Estequiometría y Soluciones. Teoría y ejercitación explicada

TEORÍA ATÓMICO – MOLECULAR
UNIDAD DE MASA ATÓMICA (UMA)
Se define como la doceava parte de la masa de un átomo de 12C.
La equivalencia con la unidad del SIMELA es:
1 uma = 1,66.10-27 kg
La equivalencia con la unidad del sistema cgs es:
1 uma = 1,66.10-24 g
Ejemplos:
a.
la masa de un átomo de oxígeno es 16 uma
b.
la masa de un átomo de carbono es 12 uma
La masa de una molécula, se obtiene haciendo la suma de las masas de los átomos que la conforman.
Ejemplos:
a.
la masa de una molécula de agua - H2O - es:
2 . 1 uma + 16 uma = 18 uma
b.
la masa de una molécula de sulfito férrico - Fe2(SO3)3 - es:
2 . 56 uma + 3.(32 uma + 3 . 16 uma) = 640 uma
MOL
Es la cantidad de materia que contiene 6,023.10 23 partículas elementales, conociéndose este número como
número de Avogadro.
La masa de un mol de partículas, si se expresa en gramos (g) es numéricamente igual a la masa de una
partícula, si se expresa en unidades atómicas de masa (uma)
Ejemplos:
a.
1 mol
b.
1 mol
c.
1 mol
d.
1 mol
de
de
de
de
átomos de oxígeno tiene una masa de 16 g
átomos de carbono tiene una masa de 12 g
moléculas de agua tiene una masa de 18 g
moléculas de sulfito férrico tiene una masa de 640 g
Nota

Suelen emplearse expresiones que significan lo mismo, según el autor:
1 mol de átomos = 1 átomo gramo
1 mol de moléculas = 1 molécula gramo

Si no se aclara, la expresión "1 mol" se refiere a 1 mol de moléculas.
VOLUMEN MOLAR
Es el volumen que ocupa un mol de gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura.
1 mol de gas ideal (CNPT)  22,4 dm3
Suele emplearse la unidad litro (l) en lugar de dm3.
Las condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) fueron elegidas arbitrariamente. Estas son:
Presión:
1 atm = 1013,3 hPa
Temperatura: 273 K = 0ºC
Si no se especifica, se sobreentiende que se trabaja en CNPT
Resumiendo:
Para átomos:
MM (g) = 1 mol de átomos = 6,023.1023 átomos = 22,4 l (gas en CNPT)
Para moléculas:
MM (g) = 1 mol de moléculas = 6,023.1023 moléculas = 22,4 l (gas en CNPT)
Ejercicios resueltos
1.
Hallá la masa en g de
a.
6,023.1025 átomos de hierro
b.
11,2 l de dióxido de carbono
c.
0,25 moles de ácido clorhídrico
a.
6,023.1023át. Fe ___ 56 g de Fe átomos en 1 mol
J. Moreno – V. Rosenfeld
1
6,023.1025át. Fe ___ x = 5600 g de Fe
b.
22,4 l CO2 ________ 44 g CO2 volumen que ocupa 1 mol
11,2 l CO2 ________ x = 22 g CO2
1 mol HCl ________36,5 g HCl
0,25 moles HCl ____ x = 9,125 g HCl
c.
2.
Calculá
a.
b.
c.
el volumen que ocupan:
3,0115.1022moléculas de dióxido de azufre
0,01 moles de bromo
1,2046.1022átomos de oxígeno
a.
6,023.1023moléc. SO2 ____ 22,4 l SO2 moléculas que hay en 1 mol
3,0115.1022moléc. SO2 ____ x = 1,12 l SO2
1 mol Br2 ______ 22,4 l Br2
0,01 mol Br2 ____ x = 0,224 l Br2
2.6,023.1023át. O2 ____ 22,4 l O2
átomos que hay en 1 mol
1,2046.1022át. O2_____ x = 0,224 l O2
b.
c.
3.
Calculá
a.
b.
c.
d.
cuántas moléculas hay en:
4,9 g de ácido sulfúrico
3,36 l de nitrógeno
1,8069.1025átomos de flúor
3,2 moles de ácido bromhídrico
a.
98 g H2SO4 _____ 6,023.1023 moléc. H2SO4 masa de 1 mol
4,9 g H2SO4 _____ x = 3,0115.1023 moléc. H2SO4
22,4 l N2 _______ 6,023.1023 moléc. N2
volumen de 1 mol
3,36 l N2 _______ x = 9,0345.1022 moléc. N2
2 át. F2 ________ 1 molécula F2
por ser diatómico
1,8069.1025át. F2 _ x = 9,0345.1024 moléculas F2
1 mol Br2 _______ 6,023.1023moléc. Br2
3,2 moles Br2 ____ x = 1,927.1024 moléc. Br2
b.
c.
d.
ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Es la rama de la química que estudia los cálculos basados en ecuaciones químicas.
En las ecuaciones químicas, los coeficientes estequiométricos, es decir, los factores numéricos que afectan a
cada sustancia, representan la cantidad de moles de cada una de ellas que se involucra en el proceso.
Por ejemplo, se tiene que:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 6 H2O
2 moles
3 moles
1 mol
6 moles
Así, expresando las cantidades en las unidades que convengan, la resolución de este tipo de problemas, se
remite a la aplicación de proporciones, o bien, de "reglas de tres, simples, directas".
Ejercicios resueltos
1.
¿Qué volumen de oxígeno y cuántos moles de potasio se requieren para obtener 4,7 g de óxido?
Reactivos: K y O2
Producto: K2O
4 K + O2  2 K2O
4 moles 22,4 l
188 g
es el duplo de la masa molar
si 188 g óxido se forman a partir de 22,4 l de O2
entonces 4,7 g óxido se formarán a partir de x = 5,6 l de O2
si 188 g de óxido se forman a partir de
J. Moreno – V. Rosenfeld
4 moles de K
2
entonces 4,7 g óxido se formarán a partir de x = 1 mol de K
2.
Al combinar ácido sulfúrico con cloruro de bario, se forma sulfato de bario (insoluble) y ácido
clorhídrico. Si se obtuvieron 46,6 g de precipitado, cuántos moles de ácido reaccionaron?
Reactivos: H2SO4 y BaCl2 Productos: BaSO4 y HCl
H2SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2HCl
1 mol
233 g
si 233 g BaSO4 se forman a partir de 1 mol H2SO4
entonces 46,3 g BaSO4 se formarán a partir de x = 0,2 moles H2SO4
3.
Al descomponer térmicamente carbonato de sodio, se obtiene dióxido de carbono y óxido de
sodio.¿Qué volumen de gas se formó si se trataron 0,53 g de sal?
Reactivo: Na2CO3
Productos: Na2O y CO2
Na2CO3 +   CO2 + Na2O
106 g
22,4 l
106 g Na2CO3 ____ 22,4 l CO2
0,53 g Na2CO3 ____ x = 0,112 l CO2
4.
Reaccionan con cloruro de calcio, 0,25 moles de ácido fosfórico. Calculá:
a. masa de fosfato de calcio obtenida
b. moléculas de ácido clorhídrico formadas
3 CaCl2 + 2 H3PO4  Ca3(PO4)2 + 6 HCl
2 moles
310 g
3,614.1024 moléc.
2 moles H3PO4_____ 310 g Ca3(PO4)2
0,25 moles H3PO4___ x = 38,75 g Ca3(PO4)2
2 moles H3PO4_____ 3,614.1024 moléc. HCl
0,25 moles H3PO4___ x = 4,52.1023 moléc. HCl
ESTEQUIOMETRÍA CON PUREZA
Normalmente, al usar drogas en el laboratorio, éstas no se hallan puras. Suelen emplearse muestras de las
mismas cuyas purezas se expresan como porcentaje. De este modo, una muestra de sal al 90 % de pureza,
indica que cada 100 g de muestra, únicamente 90 g son de sal. El resto, se compondrá de sustancias incógnitas
que resultan inertes frente a las reacciones con las que se trabajará.
Ejercicios resueltos
1.
2.
Una muestra de cal viva -CaO- posee una pureza del 75 %.
a.
¿Cuántos gramos de cal viva hay en 1/2 kg de muestra?
b.
¿Qué masa de muestra hay que pesar para que contenga 5 g de cal viva?
a.
si en 100 g de muestra
hay
en 500g de muestra habrá
b.
para tener 75 g de CaO hay que pesar 100 g de muestra
para tener 5 g de CaO habrá que pesar x = 6,67 g de muestra
75 g de CaO
x = 375 g de CaO
¿Cuántos g de una muestra de soda cáustica -Na(OH)- al 85 % de pureza habrá que pesar para que
contengan 900 mg de sustancia pura?
Si para tener 85 g de Na(OH) hay que pesar 100 g de muestra
Para tener 0,9 g de Na(OH) habrá que pesar x = 1,059 g de muestra
Para resolver problemas de estequiometría con pureza, debe tenerse la precaución de recordar que las
cantidades estequiométricas obtenidas a partir de las masas molares, son siempre de sustancia pura.
J. Moreno – V. Rosenfeld
3
3.
Hallá el porcentaje de pureza de una muestra que contiene clorato de potasio si 200 g de droga, al
descomponerla térmicamente, dan 44,8 l de oxígeno, además de formarse cloruro de potasio.
2 KClO3 +   3 O2 + 2 KCl
245 g
67,2 l
Evidentemente, debe hallarse la cantidad de clorato puro existente en la muestra. Esto se calcula a
partir del dato del volumen de gas formado.
Si al obtenerse 67,2 l de gas se partió de 245 g de sal
Al formarse 44,8 l de gas se partió de
x = 163,33 g de sal
Esta es entonces la masa de sal pura contenida en la muestra, por lo que:
Si en 200 g de muestra hay 163,33 g puros de sal
En 100 g de muestra habrá x = 81,67 g puros  81,67 % de pureza
4.
¿Qué masa de muestra de hidróxido de calcio al 90 % de pureza habrá que hacer reaccionar con ácido
fosforoso para que se formen 3,0115.1025 moléculas de sal neutra?
3 Ca(OH)2 + 2 H3PO3  Ca3(PO3)2 + 6 H2O
222 g
6,023.1023moléc.
6,023.1023moléc. Ca3(PO3)2 ______ 222 g de Ca(OH)2
3,0115.1025moléc. Ca3(PO3)2 ______ x = 11100 g de Ca(OH)2
Puesto que esta es masa de hidróxido pura, habrá que calculá ahora, en qué masa de droga se hallará.
90 g de Ca(OH)2 _______ 100 g de muestra de Ca(OH)2
11100 g de Ca(OH)2 _____ x = 12333,33 g de muestra de Ca(OH)2
Es evidente que, por estar la muestra impura, se requiere más masa que la calculada si fuese pura.
ESTEQUIOMETRÍA CON REACTIVO LIMITANTE
En la práctica es muy poco probable que las cantidades a reaccionar estén en proporción estequiométrica.
Cuando esto se da, hay una sustancia que reacciona por completo, y otra, de la cual queda una cierta cantidad
sin utilizar. Se denomina reactivo limitante a aquella que, justamente, limita la cantidad de producto a formar y,
reactivo en exceso, a aquella que no se agota.
Para determinar cuál es cada una, se calcula cuánto producto se formaría a partir de cada reactivo,
considerando que del otro hay cantidad suficiente. El que dé la menor cantidad, será el limitante, ya que el
otro, requiere más materia de la que hay disponible.
Ejercicios resueltos
1.
Se hacen reaccionar 100 g de ácido sulfúrico con 3 moles de hidróxido de sodio. Determiná cuántos
moles de sal se han formado y cuántos gramos reactivo sobran
H2SO4 + 2 Na(OH)  Na2SO4 + 2 H2O
98 g
2 moles
1 mol
se calculará cuánta sal se forma a partir de cada uno de los reactivos
H2SO4:
Na(OH):
98 g ____ 1 mol de sal
100 g ____ x = 1,02 moles de sal
2 moles ____ 1 mol de sal
3 moles ____ x = 1,5 moles de sal
Es evidente que la cantidad de ácido sulfúrico no alcanza para el total de hidróxido presente. Por ello,
Se forman 1,02 moles de sal
J. Moreno – V. Rosenfeld
4
Para calcular cuánto hidróxido sobra, debe restarse a la cantidad original, es decir, 3 moles, aquella que
se empleó. Para determinar este valor, se procede según:
Si se hubiese formado 1 mol de sal reaccionaban 2 moles Na(OH)
Como se formaron 1,02 moles de sal reaccionaron x = 2,04 moles Na(OH)
3 moles de Na(OH) - 2,04 moles de Na(OH) = 0,96 moles Na(OH) en exceso
Dado que se pide masa de reactivo en exceso, se calcula a cuántos gramos equivalen los 0,96 moles de
Na(OH)
1 mol Na(OH) ______ 40 g Na(OH)
0,96 moles Na(OH) __ x = 38,4 g Na(OH) en exceso
2.
Se hacen reaccionar 1,2046.1025 moléculas de ácido nítrico con 12 g de una muestra de hidróxido de
calcio al 20 % de pureza.
Calculá:
a.
moles de sal formados
b.
cantidad de reactivo que no se utiliza
2 HNO3 + Ca(OH)2  2 H2O + Ca(NO3)2
1,2046.1024moléc.
74 g
1 mol
HNO3 : 1,2046.1024moléc. ______ 1 mol Ca(NO3)2
1,2046.1025 moléc. _____ x = 10 moles Ca(NO3)2
Ca(OH)2: 74 g ___________ 1 mol Ca(NO3)2
12 g. 20 % _______ x = 3,2 moles Ca(NO 3)2
Se han formado 3,2 moles de Ca(NO3)2
1 mol Ca(NO3)2 ______ 1,2046.1024moléc HNO3
3,2 moles Ca(NO3)2 ___ x = 3,855.1024moléc. HNO3
1,2046.1025moléc. HNO3 - 3,855.1024moléc. HNO3 = 8,191.1024 moléc. HNO3
Quedan sin reaccionar 8,191.1024 moléc. HNO3
3.
Se combinan 0,1 mol de carbonato de calcio con 4 g de ácido clorhídrico. Si se forma agua, cloruro de
calcio y dióxido de carbono, calculá:
a.
volumen de gas formado
b.
masa de sal obtenida
c.
moléculas de reactivo excedente
CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + H2O + CO2
1 mol
72 g
110 g
22,4 l
CaCO3 : 1 mol ____ 22,4 l CO2
0,1 mol ____ x = 2,24 l CO2
HCl:
72 g ____ 22,4 l CO2
4 g ____ x = 1,24 l CO2
Se forman 1,24 l de CO2
Ahora, para calcular la masa de CaCl2 formada, se trabaja directamente con el ácido, ya que es el
reactivo limitante.
72 g HCl _____ 110 g CaCl2
4 g HCl _____ x = 6,11 g de CaCl2
J. Moreno – V. Rosenfeld
5
22,4 l CO2 ____ 1 mol CaCO3
1,24 l CO2 ____ x = 0,055 moles CaCO3
0,1 mol CaCO3 - 0,055 moles CaCO3 = 0,045 moles CaCO3
Quedan sin reaccionar 0,045 moles CaCO3
FÓRMULA MÍNIMA Y MOLECULAR
FÓRMULA MÍNIMA
Se define como fórmula mínima a la menor relación existente entre los átomos que conforman una molécula de
un compuesto determinado.
Por ejemplo, la fórmula CH indica que en una molécula hay igual cantidad de átomos de carbono que de
hidrógeno, pero no se especifica si hay dos de cada uno (C2H2) o seis de cada uno (C6 H 6), etc.
Para poder determinar la fórmula mínima, se debe calcular la cantidad de moles de átomos de cada elemento
presentes en la molécula. Para ello, se divide la masa de cada uno presente, por la masa atómica respectiva. De
este modo, se obtiene la relación buscada. Dado que es probable que estos no sean números enteros, se
dividirán las cantidades obtenidas por la menor de ellas.
Los números así obtenidos, son los subíndices de los símbolos químicos de los elementos presentes en la
fórmula mínima.
Problemas resueltos
1.
El análisis de un compuesto formado por K, Cr y O dio la siguiente composición: K: 26,57 %; Cr: 35,36
% y O: 38,07 %. Determinar la fórmula mínima:
Con los datos obtenidos de la tabla periódica, se determinan las cantidades de moles de átomos de
cada uno presentes:
K: 26,57 g/ 39 g/mol = 0,68 moles
Cr : 35,36 g/ 52 g/mol = 0,68 moles
O: 38,07 g / 16 g/mol = 2,379 moles
Entonces, se procede según:
K: 0,68 / 0,68 = 1
Cr: 0,68 / 0,68 = 1
O: 2,379 / 0,68 = 3,5
Finalmente, para obtener números enteros, se multiplican a todos por dos:
K: 1 x 2 = 2
Cr: 1 x 2 = 2
O: 3,5 x 2 = 7, de donde la formula queda: K2 Cr2 O7
2.
Una muestra de uranio de 2,5 g se quema. El óxido resultante pesó 2,949 g. Determinar la fm del
óxido.
masa de óxido – masa de uranio = masa de oxígeno
2,949 g
2,5 g
= 0,449 g.
U: 2,5 g / 238 g/mol = 0,0105 moles
O: 0,449 g / 16 g/mol = 0,0311 moles
Entonces:
U: 0,0105 / 0,0105 = 1
O : 0,0311 / 0,0105 = 3
Con lo que la fm resulta UO3
FÓRMULA MOLECULAR
Es la que indica la real cantidad de átomos de cada elemento que hay presentes en una molécula de una cierta
sustancia.
Se obtiene multiplicando los subíndices de la fórmula mínima por un factor de corrección, calculado de la
siguiente manera:
J. Moreno – V. Rosenfeld
6
F = (masa molar)/(masa de la fm)
Problemas resueltos
1.
Un compuesto tiene la siguiente composición: Na: 19,3 % ; S: 26,9 % y O: 53,8 %. Si un mol del
mismo tiene una masa de 238 g, determinar su fm y su FM.
Na: 19,3 g / 23 g/mol = 0,839 moles
S: 26,9 g / 32 g/mol = 0,84 moles
O : 53,8 g / 16 g/mol = 3,36 moles
2.
Na: 0,839 / 0,839 = 1
S: 0,84 / 0,839 = 1
O: 3,36 / 3,36 = 4
Entonces fm: NaSO4
F = 238 g / 119 g , por lo que F = 2
Entonces FM : Na2 S2 O8
masa (fm) = 119 g
El análisis de un hidrocarburo gaseoso dio la siguiente composición:
C: 82,76 %; H : 17,24 %. Si además se sabe que 25,89 g del mismo ocupan 10 l en CNPT, determinar
cuál es el hidrocarburo
C: 82,76 g / 12g/mol = 6,9
H: 17,24 g / 1 g/mol = 17,24
C: 6,9 / 6,9 = 1
H: 17,24 / 6,9 = 2,5
1x2=2
fm = C2H5
masa (fm) = 29
2,5 x 2 = 5
10 l _________ 25,89 g
22,4 l ________ x = 58 g por lo que esta es la masa molar.
Luego F = 58 / 29 = 2, con lo que: FM : C4H10 BUTANO
Ejercicios resueltos
Estequiometrìa
1.
2.
Se
a.
b.
c.
Se
a.
b.
c.
3.
4.
5.
Se
a.
b.
c.
Se
a.
b.
Se
a.
b.
desean obtener 7,1 g de sulfato de sodio. Calculá:
masa de ácido necesaria.
moles de hidróxido que reaccionan.
moléculas de agua formadas.
Rta: 4,9 0,1 6.1022
desean obtener 6,6 g de sulfato de amonio. Calculá:
masa de ácido necesaria.
moles de hidróxido que reaccionan
moléculas de agua formadas
Rta: 4,9 0,1 6.1022
desean obtener 6,8 g de sulfato de calcio. Calculá:
masa de ácido necesaria.
moles de hidróxido que reaccionan.
moléculas de agua formadas.
Rta: 4,9 0,05 6.1022
hace reaccionar agua con 1,88 g de óxido de potasio. Indicá:
moles de agua que reaccionan.
moléculas de producto formado.
Rta: 0,02 2,4.1022
hace reaccionar agua con 1,24 g de óxido de sodio. Indicá:
moles de agua que reaccionan.
moléculas de producto formado.
Rta: 0,02 2,4.1022
J. Moreno – V. Rosenfeld
7
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
17.
18.
19.
20.
31.
32.
33.
24.
Se hace reaccionar óxido de aluminio con 12,6 g de ácido nítrico. Calculá:
a. moles de óxido que reaccionan.
b. moléculas de agua formadas.
c. masa de sal obtenida.
Rta: 0,03 6.1022 16,1
Se hace reaccionar óxido férrico con 12,6 g de ácido nítrico. Calculá:
a. moles de óxido que reaccionan.
b. moléculas de agua formadas.
c. masa de sal obtenida.
Rta: 0,03 6.1022 14,2
Al calentar fuertemente 3,2 g de azufre con ácido sulfúrico puro se forma óxido sulfuroso y agua.
Calculá las masas del ácido reaccionante y de cada uno de los productos obtenidos. Rta: 19,6 19,2 3,6
Determiná la masa de hidróxido de bario necesaria para reaccionar completamente con 2,52 g de ácido
nítrico, y los moles de cada uno de los productos formados.
Rta: 3,42 0,02 0,04
Determiná la masa de hidróxido de bario necesaria para reaccionar completamente con 1,46 g de ácido
clorhídrico, y los moles de cada uno de los productos formados.
Rta: 3,42 0,02 0,04
En un accidente se ha producido el derrame de 490 kg de ácido sulfúrico. Calculá la masa de óxido de
calcio necesaria para neutralizarlo y los moles de sal que se formarán.
Rta: 280 5000
Al calentar 6,25 g de piedra caliza (carbonato de calcio) se han obtenido óxido de calcio y 1,12 litros de
dióxido de carbono en CNPT. Determiná el porcentaje de carbonato de calcio contenido en el mineral.
Rta: 80
Se hace reaccionar ácido clorhídrico con 3,61 g de cinc, obteniéndose 1,12 litros de hidrógeno en CNPT.
Calculá:
a.
moles de ácido que reaccionan.
b.
moléculas de sal formadas.
c.
pureza del metal.
Rta: 0,1 3.1022 90
Se hace reaccionar ácido clorhídrico con 3,61 g de cinc de 90% de pureza. Calculá:
a.
moles de ácido que reaccionan.
b.
moléculas de sal formadas.
c.
volumen de hidrógeno obtenido en CNPT.
Rta: 0,1 3.1022 1,12
Calculá la masa de hidróxido de aluminio de 80% de pureza, necesaria para obtener 0,1 mol de sulfato
de aluminio. Indicá además, la cantidad de moléculas de ácido que reaccionarán. Rta: 19,5 1,8 .1023
Calculá la masa de hidróxido férrico de 80% de pureza, necesaria para obtener 0,1 mol de sulfato
férrico. Indicá además, la cantidad de moléculas de ácido que reaccionarán. Rta: 26,75 1,8 .1023
En un recipiente se colocan 20 g de sulfito de sodio y 15 g de ácido clorhídrico. Calculá:
a.
moles de cloruro de sodio formados.
b.
moléculas de agua formadas.
c.
moles de reactivo sobrante.
d.
volumen de óxido sulfuroso formado en CNPT.
Rta: 0,32 9,5 .1022 0,09 3,56
Se hacen reaccionar 0,2 moles de sulfato de amonio y 30 g de hidróxido de potasio. Calculá:
a.
volumen de amoníaco formado en CNPT.
b.
masa de sulfato de potasio obtenida
c.
volumen de agua formado
d.
moléculas de reactivo sobrante
Rta: 8,96 34,8 7,2 8 .1022
Se hacen reaccionar 10 litros de hidrógeno y 10 litros de oxígeno medido en CNPT. Indicá:
a.
masa de agua formada.
b.
moléculas de reactivo sobrante
Rta: 8,04 1,34 .1023
Se hacen reaccionar 2 g de hierro de 95 % de pureza con 0,01 moles de ácido sulfúrico. Calculá:
a.
volumen de hidrógeno formado en CNPT.
b.
Moléculas de sulfato ferroso obtenido
c.
Moles de reactivo sobrante
Rta: 0,224 6 .1021 0,024
En un recipiente que contiene 0,1 moles de ácido sulfúrico se colocan 4 g de sulfuro ferroso de 90 % de
pureza. Indicá:
a.
volumen de ácido sulfhídrico obtenido en CNPT.
b.
Masa de sulfato ferroso formada
c.
Moléculas de reactivo en exceso
Rta: 916 6,2 3,5. 1022
Se calientan fuertemente 4 g de nitrito de amonio, y el nitrógeno obtenido ocupa un volumen de 1,12
litros en CNPT. Calculá los moles de agua obtenidos y la pureza del reactivo. Rta: 0,1 80
J. Moreno – V. Rosenfeld
8
25.
Se calientan fuertemente 2,5 g de carbonato de calcio, y el dióxido de carbono obtenido ocupa un
volumen de 448 ml en CNPT. Calculá los moles de óxido de calcio obtenidos y la pureza del reactivo.
Rta: 0,02 80
Fórmula mínima y molecular
1. Un hidrocarburo posee 92,31 % de carbono. Si 5,6 l del mismo tienen una masa de 6,5 g, indicar de qué
hidrocarburo se trata.
2. Al quemar 13,8 g de un alcohol, se obtienen 19,8 g de dióxido de carbono y 10,8 g de agua. Si se sabe que
en 11,5 g de dicho alcohol hay 7,528.1022 moléculas, ¿qué alcohol se quemó?
3. En un óxido de azufre, el título de azufre es de 0,5. Indicar con qué numero de oxidación está dicho
elemento en el óxido.
Rta.: óxido sulfuroso
4. Una sal tiene 58,798 % de bario, 13,734 % de azufre y el resto, de oxígeno. Si medio mol de esta sal tiene
una masa de 116,5 g, ¿cuál es su nombre?
Rta: sulfato de bario
5. ¿Cuál es la fórmula centesimal de la glucosa (C6H12O6)?
Rta: 40% C 6,67% H 53,33% O
6. ¿Cuál es la fórmula centesimal de un compuesto si 2,4 g del mismo contienen 1,28 g de carbono, 0,373 g
de hidrógeno y el resto es nitrógeno?
7. Durante muchos años se utilizó el cloroformo (HCCl 3) como anestésico de inhalación a pesar de ser también
una sustancia tóxica que puede dañar el hígado, los riñones y el corazón. Determine su composición
centesimal.
8. Todas las sustancias listadas a continuación se utilizan como fertilizantes que contribuyen a la nitrogenación
del suelo. ¿Cuál de ellas presenta la mejor fuente de nitrógeno?
Nitrato de amonio
Amoníaco
Urea (OCN2H4)
Guanidina (CN3H5)
SOLUCIONES
SOLUCIÓN
Es todo sistema homogéneo de más de un componente. Se denomina soluto a la sustancia disuelta y solvente,
a la que disuelve al soluto. Si no se aclara, se considera siempre agua al solvente.
SOLUBILIDAD
Es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de solvente, a una cierta
temperatura.
SOLUCIÓN SATURADA (1)
Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto posible, a una cierta temperatura.
SOLUCIÓN CONCENTRADA (2)
Es la que contiene menos soluto que la saturada, peor en cantidad superior al 10 % de la solubilidad.
SOLUCIÓN DILUÍDA (3)
Es la que posee disuelta menos de un 10% de lo indicado por la solubilidad.
SOLUCIÓN SOBRESATURADA (4)
Es una solución muy inestable que se pueden obtener por enfriamiento de las saturadas.
Existen gráficas que representan la variación de la solubilidad de una sustancia con la temperatura. Reciben el
nombre de curvas de solubilidad. Estas se construyen con puntos que representan soluciones saturadas.
S
4+
+ 1
+ 2
+ 3
J. Moreno – V. Rosenfeld
T
9
CONCENTRACION
Es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la de solución o, en algunos casos, de solvente.
Existen varias formas de expresar la concentración de una solución. Pueden clasificarse en función de las
unidades que se empleen. Se muestra dicha clasificación en el siguiente cuadro:
Físicas
Porcentaje masa en masa (% m/m)
Porcentaje masa en volumen (% m/v)
Gramos por litro (g/l)
Partes por millón (ppm)
Químicas
Molaridad (M)
Normalidad (N)
PORCENTAJE MASA EN VOLUMEN (% m/v)
Indica qué masa, expresada en gramos, de soluto, hay disuelta por cada 100 cm3 de solución. Así, una solución
de cloruro de bario 5 % m/v, tiene 5 g de cloruro de bario disueltos en 100 cm3 de solución.
PORCENTAJE MASA EN MASA (% m/m)
Indica qué masa, expresada en gramos, de soluto, hay disueltos en 100 g de solución. Así, una solución de
nitrito de calcio 8,2 % m/m, tiene 8,2 g de nitrito de calcio en 100 g de solución.
RELACIÓN ENTRE AMBAS CONCENTRACIONES
Para convertir una unidad a otra, se opera de la siguiente manera:
% m/v = % m/m . ρ
Donde ρ es la densidad de la solución, expresada en g/cm3
Práctica % m/m y m/v
1.
En un recipiente que contiene 5 g de azúcar, se agrega agua hasta completar 200 ml. Si la densidad de
la solución resulta de 1,02 g/cm3, calculá su concentración en % m/v y % m/m.
200 ml sol. _____ 5 g de azúcar
100 ml sol. _____ x = 2,5 g de azúcar.  2,5 % m/v
% m/v = % m/m . ρ, con lo que
2,5 % m/v = % m/m . 1,02

2.
Una solución se preparó disolviendo en 75 ml de agua, 1,5 g de sal. Si la densidad resultó de 1,05 g/ml,
calculá su concentración en ambos porcentajes.
75 ml de agua = 75 g de agua.
Masa de solución = 75g + 1,5 g = 16,5 g de solución.
16,5 g sol. _____ 1,5 g de sal
100 g sol. _____ x = 9,09 g sal  9,09 % m/m
% m/v = % m/m . ρ
3.
2,45 % m/m
 % m/v = 9,09 . 1,05  9,54 % m/v
Se tiene una solución 2 % m/v de sulfato de sodio. ¿Qué volumen habrá que medir para que contenga
disueltos 3 g de sal? ¿Cuántos g de soluto hay disueltos en 3/4 l de solución?
2 g sulfato de sodio _____ 100 ml sol.
3 g sulfato de sodio _____ x = 150 ml sol.
100 ml sol. _____ 2 g sulfato de sodio
750 ml sol. _____ x = 15 g de sulfato de sodio
4.
Una solución de ácido nítrico es 1,26 % m/v. Si se toman 250 cm 3 de la misma, ¿cuántos moles de
soluto se encontrarán disueltos?
MM (HNO3) = 63 g
J. Moreno – V. Rosenfeld
10
100 ml sol. ____ 1,26 g ácido
250 ml sol._____ x = 3,15 g ácido
5.
63 g ácido _____ 1 mol ácido
3,15 g ácido ____x = 0,05 moles ácido
Se dispone de una solución de carbonato de sodio 3 % m/m, ρ = 1,01 g/ ml. Si se desea medir un
volumen tal que contenga 0,01 moles de soluto, ¿cuál es dicho volumen?
MM (Na2CO3) = 106 g
esta conversión se realiza por
% m/v = % m/m . ρ  % m/v = 3. 1,01 = 3,03 % m/v
pedirse volumen de solución
1 mol sal _______ 106 g sal
0,01 moles sal ___ x = 1,06 g sal
3,03 g sal ______ 100 cm3 sol.
1,06 g sal ______ x = 95 cm 3 sol.
GRAMOS POR LITRO (g/l)
Indica qué masa de soluto, expresada en gramos hay disuelta por cada litro de solución. De este modo una
solución de hidróxido de sodio 3 g/l contiene 3 g de dicha sustancia en 1 l de solución.
PARTES POR MILLÓN (ppm)
Señala cuántas partes de soluto hay disueltas por cada millón de partes de solución. Al trabajar con soluciones
muy diluidas, se considera que cada litro de solución es aproximadamente igual a 1 l de agua. Por ende, se
entenderá la concentración en partes por millón a la masa de soluto expresada en mg por cada litro de
solución.
Práctica ppm; g/l
1.
Una solución contiene 8 g de sulfuro de calcio por cada 400 cm 3. Si su densidad es de 1,07 g/ml,
calculá su concentración de todas las formas vistas.
400 ml sol. _____ 8 g CaS
100 ml sol. _____ x = 2 g CaS  2 % m/v
% m/v = % m/m . ρ  2 % m/v = % m/m. 1,07  1,87 % m/m
400 ml sol. _____ 8 g CaS
1000 ml sol. ____ x = 20 g CaS  20 g/l
400 ml sol. _____ 8000 mg CaS
1000 ml sol. ____ x = 20 mg CaS  20 ppm
2.
En Nueva York, para desbacterizar el agua potable, se le agregan 0,17 ppm de cloro. Si se tratan 1200
m3 de agua, ¿cuántos kg de cloro ha de emplearse?
10-3 m3 agua ____ 0,17 mg de cloro
1200 m3 agua ___ x = 204000 mg de cloro  0,204 kg de cloro
3.
Una solución es 0,007 % m/v. Calculá su concentración en ppm.
100 cm3 sol. ____ 7 mg soluto
1000 cm3sol. ___ x = 70 mg  70 ppm
MOLARIDAD (M)
Indica cuántos moles de soluto hay disueltos en cada litro de solución. Así, una solución de fosfato de sodio 0,3
M (se lee 0,3 molar) contiene 0,3 moles de fosfato de sodio en 1 litro de solución.
Matemáticamente puede plantearse como:
M = nº moles soluto/ volumen sol. (l)
Análogamente, puede calcularse el nº de moles de cualquier sustancia de la siguiente manera:
Nº moles = masa / MM
J. Moreno – V. Rosenfeld
11
Práctica Molaridad
1.
Una solución de fluoruro de potasio contiene 1,16 g de soluto en 250 ml de solución. Determiná su
molaridad.
MM(KF) = 58 g
Nº moles = 1,16 g / 58 g/mol  0,02 moles
M = nº moles/ V (l) = 0,02 moles / 0,25 l  0,08 M
2.
Una solución de nitrato de plata es 4,225 % m/v. Calculá su molaridad.
MM(AgNO3) = 169 g
M = nº moles / V(l)  M = 4,225 g / 169 g/mol
/ 0,1 l  2,5 M
3.
Una solución de amoníaco es 3,4 M. ¿Qué masa de soluto contienen 200 ml de solución? ¿Qué volumen
habrá que medir para tener disueltos 500 mg de amoníaco?
MM (NH3) = 17 g
Nº moles = M.V = 3,4 M. 0,2 l =0,68 moles
Nº moles = masa / MM  masa = nº moles. MM = 0,68 moles . 17g/mol
Masa = 11,56 g NH3
500 mg = 0,5 g
nº moles = 0,5 g / 17 g/mol  nº moles = 0,071 moles
M = nº moles / V (l)  V (l) = nº moles / M = 0,071 moles / 3,4 M  V = 21 ml
4.
Una solución de ácido fosfórico es 0,03 M ¿Cuál es su % m/v?
MM (H3PO4) = 98 g
1000 ml ____ 0,03 moles ácido
100 ml _____ x = 0,003 moles ácido
1 mol ácido ______ 98 g ácido
0,003 moles ácido _ x = 0,294 g  0,294 % m/v
5.
Una solución de clorato de calcio es 0,25 M. Dar su concentración en g/l.
MM Ba(ClO3)2 = 303 g
Nº moles = masa / MM  masa = 0,25 moles . 303 g/mol  masa = 75,75 g
Como esta masa está disuelta en 1 litro  75,75 g/l
NORMALIDAD (N)
EQUIVALENTE GRAMO
Es la cantidad de sustancia que reacciona exactamente con 1 g de hidrógeno. Dado que determinar la relación
que existe entre equivalentes gramo y moles aplicando la definición resulta muy engorroso, se procede a
establecerla del siguiente modo:
Acidos: 1 mol tiene tantos equivalentes gramo como H + posea la molécula.
Hidróxidos: 1 mol tiene tantos equivalentes gramo como OH - tenga la molécula.
Sales: 1 mol tiene tantos equivalentes gramo como su valencia catiónica total, es decir, como cargas positiva
posea la molécula.
Ejemplos:
HCl
H2SO4
H3PO4
NaOH
Al(OH)3
Ca Cl2
Al2(SO4)3
1 mol = 1 eqg
1 mol = 2 eqg g
1 mol = 3 eqg g
1 mol = 1 eqg g
1 mol = 3 eqg g
1 mol = 2 eqg g
1 mol = 6 eqg g
por tener H+
por tener 2 H +
por tener 3 H+
por tener OH-por tener 3 OH por tener Ca++
por tener 2 Al +3
Se define normalidad como la concentración de una solución que indica la cantidad de equivalentes gramo de
soluto presentes en un litro de solución. Así, una solución 0,7 N (se lee 0,7 normal) de sulfito de potasio tiene
0,7 equivalentes gramo de sulfito de potasio por cada litro de solución.
Matemáticamente puede plantearse como:
N = nº eq g soluto / V solución (l)
J. Moreno – V. Rosenfeld
12
De modo similar al visto para el cálculo del número de moles, puede hallarse la cantidad de equivalentes,
además del modo ya visto, como:
Nº eq g = masa / MEqg
El concepto de equivalente gramo es de gran utilidad, ya que todas las reacciones químicas se producen
"equivalente a equivalente". Esto significa que reaccionan cantidades iguales de equivalentes gramo de
reactivos, obteniéndose iguales cantidades de productos. Esta aplicación se verá al trabajar con estequiometría
con reactivo limitante.
Práctica Normalidad
1.
Una solución se preparó disolviendo 4,9 de ácido fosfórico en un total de 800 ml. Determiná su
molaridad y su normalidad.
MM(H3PO4) = 98 g
M = ( masa / MM ) / V sol. (l) = (4,9 g / 98 g/mol) / 0,8 l  0,0625 M
Como para el ácido fosfórico 1 mol representa 3 equivalentes gramo, se tiene:
1 mol ________ 3 eqg
0,0625 moles __ x = 0,1875 eqg, que ya están en 1 litro  0,1875 N
2.
Una solución de cloruro ferroso es 2,52 % m/v. Determiná su normalidad.
MM (FeCl2) = 126 g
Como para esta sal, 1 mol representa 2 equivalentes gramos, se tiene
MEqg (FeCl2) = 126 g /2 = 63 g
N = ( masa / Meqg)
3.
/ V sol. (l) = (2,52 g / 63 g/eqg ) /0,1 l  0,4 N
Se tienen tres soluciones de sulfato de aluminio: una 3,42 % m/v, otra 0,2 M y la tercera, 25 g / l.
¿Cuál de las tres tiene mayor Normalidad?
MM Al2(SO4)3 = 342 g  MEqg = 342g / 3 = 57 g
3,42 % m/v:
N = (3,42 g / 57 g/eqg ) / 0,1 l  0,6 N
0,2 M
1 mol sal _____ 6 eqg sal
0,2 moles sal __ x = 1,2 eqg.  1,2 N
25 g/l
N = (25 g / 57 g/eqg) / 1 l  0,44 N
Finalmente, la de mayor normalidad es la 0,2 M
Práctica Soluciones
1.
2.
3.
4.
5.
Determiná el volumen de solución de sulfato de sodio 7,1 % p/v, necesario para preparar 3 litros de
solución 0,01M.
Rta: 60
Se dispone de 10 ml de solución de sulfato de sodio 2,84 % p/v y se le agregan 90 ml de agua. Calculá
M final.
Rta: 0,02
Se dispone de 20 ml de una solución de cloruro de calcio 10 % p/v. ¿qué volumen de agua habrá que
agregarle para que resulte 0,2 M.
Rta: 70
Indicá cuál de las siguientes soluciones es la más concentrada.
a.
sulfato de sodio 10 % p/v.
b.
sulfato de sodio 0,5 M.
Rta: Solución a.
Determinar el orden creciente de concentraciones
a.
fosfato de potasio 10 % p/v.
b.
fosfato de potasio 0,3 M.
J. Moreno – V. Rosenfeld
13
6.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
c.
fosfato de potasio 0,6 N.
Rta: b < a < c
Se mezclan 200 ml de solución de sulfito de potasio 0,4 M y 300 ml de solución de la misma sal, 7,9 %
p/v. Calculá M y % p/v de la solución final. Rta: 0,46 7,268
Se mezclan las siguientes soluciones de cloruro de magnesio.
a.
400 ml 0,1 M.
b.
100 ml 1,9 % p/v.
Calculá M y % p/v de la solución resultante.
Rta: 0,12 1,14
La etiqueta de un medicamento indica:
Vitamina C
5g
Agua csp
100 ml
Sabiendo que el volumen de una gota es de 0,05 ml, indicá cuántas gotas debería tomar para una dosis
de 50 mg.
Rta: 20
La etiqueta de cierta agua lavandina comercial indica que contiene 60 g de cloro activo por litro.
Sabiendo que 20 gotas hacen 1 ml, y que se utilizan 2 gotas por litro de agua para procesos de
desinfección, calcular:
a.
la concentración de cloro en el agua así potabilizada.
a.
la masa de cloro que se ingiere con un vaso de agua de 200 ml. Rta: 6 .10-4 0,0012
Calculá M de las siguientes soluciones.
a.
ácido sulfúrico 1,96 % p/v.
b.
hidróxido de potasio 11,2 % p/v.
c.
fosfato de sodio 0,82 % p/v.
Rta: 0,2 2 0,05
Calculá % p/v de las siguientes soluciones.
a.
ácido nítrico 0,1 M.
b.
hidróxido de calcio 0,01 M.
c.
carbonato de sodio 0,5 M.
Rta: 0,63 0,074 5,3
Calculá % p/v de las siguientes soluciones.
a.
nitrato de calcio 0,2 M.
b.
hidróxido de bario 0,1 M.
c.
ácido perclórico 0,05 M.
Rta: 3,28 1,71 0,5
Calculá M de las siguientes soluciones.
a.
ácido perclórico 2,01 % p/v.
b.
hidróxido de sodio 8 % p/v
c.
fosfato de amonio 0,745 % p/v.
Rta: 0,2 2 0,05
Calculá la masa de soluto presente en las siguientes soluciones.
a.
20 ml de solución de nitrato de potasio 0,1 M.
b.
5 litros de solución de agua oxigenada 3 % p/v.
c.
200 ml de solución de cloruro de amonio 1,5 M.
Rta: 0,202 150 16,05
Calculá los volúmenes de solución 0.1 M que se podrían preparar con las siguientes cantidades de
soluto.
a.
2,64 g de sulfato de amonio.
b.
23,4 g de cloruro de sodio.
c.
160 g de hidróxido de sodio.
Rta: 0,2 4 40
Expresar el % p/v de una solución en función de M y el peso molecular. Rta: % p/v = 0,1 . M . PM
Expresar M en función del % p/v y el peso molecular. Rta: M = 10 . % p/v . (PM)-1
El precio del tiocianato de amonio es de $140 el kg. Despreciando el costo del solvente, calculá el costo
de las siguientes soluciones.
a.
bidón de 5 litros 0,5 M.
b.
botella de 1 litro 10 % p/v.
La fórmula del ácido tiociánico es HSCN.
Rta: 26,60 14
Determine qué detergente resulta más económico.
Marca A
30 % de materia activa ¾ l $ 1,50
Marca B
20 % de materia activa
2 l $ 3,80 Rta: marca A
Un medicamento registrado para el tratamiento de úlceras de estómago, contiene 2,1 g de hidróxido de
aluminio cada 100 ml. El prospecto indica que es capaz de combinarse con 16 veces su volumen de
ácido clorhídrico 0,1 N. Determiná si esta afirmación es correcta. Rta: No. 8 veces su volumen.
Calcule cuántas moléculas de soluto hay en 50 ml de solución de cloruro de aluminio 0,1 M.
Rta: 3 .1021
J. Moreno – V. Rosenfeld
14
ESTEQUIOMETRÍA CON SOLUCIONES
Para resolver problemas de estequiometría con soluciones, el procedimiento es similar al visto con drogas secas
o gases. Lo único que debe tenerse en cuenta es en qué forma viene expresada la concentración de la solución
y, con esa unidad, trabajar para el soluto.
De esta manera se tiene:
% m/v
% m/ m
M
N




masa en gramos
masa en gramos
moles
equivalentes gramo
Práctica resuelta
Estequiometría con soluciones
1.
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de ácido sulfúrico 0,1 M con aluminio.
Determinar:
a.
volumen de gas hidrógeno desprendido
b.
normalidad de la solución de sulfato de aluminio obtenida
c.
masa de muestra de metal usada, si estaba al 90 % de pureza.
2 Al + 3 H2SO4  3 H2 + Al2(SO4)3
54 g 3 moles
67,2 l
6 eq g
nº moles de ácido = M.V = 0,1 . 0,2  0,02 moles de ácido
3 moles ácido _____ 67,2 l de gas
0,02 moles ác._____ x = 0,448 l de gas
3 moles ácido _____ 6 eq g de sal
0,02 moles ác._____ x = 0,04 eq g de sal  N = 0,04 eqg / 0,2 l  0,02 N
Observar que el volumen empleado es el aportado por la solución de ácido, ya que no hay otro líquido
presente en este sistema. ¡¡¡ No confundir con le volumen de gas !!!
3 moles ácido _____ 54 g de Al
0,02 moles ác._____ x = 0,36 g de Al  0,36 g . 10/9 = 0,4 g de muestra
2.
Reaccionan 300 ml de solución de hidróxido de bario con 2,52 g de ácido nítrico. Calculá la molaridad
de la solución empleada.
2 HNO3 + Ba(OH)2  2 H2O + Ba(NO3)2
126 g
1 mol
126 g de ácido _____ 1 mol de hidróxido
2,52 g de ácido ____ x = 0,02 moles de ácido
M = nº moles / V (l) = 0,02 moles / 0,3 l  0,067 M
3.
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de ácido clorhídrico 0,3 N y 300 ml de solución de hidróxido
mercúrico 0,5 M. Determiná % m/v de la solución de cloruro mercúrico formada y cuántos gramos de
reactivo quedan sin usar.
2 HCl + Hg(OH)2  2 H2O + HgCl2
2 eqg
1 mol
271 g
Puede verse que este es un problema de reactivo limitante, ya que se dan los datos de los dos
reactivos. Para resolverlo, se procede del mismo modo que lo visto anteriormente para estequiometría
seca o con gases.
HCl
Nº eqg = N .V = 0,3.0,2  0,06 eqg
J. Moreno – V. Rosenfeld
Hg(OH)2
nº moles = M .V = 0,5 . 0,3  0,15 moles
15
2 eqg _____ 271 g de sal
0,06 eqg __ x = 8,13 g de sal
1 mol _______271 g de sal
0,15 moles ___ x = 40,65 g de sal
Una vez hallada la cantidad de sal formada, es decir, 8,13 g, se procede a calculá la concentración de
esta solución, ya que esta masa de cloruro mercúrico está disuelta en el total de volumen del sistema.
Volumen total = 300 ml + 200 ml = 500 ml
500 ml sol. ____ 8,13 g de sal
100 ml sol. ____ x = 1,626 g de sal  1,626 % m/v de HgCl2
271 g de sal ____ 1 mol de hidróxido
8,13 g de sal ___ x = 0,03 moles de hidróxido que se han utilizado
0,15 moles originales - 0,03 moles utilizados = 0,12 moles en exceso
1 mol hidróxido ____ 235 g hidróxido
0,12 moles hidr. ____ x = 28,2 g de hidróxido quedan sin utilizar.
4.
Reaccionan 300 ml de solución de ácido clorhídrico 0,1 N con 250 ml de solución de sulfuro de calcio
0,2 N. Determinar:
a.
volumen de ácido sulfhídrico desprendido
b.
molaridad de la solución de cloruro de calcio formada
c.
moléculas de reactivo que quedan sin utilizarse
2 HCl + Ca(OH)2  H2S + CaCl2
2 eqg
2 eqg
22,4 l
1mol
HCl
Nº eqg = N.V = 0,1 . 0,3 = 0,03 eqg
Ca(OH)2
nº eqg = N.V = 0,2 . 0,25 = 0,05 eqg
Como es lógico observar, reaccionan 0,3 eqg de ambas sustancias y sobran 0,02 eqg de hidróxido de
calcio.
2 eqg ____ 22,4 l gas
0,03 eqg __ x = 0,336 l de gas
2 eqg _____ 1 mol sal
0,03 eqg __ x = 0,015 moles sal  M = nº moles/V(l) = 0,015/0,55  0,027 M
2 eqg hidróxido ____ 74 g
0,02 eqg hidróx. ___ x = 0,74 g de hidróxido sin utilizar
Práctica Estequiometría con soluciones
1.
2.
3.
4.
5.
Determiná qué masa de hidróxido de sodio reaccionará con medio litro de solución de ácido sulfúrico
0,2 M. Calculá además cuántas moléculas de agua se formarán.
Determiná qué masa de óxido de sodio reaccionará con medio litro de solución de ácido sulfúrico 0,2 M.
Calculá además cuántas moléculas de agua se formarán.
Rta: 6,2 1,2 .1023
Calculá el volumen de solución de ácido nítrico 0,5 M necesario para neutralizar 3,42 g de hidróxido de
bario, y la cantidad de moles de sal que se formarán durante la reacción.
Rta: 0,08 0,02
Para neutralizar 0,196 g de ácido sulfúrico se han utilizado 40 ml de solución de hidróxido de sodio.
Calculá la M de esta última y la masa de sal que se ha formado. Rta: 0,1 0,348
Se desean preparar 2,22 g de cloruro de calcio, utilizando óxido de calcio de 80 % de pureza y solución
de ácido clorhídrico 0,5 M. Calcular.
a.
masa de óxido a utilizar.
b.
volumen de solución necesario.
c.
moléculas de agua que se formarán.
Rta: 1,4 80 2,4 .1022
J. Moreno – V. Rosenfeld
16
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
Se desean preparar 0,5 g de carbonato de calcio, utilizando dióxido de carbono puro y solución de
hidróxido de calcio 0,01 M. Calcular.
a.
volumen de óxido necesario.
b.
volumen de solución a utilizar.
Rta: 112 500
Se ponen a reaccionar 0,12 g de magnesio y 80 ml de solución de ácido perclórico 0,1 M. Calculá :
a.
masa de sal formada.
b.
volumen de hidrógeno obtenido.
c.
moles de reactivo sobrantes.
Rta: 0,89 89,6 10-3
Se ponen a reaccionar 200 ml de solución de ácido sulfúrico 1,96 % p/v y 3 g de óxido férrico. Calculá :
a.
moles de reactivo excedente.
b.
masa de agua que se forma.
c.
moles de sal que se forman
Rta: 5,4 .10-3 0,72 0,013
En un recipiente que contiene 200 ml de solución de ácido nítrico, se introducen 10 g de carbonato de
sodio, obteniéndose 1120 ml de dióxido de carbono. Calcular.
a.
masa de sal que reaccionó.
b.
moles de nitrato de sodio formados.
a.
moléculas de agua formadas.
b.
% p/v y M de la solución ácida.
Rta: 5,3 0,1 3 .1022 3,15 0,5
En un recipiente que contiene 200 ml de solución de ácido clorhídrico, se introducen 10 g de carbonato
de sodio, obteniéndose 1120 ml de dióxido de carbono. Calcular:
a.
masa de sal que reaccionó.
b.
moles de cloruro de sodio formados.
c.
moléculas de agua formadas.
d.
% p/v y M de la solución ácida.
Rta: 5,3 0,1 3 .1022 1,825 0,5
Se desea obtener medio mol de sulfuro de sodio, utilizando 2000 ml de solución de ácido sulfhídrico y
500 ml de solución de hidróxido de sodio. Indicá qué M deberán tener ambas soluciones y cuál será la
M y el % p/v de la solución resultante.
Rta: 0,25 2 0,2 1,56
Un recipiente contiene 50 ml de sulfato de amonio 0,2 M, y se agrega hidróxido de sodio en exceso.
Calcular.
a.
volumen de amoníaco desprendido en CNPT.
b.
masa de hidróxido que reacciona.
c.
moles de sulfato de sodio formados.
Rta: 448 0,8 0,01
Un recipiente contiene 50 ml de carbonato de amonio 0,2 M, y se agrega hidróxido de potasio en
exceso. Calcular.
a.
volumen de amoníaco desprendido en CNPT.
b.
masa de hidróxido que reacciona.
c.
moles de carbonato de potasio formados.
Rta: 448 0,8 0,01
Se calientan a ebullición 400 ml de solución de nitrito de amonio 3,2 % p/v. Determiná los moles de
agua y el volumen de nitrógeno obtenidos.
Rta: 0,4 4,48
Se hierven 2000 ml de solución de bicarbonato de sodio (NaHCO 3) y se recogen 11,2 litros de dióxido
de carbono medidos en condiciones normales. Calcular.
a.
moles de carbonato de sodio formados.
b.
masa de agua que se produce.
c.
M de la solución original.
Rta: 0,5 9 0,5
Cuál será el volumen de solución de hidróxido de sodio 0,4 M necesario para neutralizar 500 ml de
solución de ácido sulfúrico 0,196 % p/v.
Rta: 50
Cuando el dióxido de manganeso reacciona con ácido clorhídrico, se forma agua, cloro y cloruro
manganoso. Se desean obtener 0,2 moles de cloro. Calcule la masa de óxido y el volumen de solución 4
M de ácido que habrá que utilizar.
Rta: 17,4 200
Se ponen a reaccionar 20 ml de ácido sulfúrico 49 % p/v y un exceso de cobre. Calcular.
a.
volumen de óxido sulfuroso formado.
b.
moles de sulfato cúprico obtenido.
c.
masa de agua que se obtiene
Rta: 1,12 0,05 1,8
Sabiendo que 300 ml de solución de ácido sulfúrico reaccionan exactamente con 2,24 g de óxido de
calcio puro, calculá M y % p/v de dicha solución.
Rta: 0,13 1,31
En un recipiente que contiene solución de ácido clorhídrico 2 M, se agregan 2,7 g de aluminio puro.
Calcular.
a.
volumen de hidrógeno formado.
b.
volumen de solución que reacciona.
c.
moles de sal obtenidos
Rta: 3,36 150 0,1
J. Moreno – V. Rosenfeld
17
21.
22.
44.
45.
46.
47.
48.
49.
50.
51.
52.
53.
En un recipiente con 500 ml de agua se colocan 2,875 g de sodio, y se obtienen 1120 ml de hidrógeno
puro. Determinar.
a.
pureza del metal.
b.
% p/v y M de la solución de hidróxido obtenida. Rta: 80 0,8 0,2
Se dispone de 200 ml de solución de ácido clorhídrico y 1,3 g de cinc puro, que se mezclan y reaccionan
exactamente. Calcular.
a.
% p/v y M de la solución ácida.
b.
% p/v y M de la solución obtenida.
c.
masa y volumen del hidrógeno desprendido.
Rta: 0,73 0,2 1,36 0,1 0,04 448
Se dispone de 100 ml de solución de ácido clorhídrico y 2,6 g de cinc puro, que se mezclan y reaccionan
exactamente. Calcular.
a.
% p/v y M de la solución ácida.
b.
% p/v y M de la solución obtenida.
c.
masa y volumen del hidrógeno desprendido.
Rta: 2,92 0,8 5,44 0,4 0,08 896
Se queman 2,4 g de carbono, y el gas formado reacciona exactamente con solución de hidróxido de
bario 3,42 % p/v. Calcular.
a.
volumen de gas formado en la primera reacción
b.
masa de carbonato de bario formada en la segunda reacción.
c.
moles de hidróxido que han intervenido.
d.
volumen de solución reaccionante.
Rta: 4,48 39,4 0,2 1000
Se queman 3,6 g de carbono, y el gas formado reacciona exactamente con solución de hidróxido de
bario 3,42 % p/v. Calcular.
a.
volumen de gas formado en la primera reacción
b.
masa de carbonato de bario formada en la segunda reacción.
c.
moles de hidróxido que han intervenido.
d.
volumen de solución reaccionante.
Rta: 6,72 59,1 0,3 1500
Se queman 1,6 g de azufre y el producto de la reacción se disuelve en 2 litros de agua. Indicá.
a.
moles de óxido sulfuroso desprendidos en la primera reacción.
b.
volumen de aire que interviene.
c.
M de la solución obtenida.
Rta: 0,05 5,33 0,025
Se queman 2,4 g de azufre y el producto de la reacción se disuelve en 2 litros de agua. Indicá.
a.
moles de óxido sulfuroso desprendidos en la primera reacción.
b.
volumen de aire que interviene.
c.
M de la solución obtenida.
Rta: 0,075 7,995 0,0375
Se hacen reaccionar 20 g de hidróxido de sodio con 200 ml de solución de ácido fosfórico 0,5 M.
Calcular:
a.
moles de sal obtenidos
b.
moléculas de agua formadas
Desarrollá la ecuación iónica neta correspondiente.
Rta: 0,1 1,8 .1023
Se hacen reaccionar 20 g de hidróxido de potasio con 300 ml de solución de ácido fosfórico 0,25 M.
Calcular:
a.
moles de sal obtenidos
b.
moléculas de agua formadas
Desarrollá la ecuación iónica neta correspondiente.
Rta: 0,075 1,35. 1023
Se mezcla nitrato de amonio con 1,4 g de hidróxido de calcio al 80 % de pureza.
Calcular:
a.
volumen de amoníaco formado
b.
masa de sulfato de potasio formado
c.
moles de agua obtenidos
Desarrollá la ecuación iónica neta correspondiente.
Rta: 448 1,74 0,02
Se mezcla sulfato de amonio con 1,85 g de hidróxido de potasio al 80 % de pureza.
Calcular:
a.
volumen de amoníaco formado
b.
masa de sulfato de potasio formado
c.
moles de agua obtenidos
Desarrollá la ecuación iónica neta correspondiente.
Rta: 592 2,3 0,026
Se desean obtener 1,12 litros de ácido sulfhídrico por reacción de sulfuro férrico y ácido clorhídrico.
Calcular:
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54.
55.
56.
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63.
64.
65.
66.
67.
68.
69.
70.
a.
masa de sal a utilizar, sabiendo que su pureza es del 85 %.
b.
volumen de solución de ácido clorhídrico 0,5 M necesaria.
c.
moléculas de cloruro férrico obtenidas
Desarrollá la ecuación iónica neta correspondiente.
Rta: 4,08 200 2 .1022
Se desean obtener 1,68 litros de ácido sulfhídrico por reacción de sulfuro férrico y ácido sulfúrico.
Calcular:
a.
masa de sal a utilizar, sabiendo que su pureza es del 85 %.
b.
volumen de solución de ácido sulfúrico 0,5 M necesaria.
c.
moléculas de cloruro férrico obtenidas
Desarrollá la ecuación iónica neta correspondiente.
Rta: 6,12 150 3 .1022
Se desean obtener 0,4 moles de etanoato de amonio.
a.
¿qué masa de ácido se necesita?
b.
¿qué volumen de solución de amoníaco 3,4 % p/v habrá que usar?
Desarrollá la ecuación iónica neta correspondiente.
Rta: 24 200
Se desean obtener 0,4 moles de formiato de amonio.
a.
¿qué masa de ácido se necesita?
b.
¿qué volumen de solución de amoníaco 3,4 % p/v habrá que usar?
Desarrollá la ecuación iónica neta correspondiente.
Rta: 18,4 200
Se desean quemar 1,16 g de propanona pura. Calcule el volumen de aire involucrado, el volumen del
gas obtenido y la masa de agua formada.
Rta: 8,53 1,34 1,08
¿Qué masa de ácido nítrico será necesaria para reaccionar con 0,2 moles de hidróxido de calcio?
¿Cuántas moléculas de sal y cuántas de agua se formarán?
Desarrolle la ecuación iónica neta
correspondiente.
Rta: 25; 1,2 .1023 2,4 .1023
¿Qué masa de ácido perclórico será necesaria para reaccionar con 0,2 moles de hidróxido de calcio?
¿Cuántas moléculas de sal y cuántas de agua se formarán?
Desarrolle la ecuación iónica neta
correspondiente.
Rta: 40,2 1,2 .1023 2,4 .1023
Explicá cómo se comporta el amoníaco al ser disuelto en agua.
Explicá a qué se denomina reactivo limitante.
Explicá qué representa una ecuación iónica neta. Proponga un ejemplo.
Se desean obtener 10 g de sulfato de amonio. Calcular:
a.
volumen de solución de ácido sulfúrico 0,2 M necesaria.
b.
volumen de solución de amoníaco 3,4 % p/v necesaria. Rta: 0,38 75,8
Se desean obtener 10 g de fosfato de amonio. Calcular:
a.
volumen de solución de ácido fosfórico 0,2 M necesaria.
b.
volumen de solución de amoníaco 3,4 % p/v necesaria. Rta: 0,336 100,67
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de ácido clorhídrico 0,5 M con 10 g de sulfito de sodio puro.
Calcular:
a.
volumen de óxido sulfuroso formado.
b.
moles de cloruro de sodio formados.
c.
moléculas de agua obtenidas.
Desarrollá la ecuación iónica neta
Rta: 1,12 0,1 3 .1022
Se desean obtener 20 g de cloruro de amonio. Calcular:
a.
volumen de solución de ácido clorhídrico 0,2 M necesaria.
b.
volumen de solución de amoníaco 3,4 % p/v necesaria.
Rta: 1,87 186,9
Se hierven 500 ml de solución de nitrito de amonio 2 M. Calcular:
a.
masa de agua formada.
b.
volumen de nitrógeno obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 36 22,4
Se hierven 150 ml de solución de nitrito de amonio 2 M. Calcular:
a.
masa de agua formada.
b.
volumen de nitrógeno obtenido.
Rta: 10,8 6,72
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de hidróxido de potasio 1,5 M con 10 g de sulfato férrico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido férrico formado.
b.
moles de sulfato de potasio obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 5,35 0,075
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de hidróxido de amonio 1,5 M con 20 g de sulfato férrico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido férrico formado.
b.
moles de sulfato de amonio obtenido.
J. Moreno – V. Rosenfeld
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71.
72.
73.
74.
75.
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77.
78.
79.
80.
81.
82.
83.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 16,05 0,15
Se hacen reaccionar 500 ml de solución de hidróxido de bario 1,2 M con 20 g de nitrato férrico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido férrico formado.
b.
moles de nitrato de bario obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 13,26 0,12
Se hacen reaccionar 100 ml de solución de hidróxido de bario 1,5 M con 10 g de nitrato férrico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido férrico formado.
b.
moles de nitrato de bario obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 6,63 0,06
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de hidróxido de sodio 1,5 M con 10 g de cloruro ferroso.
Calcular:
a.
masa de hidróxido ferroso formado.
b.
moles de cloruro de sodio obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 7,08 0,157
Se hacen reaccionar 100 ml de solución de hidróxido de sodio 1,2 M con 5 g de cloruro ferroso.
Calcular:
a.
masa de hidróxido ferroso formado.
b.
moles de cloruro de sodio obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 3,54 0,079
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de hidróxido de bario 1,5 M con 10 g de nitrato cobáltico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido cobáltico formado.
b.
moles de nitrato de bario obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 4,49 0,06
Se hacen reaccionar 300 ml de solución de hidróxido de sodio 1M con 20 g de cloruro cobáltico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido cobáltico formado.
b.
moles de nitrato de bario obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 11 0,3
Reaccionan exactamente 4 g de hidróxido de sodio y 200 ml de solución de ácido fosfórico. Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
c.
desarrollar la ecuación iónica neta.
Rta: 6 .1022 1,63 0,17
Reaccionan exactamente 6 g de hidróxido de sodio y 200 ml de solución de ácido fosfórico. Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
c.
desarrollar la ecuación iónica neta.
Rta: 9 .1022 2,445 0,255
Reaccionan exactamente 5,6 g de hidróxido de potasio y 200 ml de solución de ácido sulfuroso.
Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 6 .1022 2,05 0,25
Reaccionan exactamente 16,8 g de hidróxido de potasio y 200 ml de solución de ácido sulfuroso.
Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 1,8 .1023 6,15 0,75
Reaccionan exactamente 3,42 g de hidróxido de bario y 200 ml de solución de ácido clórico. Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 2,4 .1022 1,69 0,2
Reaccionan exactamente 0,855 g de hidróxido de bario y 200 ml de solución de ácido clórico. Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 6 .1021 0,4225 0,05
Se hierven 200 ml de solución de nitrito de amonio 0,2 M. Calcular:
a.
moles de agua formados.
b.
volumen de nitrógeno obtenido.
J. Moreno – V. Rosenfeld
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84.
85.
85.
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88.
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100.
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103
104.
Desarrollá la ecuación iónica neta
Rta: 0,08 0,896
Reaccionan exactamente 5,6 g de hidróxido de potasio y 200 ml de solución de ácido sulfhídrico.
Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 6 .1022 0,85 0,25
Reaccionan exactamente 1,12 g de hidróxido de potasio y 200 ml de solución de ácido sulfhídrico.
Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 1,2 .1022 0,17 0,05
Reaccionan exactamente 1,12 g de hidróxido de potasio y 200 ml de solución de ácido sulfhídrico.
Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 1,2 .1022 0,17 0,05
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de hidróxido de sodio 1,5 M con 10 g de sulfato ferroso.
Calcular:
a.
masa de hidróxido ferroso formado.
b.
moles de sulfato de sodio obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 5,92 0,065
Se hacen reaccionar 300 ml de solución de hidróxido de sodio 2 M con 20 g de sulfato ferroso. Calcular:
a.
masa de hidróxido ferroso formado.
b.
moles de sulfato de sodio obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 11,84 0,13
Se desean obtener 10 g de fosfato de amonio. Calcular:
a.
volumen de solución de ácido fosfórico 0,2 M necesaria.
b.
volumen de solución de amoníaco 3,4 % p/v necesaria.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 336 100
Se desean obtener 2,5 g de fosfato de amonio. Calcular:
a.
volumen de solución de ácido fosfórico 0,2 M necesaria.
b.
volumen de solución de amoníaco 3,4 % p/v necesaria.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 84 25
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de hidróxido de bario 1,5 M con 10 g de nitrato cúprico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido cúprico formado.
b.
moles de nitrato de bario obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 5,19 0,053
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de ácido etanoico 0,5 M con 10 g de sulfito de bario puro.
Calcular:
a.
volumen de óxido sulfuroso formado.
b.
moles de etanoato de bario formados.
c.
moléculas de agua obtenidas.
Desarrollá la ecuación iónica neta
Rta: 1,03 0,046 2,77 .1022
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de hidróxido de sodio 1,5 M con 10 g de acetato cobáltico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido cobáltico formado.
b.
moles de acetato de sodio obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 4,66 0,13
Reaccionan exactamente 10 g de hidróxido de magnesio y 200 ml de solución de ácido nítrico. Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
c.
desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 2 .1022 10,85 1,725
Reaccionan exactamente 4 g de hidróxido de magnesio y 200 ml de solución de ácido nítrico. Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
c.
desarrollar la ecuación iónica neta.
Rta: 8,3 .1022 4,34 0,69
Se hacen reaccionar 200 ml de solución de hidróxido de bario 1,5 M con 10 g de acetato férrico.
Calcular:
a.
masa de hidróxido férrico formado.
J. Moreno – V. Rosenfeld
21
105.
106.
107
108
109
110.
111.
112.
113.
114.
115.
116.
117.
118.
119.
b.
moles de acetato de bario obtenido.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 4,59 0,064
Se hacen reaccionar 400 ml de solución de hidróxido de bario 3 M con 40 g de acetato férrico. Calcular:
a.
masa de hidróxido férrico formado.
b.
moles de acetato de bario obtenido.
Rta: 18,36 0,256
Reaccionan exactamente 6,84 g de hidróxido de bario y 200 ml de solución de ácido clórico. Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 1,2 . 1022 1 0,1
Reaccionan exactamente 3,42 g de hidróxido de bario y 200 ml de solución de ácido clórico. Calcular:
a.
moléculas de agua obtenidas.
b.
% p/v y M de la solución reaccionante.
Desarrollá la ecuación iónica neta.
Rta: 6 . 1021 0,5 0,05
En un recipiente que contiene solución de ácido acético 30 % p/v, se agregan 5,4 g de aluminio puro.
Calcular.
a.
volumen de hidrógeno formado.
b.
volumen de solución que reacciona.
c.
moles de sal obtenidos
Rta: 6,72 120 0,2
En un recipiente que contiene 1 litro de agua, se colocan 15,75 g de hidruro de calcio (CaH2) de 80 %
de pureza. Calcular.
a.
volumen de gas formado.
b.
M y % p/v de la solución de hidróxido resultante.
Rta: 13,44 0,3 2,22
En un recipiente que contiene 2 litros de agua, se colocan 6 g de hidruro de litio (LiH) de 80 % de
pureza. Calcular.
a.
volumen de gas formado.
b.
M y % p/v de la solución de hidróxido resultante.
Rta: 13,44 0,3 0,72
En un recipiente con 500 ml de agua se colocan 2,4375 g de potasio, y se obtienen 1120 ml de
hidrógeno puro. Determinar.
a.
pureza del metal.
b.
% p/v y M de la solución de hidróxido obtenida. Rta: 80 0,56 0,1
En un recipiente con 2 litros de agua se colocan 2,875 g de sodio, y se obtienen 2240 ml de hidrógeno
puro. Determinar.
a.
pureza del metal.
b.
% p/v y M de la solución de hidróxido obtenida. Rta: 80 2 0,05
Escribí la ecuación iónica neta correspondiente a cada una de las siguientes reacciones:
a
Óxido de calcio + Ácido clorhídrico  Cloruro de calcio + Agua
b.
Nitrato de plata + Ácido clorhídrico  Cloruro de plata + Ácido nítrico
c.
Carbonato de sodio + Ácido acético  Acetato de sodio + Dióxido de carbono + Agua
d.
Dióxido de carbono + hidróxido de sodio  Carbonato de sodio + Agua
e.
Sulfuro de sodio + Cloruro plumboso  Sulfuro plumboso + cloruro de sodio
Escibir la ecuación iónica neta correspondiente a cada una de las siguientes reacciones:
a.
Cloruro de amonio + Hidróxido de potasio  Amoníaco + Agua + Cloruro de potasio
b.
Sulfito de sodio + Ácido clorhídrico  Cloruro de sodio + Agua + Óxido sulfuroso
c.
Óxido sulfuroso + Hidróxido de potasio  Sulfito de potasio + Agua
d.
Cloruro de aluminio + Hidróxido de amonio  Hidróxido de aluminio + Cloruro de amonio
e.
Cloruro de calcio + Carbonato de amonio  Carbonato de calcio + Cloruro de amonio
Determiná la masa de aluminio de 85 % de pureza que habrá que hacer reaccionar con un ácido, para
obtener 500 ml de hidrógeno en CNPT.
Rta: 0,47
¿Qué masa de CaO habrá que disolver en 300 ml de solución de ácido sulfuroso para que la solución
final resulte 0,1 M en Ca(HSO3)2 (sulfito ácido de calcio) ?. ¿Cuál debe ser el % p/v de la solución
reaccionante?
Rta: 1,68 1,64
Se hacen burbujear 50 litros de aire en CNPT a través de una solución de hidróxido de bario. El
precipitado de carbonato de bario pesa 148 mg. Calculá el porcentaje de dióxido de carbono en el aire.
Rta 0,064
Se queman 15 litros de H3P (fosfamina) medidos en CNPT. El ácido fosfórico resultante se disuelve en
agua, diluyendo hasta 500 ml. Calculá M y % p/v de la solución obtenida. Rta: 1,34 13,125
Calentando fuertemente arena (dióxido de silicio) con carbonato de sodio puede formarse un vidrio de
metasilicato de sodio con desprendimiento de dióxido de carbono. Calculá las cantidades de materia
prima necesarias para obtener 2 toneladas de vidrio.
Rta: 984 1738
J. Moreno – V. Rosenfeld
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