Mg)= 24,3 Ar (Zn) = 65,38]
 100 ml de una disolución de ácido sulfúrico se diluyen con agua destilada hasta 1 l. De esta
disolución diluida se toman 10 ml y se hacen reaccionar con la cantidad suficiente de cloruro bárico,
obteniéndose un precipitado que después de lavarlo y secarlo pesó 3,275 g. Calcular la molaridad de la
disolución inicial de ácido sulfúrico.
[13,9 M]
 10 cc de una disolución de hidróxido sódico son capaces e neutralizar a 25 cc de ácido clorhídrico 1
M Calcular: a) la molaridad de la base. b) la concentración de la base en %. [a)M= 2,5 moles/l; b)10 %]
 Al calentar 22,547 g de Na2CO3. x H2O se produce una pérdida de peso en la sal hidratada de 14,192
g. Calcular los moles de H2O por mol de sal hidratada
[10 moles (Na2CO3.10 H2O)]
masa-masa: En la reacción de combustión del benceno obtenemos 220 g de dióxido de carbono.
Calcular lo g de benceno y oxígeno utilizados y la cantidad de agua que se obtiene.
[65 g de benceno; 200 g de oxígeno y 45 g de agua]
 masa volumen: Calcular la masa de oxígeno que se puede obtener a partir de 5 l de agua oxigenada
de 5 l de agua oxigenada 0,5 M. [40 g]
 volumen – volumen: Calcular el volumen de nitrógeno y de hidrógeno que se necesita para obtener
30 litro de gas amoniaco, medidos todos en las mismas condiciones de presión y temperatura. [15 l de
nitrógeno y 45 l de hidrógeno]
 masa-masa; masa-volumen; volumen-volumen:
Se hacen reaccionar 108 g de aluminio con una disolución de ácido sulfúrico 0,5 M. Calcular: a) los g de
sulfato de aluminio que se obtienen; b) El volumen de hidrógeno que se obtiene a 27 ºC y 2 atm de
presión; c) el número de moléculas de hidrógeno que se obtienen; d) el volumen de disolución de ácido
sulfúrico que se consume. [a) 684 g; b) 49,2 l ; c) 2,41.1024; d)12 l]
Se hacen reaccionar una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico con cinc y se obtienen 5,6 l de
hidrógeno en c.n. Calcular a) el volumen de la disolución del ácido que reaccionan; b) los g de cinc que
reaccionan; c) los gramos de cloruro de cinc que se forman. [a) 5 l; b) 16,35 g; c)34,6 g]
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REACCIONES QUÍMICAS: CRITERIOS DE EVALUACIÓN
0.1 Definir las leyes ponderales: ley de conservación de la masa y ley de las proporciones
definidas y aplicarlas a ejemplos concretos.
1. Enuncia la ley de conservación de la masa y explica por qué, tras quemar un papel, el residuo de
cenizas que nos queda no pesa lo mismo que el papel original.
2. Al descomponer 50 g de cloruro de plata se obtienen 37,63 g de plata y 12,37 g de cloro. ¿Cuál es la
relación que existe entre las masas de plata y de cloro en este compuesto?
Si al descomponer otra cantidad de cloruro de plata obtenemos 46,5 g de cloro, ¿qué cantidad de cloruro
de plata hemos hecho reaccionar? ¿Cuánta plata hemos obtenido?
3. Enuncia la ley de las proporciones definidas y comprueba que se cumple para dos elementos, A y B,
que se combinan para formar un compuesto en las cantidades que aparecen en la tabla. ¿Cuántos gramos
del elemento A se combinarán con 100 gramos del elemento B?
1.1 Representar una reacción química por medio de la correspondiente ecuación
química.
1. El nitrato de amonio se obtiene al reaccionar el amoníaco con el ácido nítrico.
NH3 (g) + HNO3 (aq)  NH4NO3 (s) ¿Qué información proporciona la ecuación química?
2. Cuando se calienta, el carbonato de cobre (II) se descompone en óxido de cobre (II) y dióxido de
carbono: CuCO3 (s)  CuO (s) + CO2 (g) ¿Qué información proporciona la ecuación química?
3. Escribe las ecuaciones, sin ajustar, que corresponden a las siguientes reacciones químicas:
a) El hidróxido de cobre (II) se obtiene a partir de cobre, oxígeno y agua.
b) El óxido de cobre (II) reacciona con ácido sulfúrico y se obtiene sulfato de cobre (II) y agua.
c) El nitrógeno reacciona con el hidrógeno y se obtiene amoníaco.
d) El metano (CH4) arde con el oxígeno y se obtiene dióxido de carbono y agua.
4. ¿Qué son los reactivos y los productos de una reacción química? Pon ejemplos
5. ¿Por qué es necesario ajustar la ecuación química de un proceso?
1.2 Conocer la forma en que se ajustan las ecuaciones químicas y ajustar las que se le
proponen.
1. Escribe y ajusta las ecuaciones que corresponden a las siguientes reacciones químicas:
a) El hidróxido de calcio se obtiene al reaccionar el óxido de calcio con agua.
b) El hierro reacciona con el oxígeno y se obtiene óxido de hierro (III).
Si el ajuste no es inmediato, utiliza el método matemático de ajuste para obtener el resultado.
2. Escribe y ajusta las ecuaciones que corresponden a las siguientes reacciones químicas:
a) El óxido de azufre (VI) reacciona con agua para formar ácido sulfúrico.
b) El monóxido de cloro reacciona con agua para formar ácido hipocloroso.
3. Escribe y ajusta las ecuaciones que corresponden a las siguientes reacciones químicas:
a) El propano (C3H8) reacciona con el oxígeno y se obtienen dióxido de carbono y agua.
b) Para obtener monóxido de carbono hemos de hacer reaccionar el carbono con oxígeno en una
atmósfera pobre en oxígeno, ya que, de lo contrario, se obtiene dióxido de carbono.
Si el ajuste no es inmediato, utiliza el método matemático de ajuste para obtener el resultado.
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4. Ajusta las ecuaciones que corresponden a las siguientes reacciones químicas:
a) El hidróxido de cobre (II) se obtiene a partir de cobre, oxígeno y agua.
b) El óxido de cobre (II) reacciona con ácido sulfúrico y se obtiene sulfato de cobre (II) y agua.
Si el ajuste no es inmediato, utiliza el método matemático de ajuste para obtener el resultado.
5. Ajusta las ecuaciones que corresponden a las siguientes reacciones químicas:
a) El nitrógeno reacciona con el hidrógeno y se obtiene amoníaco.
b) El metano (CH4) arde con el oxígeno y se obtiene dióxido de carbono y agua.
Si el ajuste no es inmediato, utiliza el método matemático de ajuste para obtener el resultado.
2.1 Reconocer ejemplos sencillos de reacciones químicas de descomposición, de síntesis,
sustitución, precipitación y neutralización.
1. Indica tres reacciones de combustión en las que los combustibles sean diferentes.
2. El eteno reacciona con el cloro y se obtiene cloroeteno. ¿Qué tipo de reacción es?
3. Al calentar carbonato de calcio se obtiene óxido de calcio y dióxido de carbono. Señala el tipo de
reacción de que se trata.
4. Explica el mecanismo por el que se impresionan los carretes y el papel fotográfico que permiten obtener
fotografías en blanco y negro. ¿Qué tipo de reacción química tiene lugar?
5. Indica dos ejemplos, al menos, de reacción química de sustitución y otros dos de neutralización.
3.1 Calcular las cantidades de reactivos que intervienen o las de productos que se obtienen en
un proceso químico.
1. La combustión del acetileno (C2H2) utilizado en los soldadores desprende gran cantidad de energía, en
forma de calor. En una combustión de 780 g de este hidrocarburo, ¿cuántos moles de agua se producen?
Datos: Ar (H) = 1; Ar (C) = 12; Ar (O) = 16
2. Cuando se calienta, el carbonato de cobre (II) se descompone en óxido de cobre (II) y dióxido de
carbono:
CuCO3 (s)  CuO (s) + CO2 (g)
¿Cuánto carbonato de cobre debemos descomponer para obtener un mol de óxido de cobre(II)?
3. El proceso de síntesis del ácido nitroso viene dado por la ecuación:
N2O3(g) + H2O(l)  2HNO2 (aq)
Calcula la masa de ácido nitroso que se obtiene al reaccionar 152 g de óxido de nitrógeno(III).
4. El cloruro de titanio (IV) reacciona con el magnesio. Tras la reacción, se obtiene titanio y cloruro de
magnesio. La ecuación química del proceso es la que se indica:
TiCl4 (aq) + Mg (s)  Ti (s) + MgCl2 (aq)
a) Ajusta la ecuación química.
b) Si 190 g de cloruro de titanio reaccionan con 48 g de magnesio, ¿cuál es la masa atómica relativa
del titanio?
c) Calcula la masa de cloruro de magnesio que se obtiene.
Datos: Ar (Mg) = 24; Ar (Cl) = 35,5
5. El nitrato de amonio se obtiene al reaccionar el amoníaco con el ácido nítrico.
NH3 (g) + HNO3 (aq)  NH4NO3 (s)
¿Cuánto amoníaco debe reaccionar con suficiente ácido nítrico para obtener un mol de nitrato de amonio?
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Cálculos en Reacciones químicas
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3.2 Utilizar el concepto de mol con corrección para realizar diferentes cálculos
estequiométricos.
1. El nitrato de amonio [NH4NO3] es un fertilizante.
a) Calcula el porcentaje de nitrógeno, hidrógeno y oxígeno que contiene.
b) ¿Qué cantidad de nitrógeno, hidrógeno y oxígeno contienen 100 g de nitrato?
2. Calcula la masa molecular relativa del ácido sulfúrico, del cloruro de cinc, del hidróxido de plomo (II) y
del nitrato de plata.
Datos: Ar (H) = 1; Ar (N) = 14; Ar (O) = 16; Ar (S) = 32; Ar (Cl) = 35,5; Ar (Zn) = 65,5;
Ar (Ag) = 108; Ar (Pb) = 207
3. Si en una muestra hay un mol de átomos, moléculas o iones, el número total de átomos, moléculas o
iones que tenemos coincide con:
a) La masa molecular relativa de la sustancia.
b) La masa atómica relativa de la sustancia.
c) El número de Avogadro.
d) No podemos averiguarlo; depende de la naturaleza de la sustancia.
4. Teniendo en cuenta que A (H) = 1 y A (O) =16:
a) Calcula la masa a que equivalen diez moles de agua.
b) ¿Cuántos moles contiene una botella de 1,5 litros, llena de agua?
5. El fosfato de amonio, (NH4)3PO4, se utiliza como fertilizante.
a) Calcula el porcentaje de nitrógeno, fósforo, hidrógeno y oxígeno que contiene su molécula.
b) ¿Qué cantidad de fosfato debemos añadir a un campo de una hectárea si queremos añadir a la
tierra 20 g de fósforo por metro cuadrado?
4.1 Utilizar la ecuación de los gases perfectos en la resolución de problemas en los que
intervienen sustancias en estado gaseoso.
1. Al reaccionar amoníaco con ácido nítrico, de acuerdo con la siguiente ecuación química ajustada:
NH3 (g) + HNO3 (aq)  NH4NO3 (s)
se obtiene un mol de nitrato de amonio. ¿Qué volumen ocupa el amoníaco que reacciona en condiciones
normales?
2. En una reacción química se obtienen 35,52 litros de oxígeno. Sabiendo que la masa del oxígeno es 23,04
g y que las medidas se realizaron a 15 C y 732,4 mm de Hg de presión, calcula la masa molecular relativa
del oxígeno. Realiza los cálculos con una precisión de dos cifras decimales.
3. El etanol, C2H5OH, reacciona con el oxígeno y desprende CO2 y vapor de agua:
C2H5OH (l ) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g)
a) Ajusta la ecuación química.
b) Calcula el volumen de oxígeno que se necesita para quemar 20 g de etanol, si la presión es 1 atm
y la temperatura 23 C.
c) ¿Qué volumen de dióxido de carbono, medido en las mismas condiciones de presión y
temperatura, se desprende en el proceso?
Datos: Ar (H) = 1; Ar (C) = 12; Ar (O) = 16
4. De las cuatro masas de gas que se indican, señala cuál o cuáles ocupan 98,4 litros a 27 C y 1atm de
presión.
a) 176 g CO2
b) 4 g H2
c) 112 g N2
d) 320 g Ar
–1
–1
Datos: Ar (O) = 16; Ar (N) = 14; Ar (Ar) = 40; Ar (H) = 1; Ar (C) = 12; R = 0,082 atm·litro·kelvin ·mol
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5. El magnesio reacciona con el vapor de agua, obteniéndose hidrógeno y óxido de magnesio. La reacción
química que tiene lugar es: Mg (s) + H2O (g)  MgO (s) + H2 (g)
a) Calcula el magnesio que debe reaccionar para obtener 500 ml de hidrógeno. La presión es 1 atm y
la temperatura en el extremo del tubo 127 C.
b) ¿Qué cantidad de agua se consume en el proceso?
5.1 Conocer el concepto de reactivo limitante. Determina cuál es dicho reactivo en un proceso
químico.
1. En el laboratorio se han hecho reaccionar 17 g de H2S con 187 g de AgNO3. Averigua cuál es el reactivo
limitante y la cantidad de Ag2S que se forma.
Datos: Mr (H2S) = 34; Mr (AgNO3) = 170; Mr (Ag2S) = 248
2. Se hacen reaccionar 16,3 g de potasio con 27,2 g de bromo. ¿Cuántos gramos de bromuro de potasio se
formarán, suponiendo que la reacción es completa? Realiza los cálculos y expresa el resultado con dos
cifras decimales.
Datos: Ar (K) = 39; Ar (Br) = 80
3. Hacemos reaccionar un litro de hidrógeno con dos litros de oxígeno a 1 atm de presión y 30C, para
producir agua. Indica cuál es el reactivo limitante y la cantidad del otro reactivo que no reacciona.
–1
–1
Datos: Ar (H) = 1; Ar (O) = 16; R = 0,082 atm·litro·K ·mol
4. Si hacemos reaccionar 51,5 gramos de bromuro de sodio, disueltos en agua, con 234 gramos de sulfato
de plata, ¿cuál es el reactivo limitante? ¿Qué masa de bromuro de plata se obtiene en el proceso?
Datos: Mr (Ag2SO4) = 312; Mr (NaBr) = 103; Mr (AgBr) = 188
5. La ecuación química muestra la reacción que tiene lugar entre el carbonato de sodio y el ácido
clorhídrico: Na2CO3 + 2 HCl  2 NaCl + CO2 + H2O
Disponemos de 26,5 g de carbonato de sodio y 800 ml de una disolución 1 M de ácido clorhídrico. Con
estos datos, deduce cuál es el reactivo limitante.
Datos: Mr (Na2CO3) = 106; Mr (HCl) = 36,5
5.2 Calcular la pureza de un reactivo que interviene en una reacción química.
1. Calcula la pureza de una muestra de óxido de cinc si al hacer reaccionar 400 g de ella con un exceso de
carbono se obtienen 100 litros de monóxido de carbono a 1 atm de presión y 25 C, de acuerdo con el
proceso:
ZnO + C  CO + Zn
Datos: Ar (Zn) = 65; Ar (C) = 12; Ar (O) = 16
2. Calcula la pureza de una muestra de 8 g de caliza (carbonato de calcio) si reacciona con 50cm 3 de una
disolución de ácido clorhídrico 2 M. El proceso que tiene lugar es:
CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + H2O + CO2
Datos: Ar (Ca) = 40; Ar (C) = 12; Ar (O) = 16
3. Calcula la pureza de una muestra de magnesio si, al hacer reaccionar 30 g de la misma con exceso de
cloro se obtienen 100 g de cloruro de magnesio, de acuerdo con el proceso:
Mg + Cl2  MgCl2
Datos: Ar (Mg) = 24; Ar (Cl) = 35,5
4. Calcula la pureza de una muestra de pirita si, al hacer reaccionar 250 kg de la misma con exceso de
oxígeno, se obtienen 256 kg de dióxido de azufre, de acuerdo con el proceso:
4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2
Datos: Ar (Fe) = 56; Ar (S) = 32; Ar (O) = 16
5. Calcula la pureza de una muestra de cinc si al hacer reaccionar 1,5 kg con un exceso de ácido sulfúrico
se obtienen 500 litros de hidrógeno a 1 atm de presión y 15 C. La reacción que tiene lugar es:
H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2
Datos: Ar (Zn) = 65; Ar (S) = 32; Ar (O) = 16
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6.1 Resolver adecuadamente ejercicios de estequiometría en los que intervienen reactivos que
se encuentran disueltos, siendo la concentración de la disolución un dato o una incógnita del
problema.
1. El mármol es carbonato de calcio que ha sufrido un proceso de metamorfización. Hacemos reaccionar
una muestra de mármol con suficiente ácido clorhídrico 3 M para que reaccione todo el mármol. En el
proceso se obtienen dióxido de carbono, agua y cloruro de calcio. Calcula la masa del trozo de mármol
3
que hacemos reaccionar, si se obtienen 1,23 m de dióxido de carbono, medidos a 27 C y 770 mm Hg de
presión.
2. Calcula el volumen mínimo de disolución 0,2 M de NaOH que se necesita para neutralizar 50 ml de una
disolución de HCl cuya concentración es 0,4 M.
El cinc reacciona con el ácido clorhídrico, de acuerdo con la reacción: Zn + HCl  ZnCl2 + H2
Calcula la molaridad de una disolución de ácido clorhídrico, si 400 ml de dicha disolución reaccionan con
100 g de cinc.
Dato: Ar (Zn) = 65
3. Calcula el volumen mínimo de disolución 0,2 M de NaOH que se necesita para neutralizar 50 ml de una
disolución de HCl cuya concentración es 0,4 M.
El cinc reacciona con el ácido clorhídrico, de acuerdo con la reacción: Zn + HCl  ZnCl2 + H2
Calcula la molaridad de una disolución de ácido clorhídrico, si 400 ml de dicha disolución reaccionan con
100 g de cinc.
Dato: Ar (Zn) = 65
4. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico, de acuerdo con la reacción: Zn + HCl  ZnCl2 + H2
Calcula la molaridad de una disolución de ácido clorhídrico, si 400 ml de dicha disolución reaccionan con
100 g de cinc. Dato: Ar (Zn) = 65
5. El ácido nítrico reacciona con el hidróxido de aluminio produciendo nitrato de aluminio y agua. Escribe
la reacción. Calcula el volumen de disolución 0,3 M de ácido que necesitamos para neutralizar 4,6 g de
3
hidróxido de aluminio, disueltos en 450 cm de disolución.
Datos: Ar (Al ) = 27; Ar (O) = 16; Ar (H) = 1
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