(ANAYA) - 13+14 Soluciones Física y Química 1º Bachiller

13.1. LA REACCIÓN QUÍMICA

1. Indica la información que nos proporciona la fórmula de los siguientes com-puestos:

• Cloruro de amonio • Sulfato de hierro (II) • (SO4)2Fe(NH4)2 · 6 H2O

• Cloruro de amonio: NH4Cl. Es un compuesto iónico, por lo que la fórmula indicadaes una fórmula empírica. Su fórmula nos proporciona la siguiente información:

• Sulfato de hierro (II): FeSO4. También es un compuesto iónico. Su fórmula nos pro-porciona la siguiente información:

• (SO4)2Fe(NH4)2 · 6 H2O. Esta sustancia se conoce con el nombre de sal de Mohr, yes también un compuesto iónico, un sulfato de hierro y amonio hidratado. Su fór-mula nos proporciona la siguiente información:

Unidad 13. Introducción a las reacciones químicas 1

INTRODUCCIÓN A LAS REACCIONES QUÍMICAS

13

1 mol de NH4Cl

N H Cl

1 mol de átomosde N

4 mol de átomosde H

1 mol de átomosde Cl

53,5 g de NH4Cl(masa molar de

NH4Cl)

14 g de N (masa molar

de N)

4 g de H (4 · masa molar

de H)

35,5 g de Cl(masa molar

de Cl)

1 mol de FeSO4

Fe S O

1 mol de átomosde Fe

1 mol de átomosde S

4 mol de átomosde O

152 g de FeSO4(masa molar de FeSO4)

56 g de Fe (masa molar

de Fe)

32 g de S (masa molar

de S)

64 g de O (4 · masa molar

de O)

1 mol de(SO4)2Fe(NH4)2 · 6 H2O

S

2 mol deátomos de S

392 g de(SO4)2Fe(NH4)2 · 6 H2O

(masa molar de(SO4)2Fe(NH4)2 · 6 H2O)

64 g de S(2 · masa

molar de S)

O

14 mol deátomos de O

224 g deO (14 ·

masa mo-lar de O)

Fe

1 mol deátomos de Fe

56 g de Fe(masamolar de Fe)

N

2 mol deátomos de N

28 g de N(2 · masa

molar de N)

H

20 mol deátomos de H

20 g de H(20 · masa

molar de H)

2. Determina la composición centesimal de los tres compuestos que se han citadoen el ejercicio anterior.

• Cloruro de amonio: NH4Cl. La masa molar de este compuesto es: MNH4Cl = 53,5 g/mol.Por tanto, en 53,5 g de compuesto hay:

35,5 g de Cl ; 4 g de H ; 14 g de N

Su composición centesimal es:

% Cl → · 100 = 66,35% de Cl

% H → · 100 = 7,48% de H

% N → · 100 = 26,17% de N

• Sulfato de hierro (II): FeSO4. La masa molar de este compuesto es: MFeSO4= 152 g/mol.

Por tanto, en 152 g de compuesto hay:

56 g de Fe ; 32 g de S ; 64 g de O

Su composisición centesimal es:

% Fe → · 100 = 36,84% de Fe

% S → · 100 = 21,05% de S

% O → · 100 = 42,11% de O

• Sal de Mohr: (SO4)2Fe(NH4)2 · 6 H2O. La masa molar que corresponde a este com-puesto es M(SO4)2Fe(NH4)2

= 392 g/mol. Por tanto, en 392 g de compuesto hay:

64 g de S ; 224 g de O ; 56 g de Fe ; 28 g de N ; 20 g de H

Su composición centesimal es:

% S → · 100 = 16,33% de S

% O → · 100 = 57,14% de O

% Fe → · 100 = 14,29% de Fe

% N → · 100 = 7,14% de N

% H → · 100 = 5,10% de H20392

28392

56392

224392

64392

64152

32152

56152

1453,5

453,5

35,553,5


3. Escribe y ajusta las ecuaciones químicas que corresponden a los siguientes pro-cesos químicos:

• Al reaccionar carbonato de sodio con ácido sulfúrico se obtienen sulfato desodio, dióxido de carbono y agua.

• El carbonato de calcio se descompone al calentarlo en óxido de calcio y dió-xido de carbono. Por su parte el óxido de calcio reacciona con agua y se ob-tiene hidróxido de calcio.

• El magnesio reacciona con el oxígeno y con el nitrógeno del aire, originan-do, respectivamente, óxido de magnesio y nitruro de magnesio.

• El carbonato de calcio reacciona con el ácido nítrico. En la reacción se ob-tienen nitrato de calcio, dióxido de carbono y agua.

Las ecuaciones químicas ajustadas, por el orden en que aparecen en el enunciado, sonlas siguientes:

• Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O

• CaCO3 → CaO + CO2

CaO + H2O → Ca(OH)2

• 2Mg + O2 → 2MgO

3Mg + N2 → Mg3N2

• CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O

4. Una sustancia presenta una composición en la que el 40% es carbono, el 6,7%hidrógeno y el resto oxígeno. Sabiendo que en 24 mg de sustancia hay, aproxi-madamente, 2,4 · 1020 moléculas, deduce su fórmula empírica y su fórmula mo-lecular.

La sustancia está compuesta por carbono, hidrógeno y oxígeno, CxHyOz , en la si-guiente proporción:

40% C ; 6,7% H ; 53,3% O

• Su fórmula empírica la obtenemos del siguiente modo:

nC = → nC = = 3,33 mol de C

nH = → nH = = 6,7 mol de H

nO = → nO = = 3,33 mol de O

La relación entera más sencilla que existe entre las cantidades anteriores es:

C → = 1 H → � 2 O → = 1

Por tanto, su fórmula empírica será: CH2O.

3,333,33

6,673,33

3,333,33

53,316

mO

MO

6,71

mH

MH

4012

mC

MC


• Para calcular su fórmula molecular, CaH2 · aOa, tendremos en cuenta que en 24 mgde sustancia hay 2,4 · 1020 moléculas, y las siguientes relaciones:

n = ; n = → =

Por tanto:

= → M = 60,22 g/mol

Teniendo en cuenta que:

M = a · Mempírirca → a = = � 2

La fórmula molecular será:

C2H4O2

que puede corresponder, por ejemplo, al ácido acético:

13.2. DISOLUCIONESNota: Consulta las masas atómicas que necesites en la tabla periódica.

1. Indica si las siguientes sustancias son disoluciones o no: agua del mar, gasoli-na, zumo de naranja, sangre, una gota de aceite en agua.

Una disolución es una mezcla homogénea, en la que no es posible distinguir los com-ponentes por métodos ópticos y que, además, presenta las mismas propiedades en to-dos sus puntos.

De acuerdo con lo anterior, el agua del mar y la gasolina son disoluciones, y el restode sustancias que indica el enunciado, mezclas heterogéneas.

2. Se disuelven 5 g de cloruro de hidrógeno en 35 g de agua. La densidad de ladisolución resultante es 1,06 g/ml. Calcula su concentración, en molaridad,en porcentaje en masa y en gramos por litro.

La masa total de disolución es:

mdisolución = 5 g (HCl) + 35 g (H2O) = 40 g

Con este dato y la densidad de la disolución, podemos calcular su volumen:

d = → V = → Vdisolución = = = 37,74 ml

La concentración de la disolución es, por tanto:

• Molaridad:

Cm = → Cm = = = = 3,6 · 10–3 M0,13737,74

5—36,5

37,74

mHCl—MHCl

Vdisolución

nsoluto

Vdisolución

401,06

mdisolución

ddisolución

md

mV

60,2230

MMempírica

2,4 · 1020

6,022 · 102324 · 10–3

M

NNA

mM

NNA

mM


CH3 OH

CO

• Tanto por ciento en masa:

% masa = · 100 → % masa = · 100 = 12,5%

• Gramos partido por litro:

= = 132,5 g/l de HCl

3. Calcula la masa de glucosa, C6H12O6, que se necesita para preparar 100 ml deuna disolución 0,2 M.

A partir de la expresión de la concentración molar, podemos obtener la cantidad desustancia de glucosa:

Cm = → nsoluto = Cm · Vdisolución

nsoluto = 0,2 · 0,1 = 0,02 mol de C6H12O6

Por tanto, la masa de glucosa necesaria será:

n = → mglucosa = nglucosa · Mglucosa = 0,02 · 180 = 3,6 g de C6H12O6

4. Se desean preparar 200 ml de una disolución acuosa de amoniaco 1 M. En el la-boratorio se dispone de una disolución más concentrada, del 23% en masa, cuyadensidad es 0,914 g/ml.

Calcula el volumen de esta última disolución que necesitamos para, añadiéndoleagua, preparar la primera.

La masa de amoniaco que se necesita para preparar 200 ml de una disolución acuosade amoniaco 1 M es:

Cm = = → mNH3= Cm · V · M = 1 · 0,2 · 17 = 3,4 g de NH3

La disolución de que disponemos tiene una concentración del 23% en masa, y unadensidad de 0,914 g/ml. Como necesitamos 3,4 g de NH3, la masa de esta disoluciónque necesitamos es:

R = · 100 → mdisol = =

= = 14,78 g de disolución concentrada de NH3

A partir de la densidad de esta última disolución, obtenemos el volumen necesario:

ddisol = → Vdisol = =

= = 16,17 ml de disolución concentrada de NH314,780,914

mdisol

ddisol

mdisol

Vdisol

3,4 · 10023

mNH3· 100

R

mNH3

mdisol

m—MV

nV

mM

nsoluto

Vdisolución

537,74 · 10–3

msoluto

Vdisolución

540

msoluto

mdisolución


5. Calcula la concentración molar de una disolución preparada mezclando 50 mlde ácido sulfúrico 0,136 M con 70 ml de agua. Supón que los volúmenes son adi-tivos.

Calculamos, en primer lugar, la cantidad de sustancia en mol de ácido sulfúrico pre-sente en 50 ml de disolución 0,136 M:

Cm = → nH2SO

4= Cm · Vdisolución = 0,136 · 0,05 = 6,8 · 10–3 mol de H2SO4

Al mezclar estos 50 ml con 70 ml de agua, la concentración molar de la nueva disolu-ción será:

C 'm = → C 'm = = = 0,057 M

13.3. ALGUNOS TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICA

1. Señala algún proceso de la vida diaria en el que se produzca una reacción de:

• Síntesis.

• Descomposición.

• Sustitución.

• Precipitación.

• La formación de óxidos es un proceso muy habitual. Cuando ocurre en metales, ha-blamos de corrosión. Se produce cuando el metal reacciona con el oxígeno del aire.Vamos a escribir la ecuación de la síntesis del óxido de hierro (II), por ser este óxi-do uno de los más comunes:

2 Fe + O2 → 2FeO

• Un ejemplo de reacción de descomposición es la del agua oxigenada, que se des-compone en agua y oxígeno. Es una reacción que se produce con gran facilidad; enella se basan las aplicaciones del agua oxigenada como antiséptico y decolorante(en disoluciones diluidas). La reacción es la siguiente:

2H2O2 → 2H2O + O2

• La reacción de sustitución que se describe a continuación se utiliza para averiguar sialguien falleció a consecuencia de una ingestión de arsénico.

Para ello se hace pasar hidrógeno a través del estómago del cadáver. De ese modo,el arsénico que haya podido ingerir (que se encontrará en forma de ácido arsénico),reaccionará con el hidrógeno para dar arsina. La reacción que tiene lugar es:

4H2 + H3AsO4 → AsH3 + 4H2O

• La reacción de precipitación que vamos a formular es la de obtención del carbonatode calcio, un agente abrasivo que se utiliza en las pastas dentífricas. Se obtiene apartir del óxido de calcio, cuando reacciona con ácido carbónico.

CaO + H2CO3 → CaCO3 + H2O

6,8 · 10–3

0,126,8 · 10–3

0,05 + 0,07

nH2SO

4

V'disolución

nH2SO

4

Vdisolución


2. Escribe y ajusta la ecuación química que corresponde a los siguientes procesos:

• Reacción de síntesis del óxido de magnesio (II).

• Reacción de descomposición del cloruro de amonio.

• Reacción de sustitución del hidrógeno por magnesio en el ácido clorhídrico.

• Reacción de precipitación del hidróxido de hierro (III) a partir de sulfato dehierro (III) e hidróxido de sodio.

• Reacción de desplazamiento entre el carbonato de calcio y el ácido clorhídri-co, dando cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua.

• Reacción de precipitación del cromato de plata a partir de sendas disolucio-nes de cromato de sodio y nitrato de plata.

• Reacción de síntesis del óxido de mercurio (II) a partir de sus elementos.

• Reacción entre la plata y el ácido nítrico para dar nitrato de plata, que quedaen la disolución, con desprendimiento de hidrógeno.

Las ecuaciones químicas ajustadas, por el orden en que se indican en el enunciado, sonlas siguientes:

• 2Mg (s) + O2 (g) → 2MgO (s)

• NH4Cl (s) → NH3 (g) + HCl (g)

• Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)

• Fe2(SO4)3 (aq) + 6NaOH (aq) → 2Fe(OH)3 (s) + 3Na2SO4

• CaCO3 (s) + 2HCl (aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

• Na2CrO4 (aq) + 2AgNO3 (aq) → Ag2CrO4 (s) + 2NaNO3 (aq)

• 2Hg (l) + O2 (g) → 2HgO (s)

• 2Ag (s) + 2HNO3 (aq) → 2AgNO3 (aq) + H2 (g)

13.4. REACCIONES DE TRANSFERENCIA

1. El bicarbonato de sodio es un remedio casero contra la acidez de estómago pro-ducida por un exceso de ácido clorhídrico. Escribe y ajusta la ecuación quími-ca que corresponde a la reacción de neutralización entre ambos compuestos.

La ecuación que corresponde a la neutralización es la siguiente:

NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O

El dióxido de carbono y el agua provienen de la descomposición del ácido carbónico,H2CO3.


2. Escribe y ajusta la ecuación química que corresponde a la reacción de neu-tralización que se produce al mezclar ácido ortofosfórico con hidróxido debario.

La reacción de neutralización se corresponde con la siguiente ecuación química ajus-tada:

2H3PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + 6H2O

3. El azul de tornasol es de color rojo en medio ácido y de color azul en medio bá-sico. ¿Qué color presentará si añadimos unas gotas de este indicador a un vasode agua pura?

El agua pura es neutra, por lo que el indicador presentará un color violáceo interme-dio entre el rojo (color ácido) y el azul (color básico).

4. ¿Qué sucede cuando un clavo de hierro se deja durante un tiempo a la intem-perie?

Un clavo de hierro, dejado a la intemperie, experimenta un proceso de oxidación:

4 Fe (s) + 3O2 (g) → 2Fe2O3 (s)

El clavo de hierro, que inicialmente presenta un brillo metálico característico, se vuel-ve de color rojo tras oxidarse. La reacción que se produce es de transferencia de elec-trones entre el hierro y el oxígeno, de acuerdo con las siguientes semirreacciones:

• Semirreacción de oxidación:

4 Fe → 4Fe3+ + 12 e–

• Semirreacción de reducción:

3O2 + 12 e– → 6O2–

5. Escribe la semirreacción de oxidación y la de reducción que corresponden alos siguientes procesos de transferencia de electrones:

• Combustión del carbón.

• Síntesis del cloruro de sodio a partir de sus elementos.

• Oxidación del magnesio.

• Síntesis de nitruro de magnesio a partir de magnesio y nitrógeno.

• Sustitución de cobre por plata en el sulfato de cobre.

• Combustión del carbón: C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

– Semirreacción de oxidación: C → C4+ + 4 e–

– Semirreacción de reducción: O2 + 4 e– → 2O2–

• Síntesis de cloruro de sodio a partir de sus elementos: 2Na (s) + Cl2 (g) → 2NaCl (s)

– Semirreacción de oxidación: 2Na → 2Na+ + 2 e–

– Semirreacción de reducción: Cl2 + 2 e– → 2Cl–


• Oxidación del magnesio: 2Mg (s) + O2 (g) → 2MgO (s)

– Semirreacción de oxidación: 2Mg → 2Mg2+ + 4 e–

– Semirreacción de reducción: O2 + 4 e– → 2O2–

• Síntesis de nitruro de magnesio a partir de Mg y N2: 3Mg(s) + N2(g) → Mg3N2

– Semirreacción de oxidación: 3Mg → 3Mg2+ + 6 e–

– Semirreacción de reducción: N2 + 6 e– → 2N3–

• Sustitución del cobre por plata en el sulfato de cobre: 2 Ag (s) + CuSO4 (aq) →→ Ag2SO4 (aq) + Cu (s)

– Semirreacción de oxidación: 2Ag → 2Ag+ + 2 e–

– Semirreacción de reducción: Cu2+ + 2 e– → Cu

6. Indica los pasos que debes seguir para construir una pila electroquímica en laque intervengan cinc y sulfato de plomo (II) y en la que se produzcan sulfato decinc y plomo.

El material necesario para construir la pila es:

– Dos vasos de precipitación – Una barra de cinc

– Una barra de plomo – Hilo conductor

– Tubo de vidrio en forma de U – Algodón

– Disolución de ZnSO4 – Disolución de PbSO4

– Disolución de NaCl – Polímetro para detectar el paso de corriente

El procedimiento para construir la pila es el siguiente:

1. En uno de los vasos de precipitados se sumerge parcialmente una barra de cinc, queactuará como electrodo, dentro de una disolución de sulfato de cinc, y en el otrose sumerge una barra de plomo, que será el segundo electrodo, en una disoluciónde sulfato de plomo (II). Las dos barras se conectan externamente mediante el hiloconductor, que será por donde pasará la corriente (los electrones).

2. Al oxidarse, los átomos de cinc del electrodo pasan a la disolución:

Zn → Zn 2+ + 2 e– (oxidación del cinc: pérdida de electrones)

Ello hace que, transcurrido cierto tiempo, apreciemos un adelgazamiento en la ba-rra de cinc.

3. Los dos electrones pasarán de la barra de cinc a la barra de plomo, utilizando paraello el circuito exterior. Llegados a este, serán captados por un ion Pb2+, que se re-ducirá a plomo:

Pb2+ + 2 e– → Pb (reducción del plomo: ganancia de electrones)

El plomo se deposita sobre la barra de plomo, por lo que esta se engrosa a medi-da que transcurre el tiempo.


Para evitar que se interrumpa el paso de corriente eléctrica por acumulación de car-ga positiva en el electrodo de cinc, y carga negativa en el electrodo de plomo, secoloca un tubo en U invertido, relleno con algodón impregnado con la disoluciónde cloruro de sodio que no interviene en la reacción. Este tubo, llamado puente sa-lino, permite el paso de los iones Cl– a la disolución de Zn2+ y de los iones Na+ ala disolución de Pb2+, haciendo que estas permanezcan neutras.

El esquema de la pila es el que se muestra a continuación:

Y la reacción que se produce:

Zn (s) + PbSO4 (aq) → Pb (s) + ZnSO4 (aq)

13.5. ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Escribe y ajusta las reacciones de combustión de CH4 (metano; principal com-ponente del gas natural), C8H18 (octano; uno de los componentes de la gasoli-na), C2H6O (etanol o alcohol etílico) y C6H12O6 (glucosa).

• Combustión del metano:

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)

• Combustión del octano:

C8H18 (l) + O2 (g) → 8CO2 (g) + 9H2O (g)

2C8H18 (l) + 25O2 (g) → 16CO2 (g) + 18H2O (g)

• Combustión del etanol:

C2H6O (l) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2O (g)

• Combustión de la glucosa:

C6H12O6 (g) + 6O2 → 6CO2 (g) + 6H2O (g)

252


Zn

Zn2+

Zn Zn2+ + 2e– Pb2+ +2e– Pb

Cl– Na+

Pb2+

SO4

Pb

Ánodopuente salino

Cátodo

e –

2– SO42–

2. Dibuja el diagrama energético que corresponde a una reacción de combustión.

Una reacción de combustión es una reacción exotérmica: la diferencia de energía en-tre los productos y los reactivos es negativa (los productos de la reacción son más es-tables que los reactivos). El diagrama energético que le corresponde es el siguiente:

3. Calcula la energía que se desprende cuando se queman 5 kg de carbón, sabien-do que en la combustión del carbono se desprenden 393,51 kJ/mol.

La reacción de combustión del carbón es la siguiente:

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ; ∆E = –393,51 kJ/mol

La cantidad de sustancia, en mol, de carbón, es:

nC = → nC = = 416,7 mol de C

Para hallar la energía desprendida, establecemos la siguiente relación:

=

Q = –393,51 · 416,7 = –163962,5 kJ

Por tanto, esa es la cantidad de energía que se desprende al quemar 5 kg de carbón.

4. Calcula la cantidad de calor que se desprende cuando arden 10 litros de propa-no gas (C3H8) en condiciones normales de presión y temperatura.

Dato: ∆Hcombustión (C3H8) = –2 043,9 kJ/mol.

La ecuación química ajustada de la combustión del propano es:

C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (g) ; ∆H = –2043,9 kJ/mol

La cantidad de sustancia, en mol, de propano que se quema la obtenemos a partir dela ecuación de los gases ideales:

416,7 mol de CQ

1 mol de C–393,51 kJ

5 · 103

12

mC

MC


P · V = n · R · T → nC3H

8= = = 0,4467 mol de C3H8

Por tanto:

=

Q = –2043,9 · 0,4467 = –913,03 kJ

Se desprenden 913,03 kJ al quemar 10 l de C3H8 en condiciones normales.

ACTIVIDADES DE LA UNIDADNota: Consulta las masa atómicas que necesites en la tabla periódica.

CUESTIONES

1. El proceso de disolución de una sustancia en agua, ¿es una reacción química?

El proceso de disolución de una sustancia en agua no es una reacción química. Es unproceso físico en el que se producen interacciones entre las partículas de la sustanciaen cuestión y las moléculas de agua, pero no se rompen los enlaces de la molécula deagua ni de la sustancia que se disuelve. A partir de la disolución se pueden separar el agua y la sustancia o sustancias disueltas por métodos físicos.

2. Señala las diferencias más importantes que existen entre mezcla homogénea,mezcla heterogénea y sustancia pura.

Una mezcla es una agrupación de varias sustancias, de composición variable, en la queestas sustancias pueden separarse unas de otras por métodos físicos. Además, las pro-piedades de la mezcla están relacionadas con las de las sustancias que la componen.

En algunas mezclas se aprecian los componentes, ya sea a simple vista, con una lupao con un microscopio; son mezclas heterogéneas. Ejemplo de ellas son el granito ola leche. En otras mezclas, como una disolución de sal en agua, la disolución tiene elmismo aspecto que el agua, y no es posible distinguir la sal por métodos ópticos; setrata de una mezcla homogénea, y presenta las mismas propiedades en todos suspuntos.

Por su parte, una sustancia pura no puede separarse en sus componentes por métodosfísicos (para separar los componentes es necesario romper los enlaces; se necesita unareacción química). Además, la composición química entre los elementos que compo-nen la sustancia es constante y, en general, sus propiedades son diferentes a las de suscomponentes.

3. ¿Cómo se puede distinguir una sustancia pura de una disolución?

En el siguiente cuadro se indican las diferencias más importantes entre disolución y sus-tancia pura:

0,4467 mol de C3H8

Q

1 mol de C3H8

–2043,9 kJ

1 · 100,082 · 273

P · VR · T


4. ¿Puede existir una disolución de un gas en un líquido? ¿Y de un líquido en unsólido?

En ambos casos, la respuesta es afirmativa. Un ejemplo de disolución de un gas en unlíquido es cualquier bebida carbonatada: agua con gas, gaseosa o, en general, cualquierbebida con burbujas.

Un ejemplo de disolución de un líquido en un sólido es la amalgama de los dentistas.

5. ¿Por qué carece de unidades la fracción molar de una sustancia?

La fracción molar del componente i de una disolución indica la proporción entre la can-tidad de sustancia de dicho componente, y la cantidad de sustancia total:

χi =

Como puede verse en la expresión anterior, la fracción molar es adimensional, y, enconsecuencia, no tiene unidades.

6. ¿Por qué debemos ajustar una ecuación química?

En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos y de los productosde la reacción. Si la ecuación química no se ajusta, puede suceder que no se cumplala ley de conservación de la masa de Lavoisier.

7. ¿Qué analogías y diferencias existen entre reacción química y ecuación quími-ca?

La ecuación química es la forma simplificada de representar una reacción química. Enla ecuación se escriben las fórmulas de los reactivos y de los productos de la reacciónseparados por una flecha que indica el sentido en que transcurre la misma:

Reactivos → Productos

También se indica el estado de agregación de las sustancias que intervienen en la reac-ción: gas (g), líquido (l), sólido (s) o en disolución acuosa (aq).

ni

nt


Disolución Sustancia pura

Sus componentes pueden separarse pormétodos físicos.

No puede separarse en sus componentespor métodos físicos (para separar loscomponentes, es necesario romper los en-laces; se necesita una reacción química).

La composición es variable según lascantidades de componentes que seutilicen para preparar la disolución.

La composición química entre los elemen-tos que componen la sustancia es constan-te.

Sus propiedades están relacionadas conlas de sus componentes.

En general, sus propiedades son diferen-tes a las de sus componentes.

8. ¿Qué información proporciona una ecuación química?

En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos y de los productos dela reacción separados por una flecha que indica el sentido en que transcurre esta:

Reactivos → Productos

También se indica el estado de agregación de las sustancias que intervienen en la reac-ción: gas (g), líquido (l), sólido (s) o en disolución acuosa (aq).

9. ¿Por qué hay reacciones que transcurren a mayor velocidad si se aumenta latemperatura?

En una reacción química solo se produce una redistribución o reorganización de losátomos. Se rompen enlaces en los reactivos y se forman nuevos enlaces, originando losproductos. Para que esto suceda, se han de producir choques efectivos entre las sus-tancias reaccionantes. Al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad de las partí-culas y, en consecuencia, aumenta el número de choques entre ellas, de modo que lareacción transcurre más rápidamente.

10. ¿Qué significado tiene el signo que acompaña al calor de reacción?

Se denomina calor de reacción a la energía que se transfiere en una reacción químicaen forma de calor. Es una medida de la diferencia energética entre los reactivos y losproductos de cada reacción.

Si los productos de reacción son más estables que los reactivos, se desprenderá ener-gía. En ese caso, la reacción es exotérmica. En el caso contrario, si los reactivos sonmás estables que los productos, habrá que aportar energía para que la reacción se pro-duzca, y la reacción es endotérmica.

Teniendo en cuenta que la situación de mayor estabilidad se corresponde con menorenergía, en una reacción exotérmica, Q (∆E) < 0, mientras que, en una reacción endo-térmica, Q (∆E) > 0.

11. En una reacción química, ¿qué diferencia el calor de reacción de la variaciónde entalpía?

En general, se denomina calor de reacción a la energía que se transfiere en una reac-ción química en forma de calor. Es una medida de la diferencia energética entre los reactivos y los productos de cada reacción.

Cuando la reacción se lleva a cabo en un recipiente abierto, a presión constante, al ca-lor de reacción se le denomina variación de entalpía: ∆H.

12. ¿Por qué se denomina reacción de neutralización a una reacción entre unácido y una base?

Los ácidos y las bases tienen propiedades bien caracterizadas y antagónicas. Cuandoun ácido reacciona con una base, si ambos están en cantidades estequiométricas seneutralizan mutuamente. Por ese motivo, a estas reacciones se las denomina reaccio-nes de neutralización.


EJERCICIOS

13. ¿Qué quiere decir que una disolución de cloruro de sodio es 2 M?

Una disolución de cloruro de sodio 2 M contiene dos moles de cloruro de sodio enun litro de disolución.

14. El cinc desplaza al cobre en una disolución acuosa de sulfato de cobre (II). Es-cribe la reacción ajustada, diferenciando las semirreacciones de oxidación yde reducción.

La reacción de desplazamiento del cobre por el cinc en el sulfato de cobre es la si-guiente:

Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)

Las dos semirreacciones que se producen son:

• Semirreacción de oxidación:

Zn → Zn2+ + 2 e–

• Semirreacción de reducción:

Cu2+ + 2 e– → Cu

15. Explica el fundamento de una pila electroquímica. Indica los pasos a seguirpara construir una pila a partir de la reacción del ejercicio anterior.

Una de las aplicaciones más útiles de las reacciones de transferencia de electrones esla producción de energía eléctrica. Para ello, se aprovecha el paso de los electronesque se desplazan de uno a otro de los reactivos por un circuito eléctrico externo. Enesto se basan las llamadas pilas electroquímicas.

El fundamento de una pila electroquímica consiste en separar las dos semirreaccio-nes, de manera que los electrones circulen externamente, por un hilo conductor. Ellopermite aprovechar la energía de la reacción en forma de corriente eléctrica, con laventaja adicional de poder controlar el proceso, ya que se puede conectar el circuitoa voluntad.

El material necesario y el esquema de la pila es el mismo que el indicado en el ejer-cicio 6 del epígrafe 13.4., pero sustituyendo Pb por Cu.

Procedimiento para construir la pila:

1. En uno de los vasos de precipitados se sumerge parcialmente una barra de cinc,que actuará como electrodo, dentro de una disolución de sulfato de cinc y en elotro se sumerge una barra de cobre, que será el segundo electrodo, en una diso-lución de sulfato de cobre (II). Las dos barras de conectan externamente median-te el hilo conductor, que será por donde pasará la corriente (los electrones).

2. Al oxidarse, los átomos de cinc del electrodo pasan a la disolución:

Zn → Zn2+ + 2 e– (oxidación del cinc: pérdida de electrones)

Ello hace que, transcurrido cierto tiempo, apreciemos un adelgazamiento en la ba-rra de cinc.


3. Los dos electrones pasarán de la barra de cinc a la barra de cobre, utilizando paraello el circuito exterior. Llegados a este, serán captados por un ion Cu2+, que sereducirá a cobre:

Cu2+ + 2 e– → Cu (reducción del cobre: ganancia de electrones)

El cobre se deposita sobre la barra de cobre, por lo que esta se engrosa a medidaque transcurre el tiempo.

Para evitar que se interrumpa el paso de corriente eléctrica por acumulación de car-ga positiva en el electrodo de cinc, y carga negativa en el electrodo de cobre, se co-loca un tubo en U invertido, relleno de algodón impregnado con una disolución decloruro de sodio, que no interviene en la reacción. Este tubo, llamado puente salino,permite el paso de los iones Cl– a la disolución de Zn2+ y de los iones Na+ a la diso-lución de Cu2+, haciendo que estas permanezcan neutras.

16. La fórmula química de un compuesto es C8H6O2. Indica toda la informaciónque puedas deducir de ella.

La información que nos proporciona la fórmula C8H6O2 se recoge en la siguiente ta-bla:

17. Deduce toda la información que proporciona la fórmula química:CH3OCOC6H4COOH que corresponde el ácido acetilsalicílico (aspirina).

La información que nos proporciona la fórmula CH3OCOC6H4COOH (C9H8O4) se re-coge en la siguiente tabla:


1 molécula de C8H6O2 8 átomos de C 6 átomos de H 2 átomos de O

6,022 · 1023 moléculasde C8H6O2

8 · 6,022 · 1023

átomos de C6 · 6,022 · 1023

átomos de H2 · 6,022 · 1023

átomos de H

1 mol de moléculas de C8H6O2

8 mol de átomosde C



134 g de C8H6O2(masa molar de C8H6O2)

96 g de C (8 · masa molar

de C)


de H)


de O)

1 molécula de C9H8O4 9 átomos de C 8 átomos de H 4 átomos de O

6,022 · 1023 moléculasde C9H8O4

9 · 6,022 · 1023

átomos de C8 · 6,022 · 1023

átomos de H4 · 6,022 · 1023

átomos de O

1 mol de moléculas de C9H8O4

9 mol de átomosde C




108 g de C (9 · masa molar

de C)


de H)


de O)

18. Justifica si las siguientes ecuaciones químicas están escritas de forma correc-ta. En caso de que alguna de ellas no lo esté, escríbela adecuadamente:

a) C + O2 → CO2

b) Ca + O → CaO

c) H + I → HI

d) K2 + Cl2 → 2 KCl

a) Correcta. El carbono es atómico, y el oxígeno, diatómico.

b) Incorrecta. El oxígeno es diatómico; la escritura correcta de la ecuación química es:

2Ca + O2 → 2CaO

c) Incorrecta. La ecuación química, escrita correctamente, es:

H2 + I2 → 2HI

d) Incorrecta. El potasio, en estado natural, no es diatómico. Por tanto:

2K + Cl2 → 2KCl

19. Indica cuál de las siguientes reacciones es exotérmica y cuál endotérmica:

a) 2 H2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 H2O ( l ) + 571,6 kJ

b) N2 ( g ) + O2 ( g ) + 180,7 kJ → 2 NO ( g )

c) 2 CH3OH ( l ) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 4 H2O (l ) (se desprenden 1451,8 kJ)

Teniendo en cuenta el signo de la energía y el miembro de la ecuación química enque se encuentra, podemos clasificar las ecuaciones anteriores en:

a) Al indicar el calor de reacción como un producto más en la ecuación química querepresenta el proceso, se está indicando que en dicha reacción se obtiene calor (sedesprende calor), luego esta reacción química es exotérmica.

b) En este caso, por el contrario, se indica el calor de reacción como un reactivo más,es decir, se trata de un proceso químico en el que hay que suministrar calor. Es,por tanto, una reacción endotérmica.

c) La información de que en este proceso se desprende calor, indica que se trata deun proceso exotérmico.

20. Dada la siguiente ecuación termoquímica:

2 H2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 H2O ( l ) ; ∆H = –483,6 kJ

indica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles falsas:

a) Cuando se forman 36 g de agua se desprenden 483,6 kJ.

b) La reacción de formación de agua es muy rápida.

c) Es necesario suministrar 483,6 kJ para obtener, a partir de agua, 2 g de hi-drógeno y 16 g de oxígeno.

d) Es necesario suministrar 483,6 kJ para obtener, a partir de agua, 4 g de hi-drógeno y 32 g de oxígeno.


a) La lectura que puede hacerse de la reacción es que cuando se forma 2 mol de aguase desprenden 483,6 kJ. La masa de 2 mol de agua es de 36 g, luego el enuncia-do es correcto.

b) A partir de la ecuación termoquímica no podemos obtener ninguna informaciónacerca de la velocidad a la que transcurre la reacción de formación del agua.

c) Falso: será necesario suministrar 483,6 kJ para descomponer 36 g de agua (2 molde agua) en los elementos que la forman: 4 g de hidrógeno y 32 g de oxígeno.

d) Verdadero, por lo indicado en el apartado anterior.

21. Representa en un diagrama las variaciones de entalpía que acompañan a lossiguientes procesos de síntesis:

a) C (grafito) + O2 ( g ) → CO2 ( g )

(se desprenden 393,4 kJ por mol de grafito)

b) N2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 NO ( g )

(es necesario suministrar 90,1 kJ por mol de NO)

Los diagramas que solicita el enunciado son los que se muestran a continuación:


C (grafito) + O2 (g)

∆E = –393,4 kJ/mol

CO2 (g)

∆E = 90,1 kJ/mol

2 NO (g)

N2 (g) + O2 (g)

22. Explica qué enlaces se rompen y qué enlaces se forman en los siguientes pro-cesos:

a) Formación de agua a partir de los elementos que la forman.

b) Formación de cloruro de sodio a partir de sus elementos.

c) Combustión de carbón.

d) Combustión de metano (CH4).

a) H2 + O2 → 2H2O. En este proceso se rompen dos enlaces entre H—H y O= O,y se forman dos enlaces H—O.

b) Na + Cl2 → 2NaCl. En este caso se rompen los enlaces de la red cristalina del so-dio y los enlaces Cl—Cl, formándose enlaces iónicos Na—Cl.

c) C + O2 → CO2. Se rompen los enlaces de la red cristalina del carbón y los del oxí-geno, O= O. Se forman los enlaces entre el carbono y el oxígeno: O= C= O.

d) CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. Se rompen los enlaces C—H y los enlaces O= O.Se forman los enlaces O= C= O y H—O—H.

23. Escribe y ajusta las ecuaciones químicas que corresponden a los siguientesprocesos:

a) El nitrógeno y el oxígeno del aire reaccionan a temperaturas elevadas, pro-duciendo óxido de nitrógeno (II).

b) El óxido de nitrógeno (II) se oxida a óxido de nitrógeno (IV).

c) El óxido de nitrógeno (IV) reacciona con agua dando ácido nítrico y óxido denitrógeno (II).

d) Neutralización de ácido sulfúrico e hidróxido de calcio.

e) Descomposición de carbonato de calcio.

f) Descomposición de óxido de mercurio (II) en los elementos que lo forman.

g) Formación de yoduro de hidrógeno a partir de sus elementos.

h) Combustión completa de propano (C3H8).

Las ecuaciones químicas ajustadas son las siguientes:

a) N2 + O2 → 2NO

b) 2NO + O2 → 2NO2

c) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

d) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O

e) CaCO3 → CaO + CO2

f) 2HgO → 2Hg + O2

g) H2 + I2 → 2HI

h) C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O


24. Clasifica las reacciones químicas correspondientes a los procesos que hemosanalizado en los dos ejercicios anteriores.

La mayor parte de las reacciones químicas se corresponden a más de un tipo de lasvistas a lo largo de la unidad. Dicho esto, una posible clasificación de las reaccionesde los ejercicios 22 y 23 puede ser:

22-a) Reacción de síntesis.

22-b) Reacción de síntesis y también reacción de transferencia de electrones.

22-c) Esta y todas las reacciones de combustión son reacciones de transferencia deelectrones. Además, esta es la reacción de síntesis del CO2.

22-d) Reacción de transferencia de electrones.

23-a) Reacción de síntesis.

23-b) Puede considerarse una reacción de transferencia de electrones.

23-c) Reacción de transferencia de electrones.

23-d) Reacción ácido-base, de neutralización o de transferencia de protones.

23-e) Reacción de descomposición.

23-f) Reacción de descomposición.

23-g) Reacción de síntesis.

23-h) Reacción de transferencia de electrones.

25. Comprueba si están ajustadas las siguientes ecuaciones químicas. Si no es así,ajústalas correctamente:

a) 2 KMnO4 + 10 KCl + 8 H2SO4 → 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Cl2 + 8 H2O

b) K2Cr2O7 + 6 HI + 4 H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 I2 + 7 H2O

Ambas ecuaciones están correctamente ajustadas.

26. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas:

a) Ca(OH)2 + HCl → CaCl2 + H2O

b) H2S + SO2 → S + H2O

c) NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4

d) C6H12O6 → CO2 + C2H6O

e) KI + Pb(NO3)2 → KNO3 + PbI2

f) C6H6 + O2 → CO2 + H2O


a) Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O d) C6H12O6 → 2CO2 + 2C2H6O

b) 2H2S + SO2 → 3 S + 2H2O e) 2KI + Pb(NO3)2 → 2KNO3 + PbI2

c) 3NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4 f) 2C6H6 + 15O2 → 12CO2 + 6H2O


PROBLEMAS

27. Explica cómo prepararías 250 ml de una disolución 1 M de hidróxido de so-dio.

1. Pesamos la cantidad de NaOH necesaria para preparar 250 ml de disolución 1 M.Dicha cantidad la hallamos a partir de la definición de concentración molar:

Cm = → n = Cm · V → nNaOH = 0,25 · 1 = 0,25 mol de NaOH

nNaOH = → mNaOH = nNaOH · MNaOH = 0,25 · (23 + 16 + 1) = 10 g

2. En un matraz aforado de 250 ml se echan, aproximadamente, 125 ml de agua destilada.

3. Se introduce la sal sódica (con mucho cuidado, ya que es corrosiva).

4. Se agita hasta que se produce la total disolución.

5. Se añade agua destilada hasta el enrase.

28. Calcula la masa de hidróxido de sodio contenidos en 50 ml de una disolución0,5 M de dicho compuesto.

Los datos de que disponemos son los siguientes:

V = 50 ml = 0,05 l ; Cm = 0,5 M ; MNaOH = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol

La masa de NaOH la obtenemos teniendo en cuenta las expresiones:

→ m = V · Cm · M

mNaOH = Vdisol · Cm · MNaOH = 0,05 · 0,5 · 40 = 1 g de NaOH

29. Expresa en g/l la concentración de una disolución de ácido sulfúrico 2 M.

Para expresar la concentración en gramos por litro, hacemos lo siguiente:

Cm = 2 M = 2 ; Cm = → n = 2 mol de H2SO4 en 1 l de disolución

Teniendo en cuenta que MH2SO

4= 98 g/mol, obtenemos:

n = → mH2SO

4= n · M → mH

2SO

4= 2 · 98 = 196 g de H2SO4

Por tanto, la concentración es c = 196 g/l.

mM

nV

moll

mn = —

Mn

Cm = —V

mNaOH

MNaOH

nV


30. Calcula la composición centesimal de:

a) Bicarbonato de sodio. c) Carbonato de bario.

b) Sulfato de potasio. d) Tetraóxido de dinitrógeno.

a) La masa molecular relativa del bicarbonato de sodio es: Mr(NaHCO3) = 84. Su com-posición centesimal es:

– %Na: = → x = = 27,38% de Na

– %H: = → x = = 1,19% de H

– %C: = → x = = 14,29% de C

– %O: = → x = = 57,14% de O

b) La masa molecular relativa del sulfato de potasio es: Mr(K2SO4) = 174. Su compo-sición centesimal es:

– %K: = → x = = 44,83% de K

– %S: = → x = = 18,39% de S

– %O: = → x = = 36,78% de O

c) La masa molecular relativa del carbonato de bario es: Mr(BaCO3) = 197,3. Su com-posición centesimal es:

– %Ba: = → x = = 69,59% de Ba

– %C: = → x = = 6,08% de C

– %O: = → x = = 24,33% de O

d) La masa molecular relativa del tetraóxido de dinitrógeno es: Mr(N2O4) = 92. Sucomposición centesimal es:

– %N: = → x = = 34,69% de N

– %O: = → x = = 65,31% de O4 · 16 · 10092

x100

4 · Ar(O)

Mr(N2O4)

2 · 14 · 10092

x100

2 · Ar(N)

Mr(N2O4)

3 · 16 · 100197,3

x100

3 · Ar(O)

Mr(BaCO3)

12 · 100197,3

x100

Ar(C)

Mr(BaCO3)

137,3 · 100197,3

x100

Ar(Ba)

Mr(BaCO3)

4 · 16 · 100174

x100

4 · Ar(O)

Mr(K2SO4)

32 · 100174

x100

Ar(S)

Mr(K2SO4)

2 · 39 · 100174

x100

2 · Ar(K)

Mr(K2SO4)

3 · 16 · 10084

x100

3 · Ar(O)

Mr(NaHCO3)

12 · 10084

x100

Ar(C)

Mr(NaHCO3)

1 · 10084

x100

Ar(H)

Mr(NaHCO3)

23 · 10084

x100

Ar(Na)

Mr(NaHCO3)


31 Al reaccionar 94,2 g de yodo con exceso de magnesio se obtienen 103,2 g deyoduro de magnesio. Deduce la composición centesimal del compuesto que seforma.

La composición centesimal del yoduro de magnesio se calcula del siguiente modo:

– %I: = → x = = 91,28% de I

– %Mg: y = 100 – 91,28 = 8,72 % de Mg

32. Se sabe que en 4,638 g de un óxido de hierro hay 3,358 g de hierro. Calcula lafórmula química de dicho óxido.

La masa de cada elemento que hay en la muestra de sustancia es:

mFe = 3,358 g de Fe

mO = móxido – mFe = 4,638 – 3,358 = 1,28 g de O

La relación entre estas masas y la masa molar de cada elemento (mol de átomos decada elemento) es:

nFe = = = 0,060 mol de átomos de Fe

nO = = = 0,08 mol de átomos de O

Siendo la relación entre ambas:

=

Por tanto, la fórmula química del óxido es:

Fe3O4

33. El yeso es sulfato de calcio hidratado. Sabiendo que al calentar 3,273 g de yeso seobtienen 2,588 g de sulfato anhidro, calcula la fórmula del yeso.

Un compuesto hidratado (hidrato) es un compuesto que contiene agua de cristaliza-ción en su estructura. Para determinar la fórmula de un hidrato, es necesario calcularel número de moléculas de agua de cristalización que contiene.

En el caso del yeso, la fórmula a determinar es:

CaSO4 · a H2O

donde a representa el número de moléculas de agua de cristalización.

Sabiendo que al calentar 3,273 g de yeso se obtienen 2,588 g de CaSO4, la diferencianos dará la masa de agua que contenía el yeso:

magua = 3,273 – 2,588 = 0,685 g de H2O

Para obtener a, calculamos la cantidad de sustancia medida en mol de CaSO4 y H2O,respectivamente, teniendo en cuenta las masas molares de ambos:

34

0,060,08

1,2816

mO

MO

3,35855,8

mFe

MFe

100 · 94,2103,2

x100

m I

mMgI2


MCaSO4= 136 g/mol ; MH2O

= 18 g/mol

nCaSO4= → nCaSO4

= = 0,019 mol de CaSO4

nH2O= → nH2O

= = 0,038 mol de H2O

La relación entera más sencilla entre los números anteriores nos proporciona el valordel coeficiente a:

CaSO4: = 1

H2O: = 2

Por tanto, la fórmula del yeso es: CaSO4 · 2H2O.

NOTA: La solución de este problema se ofrece también en el CD-ROM del alumnado.

34. En la obtención de un yoduro de mercurio se sabe que han reaccionado 10,83 gde mercurio y 13,71 g de yodo. ¿Cuál es su fórmula empírica? ¿Se puede de-terminar su fórmula molecular?


mHg = 10,83 g ; MHg = 108,3

mI = 13,71 g ; M I = 137,1

Siendo la proporción entre ambos elementos en la fórmula del yoduro de mercurio:

=

Por tanto, la fórmula empírica es:

HgI

Al tratarse de un compuesto iónico, no cabe hablar de fórmula molecular. La fórmu-la del compuesto, HgI, tan solo indica la proporción en que se encuentran los ionesI– y Hg+ en el compuesto.

35 El análisis de un compuesto químico dio la siguiente composición: 26,57% depotasio, 35,36% de cromo y 38,07% de oxígeno. Determina su fórmula empí-rica y nómbralo.

A partir de la composición centesimal, podemos calcular la cantidad de sustancia, enmol, que hay de cada elemento en 100 g de muestra:

– K: nK = → nK = = 0,680 mol de átomos de K26,5739,1

mK

MK

11

0,10,1

mHg 10,83nHg = — = — = 0,1 mol de átomos de Hg

MHg 108,3

m I 13,71nI = — = — = 0,1 mol de átomos de I

MI 137,1

0,0380,019

0,0190,019

0,68518

mH2O

MH2O

2,588136

mCaSO4

MCaSO4


– Cr: nCr = → nCr = = 0,680 mol de átomos de Cr

– O: nO = → nO = = 2,379 mol de átomos de O

La relación entre esas cantidades es:

– K: = 1

– Cr: = 1

– O: = 3,5

Si multiplicamos esos resultados por dos, obtenemos la relación de números enterosmás sencilla entre los elementos que forman el compuesto, que es el dicromato depotasio:

K2Cr2O7

Fe de erratas de la primera edición: Hay una errata en la numeración de las soluciones en el apéndice dellibro. La solución del problema 35 se corresponde, en realidad, con la del siguiente problema.

36. El análisis de otro compuesto químico indica que contiene: 40,25% en masa depotasio, 26,79% de cromo y 32,95% de oxígeno. Determina su fórmula empí-rica y nómbralo.

A partir de la composición centesimal, podemos calcular la cantidad de sustancia, enmol, que hay de cada elemento en 100 g de compuesto:

– K: nK = → nK = = 1,03 mol de átomos de K

– Cr: nCr = → nCr = = 0,515 mol de átomos de Cr


La relación entre esas cantidades es:

– K: = 2

– Cr: = 1

– O: = 4

Por tanto, la fórmula empírica es:

K2CrO4

Y su nombre, cromato de potasio.

2,060,515

0,5150,515

1,030,515

32,9516

mO

MO

26,7952

mCr

MCr

40,2539,1

mK

MK

2,3790,680

0,6800,680

0,6800,680

38,0716

mO

MO

35,3652

mCr

MCr


37. Los compuestos de los problemas anteriores, ¿cumplen la ley de las propor-ciones múltiples?

Los subíndices numéricos que acompañan a cada elemento en la fórmula de un com-puesto nos indican la proporción en que está presente cada uno de esos elementos.Esta proporción es tanto en número de átomos como en cantidad de sustancia (molde cada uno de ellos). Teniendo esto en cuenta, podemos escribir las siguientes re-laciones:

• K2Cr2O7:

– mK = 2 · 39,1 = 78,2 g

– mCr = 2 · 52 = 104 g

– mO = 7 · 16 = 112 g

• K2CrO4:

– m'K = 2 · 39,1 = 78,2 g

– m'Cr = 52 g

– m'O = 4 · 16 = 64 g

Para comprobar si se cumple la ley de las proporciones múltiples, hemos de verificarque las proporciones anteriores mantienen entre ellas una relación numérica sencilla,como así ocurre:

= = ; = =

Por tanto, sí se cumple la ley de las proporciones múltiples.

38. Determina la fórmula empírica de un óxido de manganeso que contiene un63,19% de metal.

La composición centesimal del compuesto es la siguiente:

% Mn = 63,19%

% O = 100 – 63,19 = 36,81%

A partir de la composición centesimal, podemos calcular la cantidad de sustancia, enmol, que hay de cada elemento en 100 g de muestra:

– Mn: nMn = → nMn = = 1,15 mol de átomos de Mn


La proporción entre estas cantidades es:

→ =

Por tanto, la fórmula empírica del óxido es:

MnO2

12

1,152,30

MnO

36,8110

mO

MO

63,1954,94

mMn

MMn

74

11264

mO

m'O

21

10452

mCr

m'Cr


39. Una muestra de 2,5 g de uranio se calienta en presencia de oxígeno. El óxidoresultante pesa 2,949 g. Determina su fórmula empírica.


mU = 2,5 g ; mO = móxido – mU = 2,949 – 2,5 = 0,449 g

Con ellos podemos obtener la cantidad de sustancia, medida en mol de átomos decada elemento presente en la muestra:

– U: nU = → nU = = 0,0105 mol de átomos de U


La relación entre ambas cantidades es:

– U: = 1

– O: = 2,67 =

Para obtener una relación sencilla de números enteros, multiplicamos las cantidadesanteriores por tres. De ese modo, la fórmula empírica del óxido resultante es:

U3O8

40 Se calientan 1,763 g de cloruro de bario hidratado hasta sequedad, quedando1,505 g de la sal anhidra. Determina la fórmula del hidrato.

La fórmula del hidrato es:

BaCl2 · a H2O


mBaCl2

· a H2O = 1,763 g ; mBaCl

2= 1,505 g

Por tanto:

ma H2O = mBaCl

2· a H

2O – mBaCl

2= 1,763 – 1,505 = 0,258 g de H2O

Teniendo en cuenta la masa molar de la sal anhidra y del agua:

MBaCl2= 208,24 g/mol

MH2O = 18 g/mol

Podemos calcular la cantidad de sustancia, en mol, de cada uno de ellos:

nBaCl2= → nBaCl

2= = 7,227 · 10–3 mol de BaCl2

na H2O = = = 0,0143 mol de a H2O

0,25818

ma H2O

Ma H2O

1,505208,24

mBaCl2

MBaCl2

83

0,0280,0105

0,01050,0105

0,44916

mO

AO

2,5238

mU

AU


La relación entre ambas cantidades es:

= � 2

Por tanto, a = 2, y la fórmula del hidrato es:

BaCl2 · 2H2O

41. Un hidrocarburo tiene un 82,66% de carbono. La densidad de vapor es 0,2308 g/la 75 Torr y 30 °C. Determina su fórmula molecular.

La fórmula del hidrocarburo es CxHy .

A partir de los datos que proporciona el enunciado, podemos obtener, aplicando laecuación de estado de los gases ideales, la masa molar del hidrocarburo:

P · V = n · R · T → P · V = · R · T → M =

MCxHy= = 58,1 g/mol

Podemos, a continuación, establecer la siguiente igualdad:

M = 12 · x + 1 · y → 58,1 = 12 · x + y

Por tanto, para el carbono:

= 0,8266 → x = = 4

Y para el hidrógeno:

y = 58,1 – 12 · x = 58,1 – 12 · 4 � 10

Finalmente, la fórmula del hidrocarburo corresponde al butano:

C4H10

42. Un compuesto tiene la siguiente composición centesimal: 24,2% de carbono,4,0% de hidrógeno y el resto es cloro. Se sabe que un litro de dicho compues-to gaseoso, medido a la presión de 710 Torr y 110 °C, tiene una masa de 3,085 g. Deduce su fórmula empírica y molecular.

Con los datos de la composición centesimal podemos determinar la fórmula empíri-ca del compuesto:

% C = 24,2%

% H = 4,0%

% Cl = 100 – (24,2 + 4,0) = 71,8%

Con estos valores se calcula la cantidad de sustancia, en mol de cada elemento, a queequivalen 100 g de sustancia, teniendo en cuenta la relación:

n = mM

0,8266 · 58,112

12 · x58,1

0,2308 · 0,082 · 30375/760

d · R · TP

mM

0,01437,227 · 10–3

ma H2O

MBaCl2


Por tanto:

nC = = 2,02 mol de carbono

nH = = 4,0 mol de hidrógeno

nCl = = 2,02 mol de cloro

La relación entera más sencilla entre los números anteriores se obtiene dividiendo to-dos entre el menor de ellos, y resulta ser:

C : H : Cl

1 : 2 : 1

Por tanto, la fórmula empírica del compuesto es:

CH2Cl

La fórmula molecular será (CH2Cl)a, donde a es la incógnita que debemos calcular.Para determinarla, hemos de calcular la masa molar del compuesto. Disponemos delos siguientes datos:

V = 1 l

P = 710 Torr = 710 Torr · = 0,934 atm

T = 110 °C = (110 + 273) K = 383 K

m = 3,085 g

Se puede calcular la masa molar del compuesto a partir de la ecuación de los gasesideales y teniendo en cuenta la relación entre la cantidad de sustancia y la masa:

P · V = n · R · T ; n =

P · V = · R · T

Despejando la masa molar en la expresión anterior:

M =

Y sustituyendo valores obtenemos:

M = = 103,7 g/mol

La masa molar del compuesto es un múltiplo de la masa molar empírica:

Masa molar real = a · Masa molar empírica

Despejando a:

a = Masa molar realMasa molar empírica

3,085 · 0,082 · 3830,934 · 1

m · R · TP · V

mM

mM

1 atm760 Torr

71,835,5

4,01

24,212


Sustituyendo los valores de la masa molar real obtenida anteriormente, y la masa mo-lar empírica (M = 49,5 g/mol), obtenemos:

a = � 2

La fórmula molecular es, por tanto, C2H4Cl2.


43. El análisis de un compuesto, del que se sabe que es un hidrato de carbono, nosda la siguiente composición: 40% de carbono, 6,67% de hidrógeno y oxígeno.

a) Determina su fórmula molecular. Se sabe que su masa molecular relativa es182.

b) Escribe la ecuación química que corresponde a la reacción de combustióncompleta.

c) ¿Cuáles serán los productos de la reacción si la combustión se produce enuna atmósfera pobre en oxígeno? Escribe la ecuación química correspon-diente.

a) La proporción en que se encuentra cada uno de los elementos en el compuestoes la siguiente:

C: 40% ; H: 6,67% ; O: 100 – (40 + 6,67) = 53,33%

La cantidad de sustancia, en mol de átomos de cada elemento, presente en unamuestra de 100 g, es:

nC = → nC = = 3,33 mol de C

nH = → nH = = 6,07 mol de H

nO = → nO = = 3,33 mol de O

A continuación, buscamos la relación entera más sencilla posible entre los núme-ros obtenidos, dividiendo todos por el menor de ellos:

C: = 1

H: = 2

O: = 1

La fórmula empírica es, por tanto, CH2O. La fórmula molecular será (CH2O)a, don-de a se calcula del siguiente modo:

Masa molecular = a · Masa empírica → a = = � 6

Por tanto, la fórmula molecular es: C6H12O6.

18230

Masa molecularMasa empírica

3,333,33

6,673,33

3,333,33

53,3316

mO

AO

6,671

mH

AH

4012

mC

AC

103,749,5


b) La ecuación de la reacción de combustión completa es:

C6H12O6 + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (g)

c) En una atmósfera pobre en oxígeno, la combustión origina monóxido de carbonocomo producto de la reacción:

C6H12O6 + 3O2 (g) → 6CO (g) + 6H2O (g)

44. Una mezcla gaseosa de hidrógeno y nitrógeno contiene un 10% de hidrógeno.Calcula la fracción molar de cada uno de los gases.

Si la mezcla tiene un 10% de hidrógeno, en 100 g de ella tendremos 10 g de hidró-geno y 90 g de nitrógeno. La cantidad de sustancia, en mol de moléculas de cada gaspresente en la mezcla es:

nH2= → nH

2= = 5 mol de H2

nN2= → nN

2= = 2,647 mol de N2

La composición molar de la mezcla será, por tanto:

χH2= → χH

2= = 0,654

χN2= → χN

2= = 0,346

45 Se tiene una mezcla de butano (C4H10) y propano (C3H8) cuya composición enmasa contiene un 88% de butano, siendo el resto propano. Calcula la compo-sición volumétrica y la composición molar de dicha mezcla en estado gaseoso.

De acuerdo con la composición en masa, en 100 g de mezcla habrá:

mC4H

8= 88 g

mC3H

8= 100 – 88 = 12 g

Y la cantidad de sustancia, en mol, de cada hidrocarburo presente en la mezcla será:

nC4H

10= → nC

4H10

= = 1,517 mol de C4H10

nC3H

8= → nC

3H

8= = 0,273 mol de C3H8

La cantidad de sustancia total de la mezcla es:

nT = nC4H10

+ nC3H

8→ nT = 1,517 + 0,273 = 1,79 mol

1244

mC3H8

MC3H8

8858

mC4H10

MC4H10

2,6475 + 2,647

nN2

nH2+ nN

2

55 + 2,647

nH2

nH2+ nN

2

9034

mN2

MN2

102

mH2

MH2


Por tanto, la composición molar es:

– Butano:

· 100 = = 84,75%

– Propano:

· 100 = = 15,25%

La composición volumétrica es igual a la composición molar.

Fe de erratas de la primera edición: Hay un error en la solución ofrecida en el apéndice de soluciones.

46. Al hacer saltar una chispa eléctrica en una mezcla de hidrógeno y oxígeno, seobtiene vapor de agua. Partimos de una mezcla formada por 100 ml de hidró-geno y 100 ml de oxígeno. Calcula el volumen y la composición volumétrica,una vez transcurrida la reacción, si todos los gases se miden en las mismascondiciones de presión y temperatura.

La ecuación química del proceso que describe el enunciado es la siguiente:

2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g)

Los coeficientes estequiométricos de la ecuación pueden considerarse coeficientes vo-lumétricos, puesto que los tres gases se miden en las mismas condiciones de P y T.

Así pues, podemos completar la siguiente tabla:

La composición volumétrica, una vez transcurrida la reacción es:

VT = 150 ml → % O2 = · 100 = 33,3)%

% H2O = · 100 = 66,6)%

47. Un recipiente cerrado de 10 dm3 contiene una mezcla formada por 2,0 g de me-tano (CH4), 2,0 g de propano (C3H8) y 20 g de oxígeno.

a) Calcula la composición volumétrica y la composición molar de la mezcla.

b) Se hace saltar una chispa eléctrica, y los gases reaccionan obteniéndose dió-xido de carbono y vapor de agua. Escribe las ecuaciones químicas corres-pondientes a los procesos químicos que han tenido lugar.

100150

50150

0,273 · 1001,79

nC3H

8

nT

1,517 · 1001,79

nC4H10

nT


2 H2 O2 2 H2O

Vinicial (ml) 100 100 –

∆V (ml) 100(reaccionan)

50(reaccionan)

100 (se forman)

Vfinal (ml) – 50 100

a) Puesto que los tres gases se encuentran en el mismo recipiente, están en las mis-mas condiciones de presión y temperatura, lo que significa que la composición vo-lumétrica y la composición molar de la mezcla coincidirán.

Con la expresión que relaciona la cantidad de sustancia con la masa molar, M, secalcula la cantidad de sustancia en mol de cada uno de los gases:

n =

MCH4= 16 g/mol → nCH4

= = 0,125 mol de CH4

MC3H8= 44 g/mol → nC3H8

= = 0,045 mol de C3H8

MO2= 32 g/mol → nO2

= = 0,625 mol de O2

La composición molar (y volumétrica) de la mezcla, en porcentaje, se calcula paracada gas mediante la expresión:

% gas i = · 100

donde ntotal representa el número de mol total de la mezcla de gases:

ntotal = nCH4+ nC3H8

+ nO2→ ntotal = 0,795 mol de (CH4 + C3H8 + O2)

Por tanto:

% CH4 = · 100 = 15,72%

% C3H8 = · 100 = 5,66%

% O2 = · 100 = 78,62%

b) Al hacer saltar la chispa se producen las reacciones de combustión tanto de me-tano con oxígeno como propano con oxígeno.

Las ecuaciones químicas sin ajustar de ambos procesos son:

CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)

C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)

En ambas ecuaciones, se ajusta primero el carbono, a continuación el hidrógenoy finalmente el oxígeno. En la primera de ellas, el carbono está ya ajustado, pues-to que hay el mismo número de carbonos en los reactivos y en los productos.

En cuanto al hidrógeno, tenemos cuatro átomos en los reactivos y solo dos en losproductos, por lo que, para igualarlos, hemos de poner un dos delante de la mo-lécula de H2O en los productos:

CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)

0,6250,795

0,0450,795

0,1250,795

ni

ntotal

2032

244

216

mM


Para ajustar el oxígeno, escribiremos otro dos delante de la molécula de oxígenogaseoso en los reactivos.

De este modo, la ecuación ajustada del primer proceso es:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)

Procediendo en la misma forma con la segunda ecuación, obtenemos:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)


48. El límite legal de cromo en los vertidos de las refinerías de petróleo es 0,05 mg/l y el de plomo, 0,1 mg/l. Expresa dichos límites en concentracionesmolares.

En un litro de disolución hay mCr = 0,05 mg = 5 · 10–5 g. Teniendo en cuenta la masamolar del cromo: MCr = 52 g/mol, obtenemos la concentración molar del cromo:

nCr = → nCr = = 9,62 · 10–7 mol

Cm = → Cm = = 9,62 · 10–7 M

En el caso del plomo, la cantidad máxima, por litro, es de 0,1 mg, es decir, 10–4 g.Por tanto, el cálculo de la concentración molar del plomo, teniendo en cuenta queMPb = 207,2 g/mol, se calcula del siguiente modo:

nPb = → nPb = = 4,83 · 10–7 mol

Cm = → Cm = = 4,83 · 10–7 M

49 Una disolución acuosa de ácido fosfórico contiene 300 g de dicho ácido por li-tro de disolución. Su densidad es 1,153 g/cm3. Calcula:

a) Su concentración en tanto por ciento en masa.

b) Su molaridad.

a) La masa de la disolución acuosa del ácido fosfórico, H3PO4, la podemos obtenera partir de la densidad. Si consideramos V = 1 l:

d = → mdisolución = d · V = 1 153 g/l · 1 l = 1 153 g

Por tanto, la concentración en % en masa es:

c = · 100 = 26,02%3001153

mdisolución

V

4,83 · 10–7

1

nPb

Vdisolución

10–4

207,2

mPb

MPb

9,62 · 10–7

1

nCr

Vdisolución

5 · 10–5

52

mCr

MCr


b) La masa molar del ácido fosfórico es: M H3PO

4= 3 + 31 + 4 · 16 = 98 g/mol. Con

este dato, la concentración molar es:

Cm = = → Cm = = 3,06 M

50. Se disuelven 2 g de ácido sulfúrico puro en 100 ml de agua, resultando una diso-lución cuyo volumen es de 0,111 litros. Calcula la concentración de la disolu-ción en tanto por ciento en masa, sabiendo que la densidad del agua es 1 g/cm3, y su molaridad.

Para calcular la concentración en tanto por ciento, necesitamos conocer la masa dedisolvente, md; la masa de soluto, ms, y la masa de la disolución, mD:

md = 100 g de agua

ms = 2 g de ácido sulfúrico puro

mD = ms + md = 2 + 100 = 102 g de disolución

La concentración en tanto por ciento es:

c = · 100 → c = · 100 = 1,96%

Para calcular la molaridad obtenemos, en primer lugar, nH2SO

4. Teniendo en cuenta

que MH2SO

4= 98 g/mol, resulta:

nH2SO

4= = 0,02 mol de H2SO4

Por tanto, la concentración molar de la disolución es:

Cm = → Cm = = 0,18 M

51 Calcula la molaridad de una disolución preparada al mezclar 75 ml de ácido clor-hídrico 0,5 M con 75 ml de una disolución de ácido clorhídrico 0,05 M. Supónque los volúmenes son aditivos.

Los datos de que disponemos son:

V1 = 75 ml ; Cm1= 0,5 M

V2 = 75 ml ; Cm2= 0,05 M

Para calcular la molaridad de la disolución resultante, necesitamos conocer la canti-dad de sustancia de soluto, y el volumen total de disolución. La cantidad de sustan-cia de ácido clorhídrico presente en cada una de las disoluciones que se mezclan lacalculamos como sigue:

n1 = Cm1· V1 = 0,5 · 0,075 = 0,0375 mol de HCl

n2 = Cm2· V2 = 0,05 · 0,075 = 0,00375 mol de HCl

0,020,111

nH2SO

4

Vdisolución

298

2102

ms

mD

300—981

mH3PO4——MH3PO4

Vdisolución

nH3PO4

Vdisolución


Por tanto:

nT = n1 + n2 = 0,0375 + 0,00375 = 0,04125 mol

Como en el enunciado se indica que los volúmenes son aditivos:

VD = V1 + V2 = 75 + 75 = 150 ml = 0,15 l

Finalmente, la molaridad de la disolución resultante es:

CM = = = 0,275 M

52. Disponemos de 500 ml de una disolución de ácido clorhídrico al 10%, que tie-ne una densidad de 1,055 g/ml.

Calcula la molaridad de dicha disolución.

Los datos que proporciona el enunciado del problema son los siguientes:

VD = 500 ml = 0,5 l de disolución de HCl

R = 10% en masa

dD = 1,055 g/ml

Con estos datos podemos calcular la masa de disolución:

dD = → mD = dD · VD = 1,055 · 500 = 527,5 g

Como la riqueza en masa es del 10%, la masa de soluto será:

R = · 100 → ms = mD · = 527,5 · = 52,75 g de HCl

Y la cantidad de sustancia de soluto:

ns = → ns = = 1,447 mol de HCl

Finalmente, la molaridad de la disolución será:

Cm = → Cm = = 2,89 M

53. Añadimos un litro de agua a la disolución anterior. Calcula:

a) La concentración molar de la disolución resultante.

b) El porcentaje en masa de ácido clorhídrico.

c) La concentración de la disolución, en g/l.

a) La nueva concentración molar es:

Cm = → Cm = = 0,96 M1,4470,5 + 1

ns

V 'D

1,4470,5

ns

VD

52,7536,45

ms

Ms

10100

R100

ms

mD

mD

VD

0,041250,15

nT

VD


b) Para calcular el porcentaje en masa de ácido clorhídrico utilizamos la siguiente ex-presión:

R = · 100

donde mD es la masa de la disolución (masa de soluto + masa de disolvente).

Necesitamos conocer, por tanto, la masa de soluto, ms, y la masa de disolvente,md. La primera, de acuerdo con el problema anterior, es: ms = 52,75 g de HCl. Lamasa de disolución, también calculada anteriormente es mD = 527,5 g. Por tanto:

mD = ms + md → md = mD – ms = 527,5 – 52,75 = 474,75 g

Considerando, además, el litro de agua que añadimnos, el porcentaje en masa deácido clorhídrico (riqueza) es:

R = · 100 = 3,45 · 10–2%

c) La concentración de la disolución, en g/l, la calculamos como sigue:

c = → c = = 35,17 g/l

54. Calcula la molaridad de una disolución de ácido sulfúrico concentrado cuyadensidad es 1,84 g/cm3, sabiendo que su riqueza en masa es del 98%.

La densidad, d, proporciona la relación entre la masa y el volumen de la disolución:

d = → d = 1,84 g/cm3

La riqueza, R, nos indica la masa de ácido sulfúrico en 100 g de disolución:

R = · 100 → R = 98%

Nos piden calcular la molaridad de dicha solución:

Cm =

Para ello, fijamos un volumen de disolución, y calculamos la cantidad de sustancia,en mol de H2SO4, que contiene dicho volumen:

V = 1 cm3 = 1 ml = 10–3 l

Con la densidad calculamos la masa de disolución que corresponde a dicho volumen:

d = → mdisolución = d · V = 1,84 · 1 = 1,84 g de disolución

La riqueza indica que el 98% de esta masa es H2SO4:

mH2SO4= → mH2SO4

= = 1,80 g de H2SO41,84 · 98

100

mdisolución · R

100

mdisolución

V

nH2SO4

Vdisolución

mH2SO4

mdisolución

mdisolución

Vdisolución

52,751,5

ms

VD

52,7552,75 + (474,75 + 1 000)

ms

mD


La cantidad de sustancia a que equivale esta masa, se calcula a partir de la expresión:

nH2SO4=

siendo la masa molar del ácido sulfúrico, MH2SO4= 98 g/mol. Por tanto:

nH2SO4= = 0,0184 mol de H2SO4

Esta cantidad de sustancia es la que hay en 10–3 l (1 cm3) de disolución, luego la mo-laridad de dicha disolución será:

Cm = = 18,4 M


55. Se prepara una disolución disolviendo 20 g de cloruro de potasio en un litrode agua. Calcula la molaridad de la disolución resultante, sabiendo que su den-sidad es 1,015 g/cm3.

Dato: la densidad del agua es 1,00 g/cm3.


ms = 20 g

MKCl = 39,1 + 35,5 = 74,6 g/mol

Vd = 1 l → md = 1 000 g (ya que la densidad del agua es 1,00 g/m3)

dD = 1,015 g/cm3 = 1 015 g/l

La cantidad de sustancia de soluto es:

ns = → ns = = 0,268 mol de KCl

Y el volumen de la disolución resultante, teniendo en cuenta la densidad:

VD = → VD = = 1,0049 l

Finalmente, la molaridad de la disolución es:

Cm = → Cm = = 0,267 M

56 Se toman 50 ml de una disolución de ácido nítrico, de densidad 1,405 g/ml, yque contiene un 68,1% en masa de dicho ácido. Se diluyen en un matraz afo-rado de 500 ml hasta enrasar. Calcula la molaridad de la disolución obtenida.


Vdis. inicial = 50 ml

ddis. inicial = 1,405 g/ml

Rdis. inicial = 68,1% en masa de HNO3

Vdis. final = 500 ml = 0,5 l

0,2681,0049

ns

VD

1000 + 201 015

mD

dD

2074,6

ms

Ms

0,018410–3

1,8098

mH2SO4

MH2SO4


La masa de la disolución inicial es:

mdis. inicial = ddis. inicial · Vdis. inicial = 1,405 · 50 = 70,25 g

Teniendo en cuenta la concentración de esa disolución, la masa de soluto será:

R = · 100 → ms = 70,25 · = 47,84 g de HNO3

Por tanto, la cantidad de sustancia de soluto será:

ns = → ns = = 0,759 mol de HNO3

Finalmente, la molaridad de la disolución resultante será:

Cm = → Cm = = 1,52 M

57. Se dispone de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,18 g/ml y 36% deriqueza en masa. Calcula:

a) Su molaridad.

b) La cantidad de sustancia, en mol, de NaOH que reaccionarán con 20 ml deeste ácido.

Los datos que proporciona el enunciado del problema son:

dD = 1,18 g/ml

R = 36% en masa de HCl

a) Para calcular la molaridad, suponemos que disponemos de un litro de disolución,cuya masa será:

dD = → mD = dD · VD = 1,18 · 1 000 = 1 180 g

La masa de soluto contenida será:

R = · 100 → ms = mD · = 1 180 · = 424,8 g de HCl

Y la cantidad de sustancia de soluto:


Por tanto, la molaridad de la disolución será:

Cm = → Cm = = 11,65 M

b) La reacción de neutralización que se produce es:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

La masa que corresponde a 20 ml de disolución es:

dD = → mD = dD · VD = 1,18 · 20 = 23,6 gmD

VD

11,651

ns

VD

424,81 + 35,45

ms

Ms

36100

R100

ms

mDis. inicial

mD

VD

0,7590,5

ns

VD

47,841 + 14 + 3 · 16

ms

Ms

68,1100

ms

mdis. inicial


Como la riqueza es del 36% en masa de HCl, la masa de soluto será:

ms = mD · = 23,6 · = 8,496 g de HCl

Y la cantidad de sustancia que corresponde a esa masa de soluto:


Observa que este dato podríamos haberlo obtenido directamente a partir de la ex-presión de la concentración molar:

Cm = → ns = Cm · VD = 11,65 · 0,020 = 0,233 mol de HCl

Como la relación entre la cantidad de sustancia de NaOH y de HCl que reaccionaes 1:1, reaccionarán 0,233 mol de NaOH con 20 ml del HCl del problema.

58. Se prepara una disolución de ácido sulfúrico mezclando 95,94 g de agua y 10,66 gde ácido. El volumen de la disolución resultante es 0,100 l. Calcula:

a) La fracción molar de soluto y disolvente.

b) La molaridad y la riqueza (% en masa) de la disolución.


md = 95,94 g de H2O

ms = 10,66 g de H2SO4

VD = 0,100 l

a) Para calcular la fracción molar de soluto y disolvente, necesitamos obtener, en pri-mer lugar, la cantidad de sustancia de cada uno de ellos:

ns = → ns = = 0,109 mol de H2SO4

nd = → nd = = 5,33 mol de H2O

Por tanto:

χs = → χs = = 0,02

χd = → χd = = 0,98

b) La molaridad de la disolución es:

Cm = → Cm = = 1,09 M

Y la riqueza, en tanto por ciento en masa:

R = · 100 → R = · 100 = 10% de H2SO410,66

10,66 + 95,94

ms

ms + md

0,1090,100

ns

VD

5,330,109 + 5,33

nd

ns + nd

0,1090,109 + 5,33

ns

ns + nd

95,9418

md

MH2O

10,6698

ms

MH2SO4

ns

VD

8,49635,45 + 1

ms

Ms

36100

R100


59. Calcula la masa de carbonato de sodio, Na2CO3, necesaria para preparar 1litro de una disolución al 15% en masa y cuya densidad es de 1,15 g/ml.

Explica los pasos que seguirías para preparar dicha disolución en el labo-ratorio.


VD = 1 l = 1 000 ml

R = 15% en masa

dD = 1,15 g/ml

La masa de la disolución resultante es:

dD = → mD = dD · VD = 1,15 · 1 000 = 1 150 g

La masa de soluto (carbonato de sodio) presente en ella, es:

ms = mD · → ms = 1 150 · = 172,5 g de Na2CO3

Para conocer los pasos necesarios para preparar la disolución, consúltese la página341 del libro del alumnado.

60. El calor desprendido en la combustión de 1,6 g de metano (CH4) es 88,2 kJ. Cal-cula el calor molar de combustión del metano.


m1 = 1,6 g de CH4 → ∆H1 = –88,2 kJ

La masa de un mol de metano es:

MCH4= 12 + 4 · 1 = 16 g/mol

Podemos establecer las siguientes proporciones para calcular el calor molar de com-bustión del metano:

= → ∆H2 = → ∆H2 = = –882 kJ/mol

61. El acetileno es un gas de fórmula molecular C2H2, que arde con oxígeno origi-nando dióxido de carbono y vapor de agua. La reacción es fuertemente exo-térmica: se desprenden 1 304 kJ por cada mol de acetileno que se quema.

a) Formula y ajusta la ecuación química del proceso.

b) Calcula la energía que se desprenderá al arder 200 g de acetileno.

a) La ecuación química que corresponde a la reacción de combustión del acetileno es:

C2H2 (g) + O2 (g) → CO2 + H2O (s) ; ∆H = –1304 kJ/mol

Esta ecuación está sin ajustar. Vamos a ajustarla por el método de los coeficientesde modo que quede ajustada a 1 mol de acetileno, ya que el dato de la energíadesprendida corresponde a esta cantidad de sustancia de acetileno.

–88,2 · 161,6

∆H1 · MCH4

m1

∆H1

m1

∆H2

MCH4

15100

R100

mD

VD


Asignamos coeficientes a, b, c y d a cada sustancia:

a C2H2 (g) + b O2 (g) → c CO2 (g) + d H2O (g)

Igualando el número de átomos de cada elemento que hay en los reactivos y enlos productos, resulta:

Carbono: 2 · a = 1 · c [1]

Hidrógeno: 2 · a = 2 · d [2]

Oxígeno: 2 · b = 2 · c + 1 · d [3]

Debemos fijar el cociente a = 1 (1 mol de C2H2), con lo que la ecuación [1] queda:

2 · 1 = 1 · c → c = 2

Y la ecuación [2]:

2 · 1 = 2 · d → d = 1

Sustituyendo en la ecuación [3]:

2 · b = 2 · 2 + 1 · 1 → b =

La ecuación química ajustada a 1 mol de acetileno es, por tanto:

C2H2 (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (g) ; ∆H = –1304 kJ/mol

b) Para calcular la energía en forma de calor (Q) que se desprende cuando arden 200 gde acetileno, hallamos, en primer lugar, la cantidad de sustancia, en mol de acetile-no, a que dicha masa equivale, teniendo en cuenta que MC2H2

= 26 g/mol:

n =

nC2H2= = 7,69 mol de C2H2

El calor desprendido por esa cantidad de acetileno es:

Q = nC2H2· ∆Hcombustión C2H2

Q = 7,69 · (–1304) = –10030,8 kJ

Recuerda el criterio de signos que utilizamos al considerar la energía puesta en jue-go en una reacción química: si en una reacción se desprende energía en forma decalor, entonces Q < 0.


62 Al quemar un mol de metanol, en un recipiente abierto, se desprenden 725,9 kJ. La ecuación química no ajustada del proceso es:

CH3OH (l ) + O2 ( g ) → CO2 ( g ) + H2O (l )

20026

mM

52

52


a) Ajusta la ecuación química.

b) Calcula la energía que se desprende en forma de calor en la combustión de 10 g de metanol.

c) Calcula la energía que se desprende en forma de calor en la combustiónde 100 ml de metanol (la densidad del metanol es 0,792 g/cm3).

a) La ecuación química ajustada que corresponde al proceso es:

CH3OH (l) + O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l)

b) Teniendo en cuenta la masa molar del metanol:

MCH3OH = 12 + 3 · 1 + 16 + 1 = 32 g/mol

Para calcular la energía desprendida en la combustión de m2 = 10 g de metanol,establecemos la siguiente proporción:

= → ∆H2 = → ∆H2 = = –226,84 kJ

c) Teniendo en cuenta la densidad del metanol, la masa que corresponde a 100 mlde CH3OH es:

d = → m3 = d · V3 = 0,792 · 100 = 79,2 g

Al igual que en el apartado anterior, establecemos una proporción para calcular laenergía desprendida en forma de calor:

= → ∆H3 = → ∆H3 = = –1796,6 kJ

63. El butano comercial es una mezcla que contiene, en masa, un 92% de butano(C4H10), un 6% de propano (C3H8) y otros gases, que se consideran no apro-vechables. Una botella de butano contiene 12 kg de producto.

Cuando se quema un mol de butano se desprenden 2 658,3 kJ y cuando se que-ma un mol de propano se desprenden 2 043,9 kJ.

Calcula la cantidad de energía que se desprende en forma de calor al ardertodo el gas contenido en la botella.


– Riqueza: 92% de C4H10; 6% de C3H8

– m = 12 kg = 12 000 g

– La masa molar del butano y del propano es:

MC4H

10= 4 · 12 + 10 · 1 = 58 g/mol

MC3H

8= 3 · 12 + 8 · 1 = 44 g/mol

– En la combustión de un mol de C4H10 se desprenden: ∆H1 = –2658,3 kJ

– En la combustión de un mol de C3H8 se desprenden: ∆H2 = –2043,9 kJ

(–725,9) · 79,232

∆H1 · m3

MCH3OH

∆H1

MCH3OH

∆H3

m3

m3

V3

10 · (–725,9)32

m2 · ∆H1

MCH3OH

∆H1

MCH3OH

∆H2

m2

32


Para calcular la cantidad de energía que se desprende en forma de calor al arder todoel gas contenido en la botella, necesitamos calcular la cantidad de sustancia de cadagas. Teniendo en cuenta las riquezas y las masas molares respectivas, obtenemos:

– Cantidad de sustancia de butano:

mC4H

10= 12 000 · = 11 040 g → nC

4H

10= = 190,34 mol de C4H10

– Cantidad de sustancia de propano:

mC3H

8= 12 000 · = 720 g → nC

3H

8= = 16,36 mol de C3H8

La energía desprendida la calculamos del siguiente modo:

∆H = ∆H'1 + ∆H'2 = ∆H1 · n1 + ∆H2 · n2

∆H = (–2658,3) · 190,34 + (–2043,9) · 16,36 = –539439,3 kJ

64 Calcula la energía perdida en la combustión incompleta de un litro de octano,C8H18, de acuerdo con la reacción:

C8H18 (l ) + O2 ( g ) → 6 C (s) + 2 CO2 ( g ) + 9 H2O ( g ) ; ∆H = –2 187 kJ

si la comparamos con la que corresponde a la combustión completa del mismo,en la que se desprenden 2 849 kJ/mol. La densidad del octano es 0,703 g/cm3.

Fe de erratas de la primera edición: La variación de la entalpía correspondiente a la reacción de combus-tión del octano tiene signo negativo, puesto que la reacción es exotérmica.


∆H1 = –2187 kJ/mol

∆H2 = –2849 kJ/mol

La energía perdida en la combustión de un mol de octano es:

∆H = |∆H2| – |∆H1| = 2 849 – 2 187 = 662 kJ/mol

Por tanto, para n moles de octano: Eperdida = n · ∆H

Debemos calcular, por tanto, la cantidad de sustancia a que equivale 1 litro de octa-no. Teniendo en cuenta su densidad, la masa que le corresponde es:

dC8H

18= → mC

8H

18= dC

8H

18· VC

8H

18= 0,703 · 1 000 = 703 g

La cantidad de sustancia de octano es:

nC8H

18= → nC

8H

18= = 6,17 mol de C8H18

Y la energía perdida:

Eperdida = 6,17 · 662 = 4 082,3 kJ

7038 · 12 + 18

mC8H

18

MC8H

18

mC8H

18

VC8H

18

132

72044

6100

1104058

92100


65. Escribe las ecuaciones químicas que corresponden a la combustión del etano(C2H6) y del butano (C4H10), respectivamente.

En un recipiente se tiene una mezcla formada por 0,5 dm3 de etano, 2,5 dm3

de butano y 20 dm3 de oxígeno. Se hace saltar una chispa eléctrica y los gasesreaccionan, formándose dióxido de carbono y vapor de agua.

Calcula el volumen y la composición volumétrica final si todos los gases se mi-den en las mismas condiciones de presión y temperatura.

En ambos casos podemos ajustar las ecuaciones químicas correspondientes por el mé-todo de tanteo o por el método de los coeficientes, como hicimos en el problema 61de esta unidad.

Para la combustión del etano, la ecuación química ajustada a 1 mol de etano que re-sulta es:

C2H6 (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (g)

Y para considerar todos los coeficientes estequiométricos como números enteros, he-mos de multiplicarlos por dos:

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (g) [1]

Del mismo modo, para la combustión del butano, la ecuación química ajustada a unmol de butano es:

C4H10 (g) + O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (g)

Multiplicando por dos todos los coeficientes estequiométricos, conseguimos que seannúmeros enteros.

2 C4H10 (g) + 13 O2 → 8 CO2 (g) + 10 H2O (g) [2]

Los coeficientes estequiométricos de ambas reacciones podemos considerlos molareso volumétricos. (En la unidad 9 vimos que el volumen, V, y la cantidad de sustancia,n, son directamente proporcionales).

Para calcular el volumen tras la combustión de la mezcla al hacer saltar la chispa eléc-trica, establecemos las proporciones que nos indica cada reacción:

— Combustión de 0,5 dm3 de etano.

Según nos indica la ecuación [1]:

2 dm3 de C2H6 + 7 dm3 de O2 → 4 dm3 CO2 + 6 dm3 H2O

Las proporciones estequiométricas respecto al C2H6 son, para 0,5 dm3 de este:

→ = → VO2= 1,75 dm3 de O2 se consumen

→ = → VCO2= 1 dm3 de CO2 se forma

→ = → VH2O= 1,5 dm3 de H2O se forman0,5

VH2O

26

VC2H6

VH2O

0,5VCO2

24

VC2H6

VCO2

0,5VO2

27

VC2H6

VO2

132

72


— Combustión de 2,5 dm3 de butano.

La ecuación [2] nos proporciona la siguiente información:

2 dm3 de C4H10 + 13 dm3 de O2 → 8 dm3 CO2 + 10 dm3 H2O

Las proporciones estequiométricas respecto al C4H10 son:

→ = → VO2= 16,25 dm3 de O2 se consumen

→ = → VCO2= 10 l de CO2 se forman

→ = → VH2O= 12,5 l de H2O se forman

Tras la combustión, el volumen de la mezcla de gases, V, será la suma de los volú-menes de los productos de las dos reacciones y el volumen de oxígeno sobrante, esdecir, el exceso de oxígeno que no ha reaccionado:

V = Vtotal CO2+ Vtotal H2O

+ VO2 sobrante

donde:

Vtotal CO2= 1 + 10 = 11 dm3 de CO2

Vtotal H2O= 1,5 + 12,5 = 14 dm3 de H2O

VO2 sobrante = VO2 inicial – VO2 consumido = 20 – (1,75 + 16,25) = 2 dm3 de O2

Por tanto, el volumen total es:

V = 11 + 14 + 2 = 27 dm3

La composición volumétrica final, en porcentaje, la calculamos para cada gas:

% gas i = · 100

Sustituyendo valores:

% CO2 = · 100 = 40,74%

% H2O = · 100 = 51,85%

% O2 = · 100 = 7,41%


227

1427

1127

Vi

V

2,5VH2O

210

VC4H10

VH2O

2,5VCO2

28

VC4H10

VCO2

2,5VO2

213

VC4H10

VO2


66 Se quema una muestra de 0,210 g de un hidrocarburo gaseoso y se obtienen0,660 g de dióxido de carbono. Calcula:

a) La fórmula empírica del hidrocarburo.

b) Su fórmula molecular, sabiendo que, en condiciones normales, su densidad es1,87 g/dm3.


mCxHy= 0,210 g

mCO2= 0,660 g

dCxHy= 1,87 g/cm3

a) La ecuación de combustión que corresponde al proceso es:

CxHy + (x + ) O2 → x CO2 + H2O

En ella se puede observar que la cantidad de sustancia de carbono obtenida, enmol, coincide con la de dióxido de carbono. Por tanto:

nCO2= nC = = 0,015 mol de C

La masa del carbono es, entonces:

nC = → mC = nC · AC → mC = 0,015 · 12 = 0,18 g de C

En consecuencia, la masa de hidrógeno será:

mH = mCxHy– mC → mH = 0,210 – 0,18 = 0,03 g de H

Y la cantidad de sustancia que contiene:

nH = → nH = = 0,03 mol de H

La relación entera más sencilla entre la cantidad de sustancia de carbono e hidró-geno nos proporciona los coeficientes que buscamos:

x → C: = 1

y → H: = 2

Por tanto, la fórmula empírica es CH2.

b) Para obtener la fórmula molecular, necesitamos conocer la masa molar del hidro-carburo. Esta la podemos obtener a partir de la densidad y aplicando la ecuaciónde estado de los gases ideales:

P · V = n · R · T → P · V = · R · T → M = =

M = = 41,86 g/mol1,87 · 0,082 · 2731

d · R · TP

m · R · TV · P

mM

0,030,015

0,0150,015

0,031

mH

AH

mC

AC

0,6644

y2

y4


La fórmula molecular será de la forma:

CaH2 · a

El valor de a lo calculamos del siguiente modo:

Mmolecular = a · Mempírica → a =

a = � 3

Por tanto, la fórmula molecular será:

C3H6

Como se estudiará más adelante, en la unidad 15, este hidrocarburo es el propeno:

CH3 — CH = CH2

67. Un compuesto orgánico está formado por carbono, hidrógeno y oxígeno. Alquemar 1,570 g del compuesto se obtienen 3,00 g de dióxido de carbono y1,842 g de agua. Calcula su fórmula empírica. ¿Qué dato se necesitaría para de-terminar su fórmula molecular?

La ecuación química que describe el proceso de combustión es:

CxHyOz + (x + – ) O2 → x CO2 + H2O

De acuerdo con la ecuación anterior, podemos escribir lo siguiente:

• Carbono:

nCO2= → nCO

2= = 0,068 mol de CO2

nC = nCO2= 0,068 mol de C

mC = nC · 12 = 0,068 · 12 = 0,818 g de C

• Hidrógeno:

nH2O = → nH

2O = = 0,1023 mol de H2O

nH = 2 · nH2O = 2 · 0,1023 = 0,2046 mol de H

mH = nH · 1 = 0,2046 · 1 = 0,2046 g de H

• Oxígeno:

mO = mCxHyOz– (mC + mH) = 1,570 – (0,818 + 0,2046) = 0,5473 g de O

nO = → nO = = 0,034 mol de O0,547316

mO

AO

1,8422 · 1 + 16

mH2O

MH2O

3,0012 + 2 · 16

mCO2

MCO2

y

2z2

y

4

41,8612 + 2

Mmolecular

Mempírica


Para obtener la fórmula empírica, buscamos la relación más sencilla entre las canti-dades de sustancia de cada elemento que forma el compuesto:

– C: = 2

– H: = 6

– O: = 1

Por tanto, la fórmula empírica del compuesto orgánico es:

C2H6O

Para determinar la fórmula molecular, es necesario conocer la masa molecular delcompuesto.

68 El ácido cítrico es la sustancia responsable del sabor de muchas frutas. Está for-mada por carbono, hidrógeno y oxígeno. En un ensayo se quemaron 2,885 gde ácido cítrico y se obtuvieron 3,967 g de dióxido de carbono y 1,082 g deagua. Por otra parte, al disolver la misma cantidad de ácido cítrico en suficienteagua se obtuvo un litro de disolución cuya concentración era 1,50 · 10–2 M. De-duce la fórmula empírica y la fórmula molecular del ácido cítrico.

Para obtener la fórmula empírica del ácido cítrico, tendremos en cuenta que si la fór-mula del compuesto es CxHyOz , en los productos de la combustión de este todo elcarbono estará en el CO2 y todo el hidrógeno formará parte del H2O.

Por tanto, con los datos de la combustión podemos establecer las cantidades de C, Hy O que hay en 2,885 g de muestra.

Según la ley de las proporciones definidas y teniendo en cuenta que MCO2= 44 g/mol

y MC = 12 g/mol, la masa de carbono que hay en 3,967 g de CO2 es:

= → mC = 1,082 g de C

Del mismo modo, utilizando los valores de las masas molares del agua y del hidróge-no (18 g/mol y 1 g/mol, respectivamente), la masa de hidrógeno presente en 1,082 gde H2O resulta:

= → mH = 0,120 g de H

La masa de oxígeno en 2,885 g de ácido cítrico nos la proporciona la ley de conser-vación de la masa:

mO = mácido cítrico – (mC + mH)

mO = 2,885 – (1,082 + 0,120) = 1,683 g de O

Calculemos ahora la relación molar entera más sencilla posible entre esas masas uti-lizando la expresión que relaciona la cantidad de sustancia y la masa:

n = mM

1,082 g de H2O

mH

18 g de H2O

2 · 1 g de H

3,967 g de CO2

mC

44 g de CO2

12 g de C

0,0340,034

0,20460,034

0,0680,034


Para cada uno de los componentes del ácido cítrico obtenemos:

C: nC = = 0,090 mol de C

H: nH = = 0,120 mol de H

O: nO = = 0,105 mol de O

Dividiendo entre el menor de ellos:

C: = 1

H: = 1,33

O: = 1,17

Vemos que, al multiplicar estos coeficientes por 6, se obtienen números enteros sencillos:

C: 1 · 6 = 6

H: 1,33 · 6 ≈ 8

O: 1,17 · 6 ≈ 7

Por tanto, la fórmula empírica del ácido cítrico es: C6H8O7.

La fórmula molecular será un múltiplo de la relación encontrada para la fórmula em-pírica, C6 · aH8 · aO7 · a, o, lo que es lo mismo, (C6H8O7)a. Para calcular a, necesita-mos conocer previamente la masa molar del compuesto.

Sabemos que al disolver 2,885 g de ácido cítrico en suficiente agua se obtiene un li-tro de disolución cuya concentración es 1,50 · 10–2 M.

Teniendo en cuenta la expresión de la molaridad:

Cm =

obtenemos la cantidad de sustancia a que equivalen 2,885 g de ácido cítrico:

n = Cm · V → n = 1,50 · 10–2 mol de ácido cítrico

A partir de este valor, podemos calcular la masa molar del ácido cítrico, utilizando laexpresión que la relaciona con la cantidad de sustancia:

n = → M =

M = = 192,3 g/mol

La masa molar así obtenida será un múltiplo de la masa molar que correspondería ala fórmula empírica:

Masa molar real = a · Masa molar empírica

a = Masa molar realMasa molar empírica

2,8851,50 · 10–2

mn

mM

nV

0,1050,090

0,1200,090

0,0900,090

1,68316

0,1201

1,08212


En nuestro caso, la masa molar correspondiente a la fórmula empírica del ácido cítri-co es MC6H8O7

= 192 g/mol, por lo que:

a = ≈ 1

Por tanto, la fórmula molecular del ácido cítrico es:

C6H8O7

Como vemos, coincide con su fórmula empírica.


192,3192


14.1. LEYES PONDERALES Y CANTIDAD DE SUSTANCIA

1. Calcula el tiempo que tardaríamos en contar NA partículas, si pudiésemos con-tarlas a un ritmo de 100 por segundo (un ritmo razonable).

Si pudiésemos contar 100 partículas cada segundo, el tiempo que tardaríamos en con-tar NA partículas sería:

t = → t = = 6,022 · 1021 s � 2 · 1014 años

2. Calcula el volumen de amoniaco que se obtiene si reacciona un mol de nitró-geno con tres mol de hidrógeno, medidos en condiciones normales.

La ecuación química ajustada que corresponde al proceso es la siguiente:

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

En ella se puede observar que como producto de la reacción se obtienen 2 mol deNH3, medidos también en condiciones normales.

Para calcular el volumen a que corresponden, aplicamos la ecuación de los gasesideales:

P · V = n · R · T → V =

VNH3= = 44,8 l

14.2. CÁLCULOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Escribe todas las relaciones estequiométricas que sean posibles en las siguientesecuaciones químicas:

a) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l )

b) 2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g)

c) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g)

Las reacciones estequiométricas son las que se muestran a continuación:

2 · 0,082 · 2731

n · R · TP

6,022 · 1023

100

NA

100

CAMBIOS MATERIALES EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

14

Unidad 14. Cambios materiales en las reacciones químicas 1

a) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)

b) 2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g)

c) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g)


C6H12O6 (s) 6 O2 (g) 6 CO2 (g) 6 H2O (l )

1 mol de moléculasde C6H12O6

6 mol de moléculasde O2

6 mol de moléculasde CO2

6 mol de moléculasde H2O


192 g de O2(6 · masa molar

de O2)

264 g de CO2(6 · masa molar

de CO2)

108 g de H2O (6 · masa molar

de H2O)

6 volúmenes de O2

6 volúmenes de CO2

134,4 l (6 · Vmolar en c.n.)

134,4 l (6 · Vmolar en c.n.)

4 NH3 (g) 5 O2 (g) 4 NO (g) 6 H2O (l )

4 mol de moléculasde NH3


4 mol de moléculasde NO


68 g de NH3(4 · masa molar

de NH3)


de O2)

120 g de NO (4 · masa molar

de NO)


de H2O)

4 volúmenes de NH3

5 volúmenes de O2

4 volúmenes de NO

89,6 l (4 · Vmolar en c.n.)

112 l (5 · Vmolar en c.n.)


2 KClO3 (s) 2 KCl (s) 3 O2 (g)

2 mol de sólidoiónico KClO3

2 mol de sólidoiónico KCl


245 g de KClO3(2 · masa molar

de KClO3)

149 g de KCl (2 · masa molar

de KCl)


de O2)

3 volúmenes de O2


2. Calcula la masa de agua que se obtiene al arder 0,58 g de butano gas (C4H10)con suficiente oxígeno.

Fe de erratas de la primera edición: la fórmula molecular del butano es C4H10.

1. En primer lugar, formulamos y ajustamos la ecuación del proceso:

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

2. Las cantidades de sustancia, en mol de reactivos y productos que intervienen en lareacción guardan la siguiente proporción:

3. Como nos piden la masa de agua que se forma, hemos de expresar en gramos elresultado que obtengamos. Para ello necesitamos calcular las masas molares delagua y del butano, que son, respectivamente:

MH2O= 2 · 1 + 16 = 18 g/mol ; MC4H10

= 4 · 12 + 1 · 10 = 58 g/mol

4. Escribimos los datos e incógnitas del problema:

5. Para calcular la masa de agua establecemos la relación que permite obtener el re-sultado que nos piden:

= → mH2O= = 0,9 g

3. La plata reacciona con el ácido nítrico; en el proceso se forma nitrato de plata,que queda en disolución, e hidrógeno gas. Calcula la masa de nitrato de plataque se obtendrá al reaccionar una pepita de plata, de 2,87 g de masa, con sufi-ciente ácido.

La ecuación química del proceso, una vez ajustada, es:

Ag + HNO3 → AgNO3 + H2

En dicha ecuación podemos establecer la siguiente relación molar:

12

0,58 · 10 · 182 · 58

mC4H10/MC4H10

nH2O/MH2O

nC4H10

nH2O


C4H10

n (mol) 2

O2

13

CO2

8

H2O

10

C4H10

n (mol) 2

O2

13

CO2

8

H2O

10

M (g/mol) 116 180

problema (g) 0,58 mH2O

Ag

n (mol) 1

HNO3

1

AgNO

1

H2

0,5

La cantidad de sustancia en mol de plata que tenemos y que reacciona es:

nAg = = = 2,657 · 10–2 mol de Ag

Como la relación molar entre la plata y el nitrato de plata es 1:1, la cantidad de sus-tancia de nitrato de plata que se obtiene es:

nAgNO3= nAg = 2,657 · 10−2 mol de AgNO3

Multiplicando ahora por la masa molar, calculamos la masa en gramos de nitrato deplata que se forma:

mAgNO3= nAgNO3

· MAgNO3= 2,657 · 10−2 · 170 = 4,517 g de AgNO3

4. Al reaccionar el óxido de cinc con carbono se obtienen monóxido de carbonoy cinc metálico. Calcula la masa de cinc que se obtiene a partir de 10 g de óxi-do de cinc.

1. En primer lugar, escribimos y ajustamos la ecuación del proceso que tiene lugar:

ZnO + C → CO + Zn

2. Las masas molares relativas de las sustancias que intervienen son, respectivamente:

MZnO = 65,37 + 16 = 81,37 g/mol

MZn = 65,37 g/mol

3. Las proporciones que se establecen entre datos e incógnitas son, en este caso:

4. Para calcular la masa de cinc que se obtiene, establecemos directamente la rela-ción:

mZn = = 0,9 g de Zn

14.3. REACCIONES ENTRE GASES

1. El aire contiene, aproximadamente, un 21% de oxígeno y un 79% de nitróge-no. ¿Qué relación habrá entre sus presiones parciales?

Teniendo en cuenta que V = n · cte, la composición molar del aire será la misma quela composición volumétrica que proporciona el enunciado de la actividad.

Además, el total de partículas de una muestra de aire estará repartido entre un 21% departículas de O2 y un 79% de partículas de N2.

10 · 65,3781,37

2,87108

mAg

MAg


ZnO

n (mol) 1

C

1

CO

1

Zn

1

M (g/mol) 81,37 65,37

problema (g) 10 mZn

Siguiendo el mismo razonamiento, las presiones parciales de ambos gases en unamuestra de aire serán:

PO2= 0,21 · PT

PN2= 0,79 · PT

Donde PT es la presión total que ejerce la mezcla de gases.

2. Un recipiente de 4 litros contiene nitrógeno a 25 ºC y 604 torr, y otro recipien-te, de 10 litros, contiene helio a 25 ºC y 354 torr. Se mezclan ambos gases co-nectando los dos recipientes mediante un tubo de volumen despreciable. Calcu-la:

a) Las presiones parciales de cada gas y la presión total de la mezcla.

b) Las fracciones molares de ambos gases en la mezcla.

c) La composición de la mezcla en tanto por ciento en masa.

Los datos que proporciona el enunciado del problema son los siguientes:

• Nitrógeno:

VN2= 4 l

PN2= 604 torr = 0,795 atm

T = 25° C = 298 K

nN2= = = 0,13 mol de N2

• Helio:

VHe = 10 l

PHe = 354 torr = 0,466 atm

T = 25° C = 298 K

nHe = = = 0,19 mol de He

a) La presión parcial que ejerce cada gas sobre las paredes del recipiente es la si-guiente:

• Nitrógeno:

PN2· VT = nN2

· R · T → PN2=

PN2= = 0,227 atm

• Helio:

PHe · VT = nHe · R · T → PHe =

PHe = = 0,332 atm0,19 · 0,082 · 2984 + 10

nHe · R · T

V

0,13 · 0,082 · 2984 + 10

nN2· R · T

VT

0,466 · 100,082 · 298

PHe · VHe

R · T

0,795 · 40,082 · 298

PN2· NN2

R · T


Para calcular la presión total, utilizamos la siguiente expresión:

PT = ΣPi → PT = PN2+ PHe

PT = 0,227 + 0,332 = 0,559 atm

b) La fracción molar de los gases se determina del siguiente modo:

• Nitrógeno:

χN2= → χN2

= = 0,406

• Helio:

χHe = → χHe = = 0,594

Como se puede comprobar:

χN2+ χHe = 0,406 + 0,594 = 1

c) Debemos calcular, en primer lugar, la masa de cada gas presente en la mezcla:

mN2= nN2

· MN2→ mN2

= 0,13 · 28 = 3,64 g de N2

mHe = nHe · MHe → mHe = 0,19 · 4 = 0,76 g de He

La masa total de la mezcla es, por tanto:

mT = mN2+ mHe → mT = 3,64 + 0,76 = 4,4 g

Por tanto, la composición de la mezcla, en tanto por ciento en masa, es:

% N2 = · 100 → % N2 = · 100 = 82,7%

% He = · 100 → % He = · 100 = 17,3%

3. Calcula la masa de carbono que hay que quemar para producir 2 000 litros dedióxido de carbono, medidos a 325 ºC y 1 atm de presión.

La ecuación química ajustada correspondiente al proceso descrito por el enunciado esla siguiente:

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

A partir de los datos de que disponemos y aplicando la ecuación de los gases ideales,podemos calcular la cantidad de sustancia a que equivalen 2 000 litros de dióxido decarbono:

P · V = n · R · T → nCO2= = = 40,79 mol de CO2

De acuerdo con la estequiometría de la reacción:

= → nC = 40,79 mol de C11

nC

nCO2

1 · 2 0000,082 · (273 + 325)

P · VR · T

0,764,4

mHe

mT

3,644,4

mN2

mT

0,190,13 + 0,19

nHe

nN2+ nHe

0,130,13 + 0,19

nN2

nN2+ nHe


El resultado anterior se corresponde con la siguiente masa:

mC = nC · A (C) → mC = 40,79 · 12 = 489,48 g de C

4. El óxido de cobre (II) reacciona con amoniaco gas obteniéndose nitrógeno, va-por de agua y cobre metálico. Calcula:

a) El volumen de nitrógeno, medido en condiciones normales de presión ytemperatura, que se desprende al reaccionar 50 g de óxido de cobre (II) consuficiente amoniaco.

b) El volumen de amoniaco necesario, medido en las mismas condiciones.

La ecuación química ajustada que corresponde al proceso descrito por el enunciadoes la siguiente:

3 CuO (s) + 2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2O (g) + 3 Cu (s)

a) La cantidad de sustancia de óxido de cobre que reacciona es:

nCuO = → nCuO = = 0,63 mol de CuO


= → = → nN2= 0,21 mol de N2

Aplicando la ecuación de estado de los gases ideales, obtenemos el volumen denitrógeno que se obtiene, medido en condiciones normales:

P · V = n · R · T → VN2= = = 4,7 l de N2

b) El volumen de amoniaco necesario también lo podemos obtener teniendo encuenta la estequiometría de la reacción:

= → = → nNH3= = 0,42 mol de NH3

Aplicando ahora la ecuación de estado de los gases ideales, obtenemos el volumende amoniaco necesario:

P · V = n · R · T → VNH3= = = 9,4 l de NH3

Observa que, para resolver este apartado, no es necesario realizar los cálculos an-teriores. Dado que N2 y NH3 se miden en las mismas condiciones de presión ytemperatura (condiciones normales), la ecuación química ajustada indica tanto laproporción molar como la volumétrica entre ambos gases. Por tanto, el volumende amoniaco necesario es el doble que el volumen de nitrógeno obtenido:

VNH3= 9,4 l = 2 · VN2

= 2 · 4,7 l

0,42 · 0,082 · 2731

nNH3· R · T

P

2 · 0,633

0,63nNH3

32

32

nCuO

nNH3

0,21 · 0,082 · 2731

nN2· R · T

P

0,63nN2

31

31

nCuO

nN2

5063,5 + 16

mCuO

MCuO


5. El amoniaco reacciona con el oxígeno, de acuerdo con la siguiente ecuaciónquímica:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g)

Se parte de una mezcla gaseosa formada por 10 litros de amoniaco y 12,5 litrosde oxígeno. Calcula el volumen de gas una vez ha transcurrido la reacción, sa-biendo que todos los gases se encuentran en las mismas condiciones de pre-sión y temperatura.

Como todos los gases se encuentran en las mismas condiciones de presión y tempera-tura, se puede hacer una lectura de la reacción en volúmenes. Ello nos permite com-pletar la siguiente tabla:

Una vez transcurrida la reacción entre 10 l de NH3 y 12,5 l de O2 (cantidades este-quiométricas), se obtienen 10 l de NO y 15 l de H2O.

14.4. REACCIONES DE ESPECIAL INTERÉS (I)

1. El ácido clorhídrico reacciona con el hidróxido de bario dando cloruro de ba-rio y agua. Calcula el volumen de ácido clorhídrico 0,4 M necesario para obte-ner 22,5 g de cloruro de bario.


2 HCl (aq) + Ba(OH)2 (aq) → BaCl2 (aq) + 2 H2O (l )

Teniendo en cuenta la masa molar del cloruro de bario: MBaCl2= 208,34 g/mol, la can-

tidad de sustancia a que corresponden 22,5 g de BaCl2 es:

nBaCl2= → nBaCl2

= = 0,108 mol de BaCl2


= → nHCl = 0,108 · 2 = 0,216 mol de HCl son necesarios

Por tanto, el volumen de HCl 0,4 M necesario será:

Cm = → V = → VHCl = = 0,54 l de HCl 0,4 M0,2160,4

nCm

nV

21

nHCl

nBaCl2

22,5208,34

mBaCl2

MBaCl2


4 NH3 5 O2 4 NO 6 H2O

4 vol de NH3 5 vol de O2 4 vol de NO 6 vol de H2O

10 l de NH3 12,5 l de O2 10 l de NO 15 l de H2O

2. Calcula el volumen de ácido clorhídrico de un 36% de riqueza en ácido, y cuyadensidad es 1,179 g/ml, que se necesita para neutralizar 100 ml de una disolu-ción de NaOH 0,5 M.

La ecuación química ajustada que describe el proceso es la siguiente:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

La cantidad de sustancia de NaOH que se quiere neutralizar es:

Cm = → nNaOH = Cm · V = 0,5 · 0,1 = 0,05 mol de NaOH

Y la cantidad de sustancia de ácido clorhídrico necesaria:

= → nHCl = 0,05 mol de HCl se necesitan

La cantidad anterior se corresponde con la siguiente masa:

n = → mHCl = nHCl · MHCl = 0,05 · 36,5 = 1,825 g de HCl

La masa de disolución necesaria, teniendo en cuenta la riqueza de la disolución, es:

R = · 100 → mdisol = · 100

mdisol = · 100 = 5,07 g de disolución de HCl

Finalmente, el volumen de ácido clorhídrico necesario será:

ddisol = → Vdisol = = = 4,3 ml de disolución de HCl

3. El ácido nítrico reacciona con el carbonato de calcio, obteniéndose como pro-ductos de la reacción nitrato de calcio, dióxido de carbono y agua. Calcula laconcentración de una disolución de ácido nítrico sabiendo que 100 ml de lamisma reaccionan con 10 g de carbonato de calcio.


2 HNO3 (aq) + CaCO3 (s) → Ca(NO3)2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l )

La cantidad de sustancia de carbonato de calcio que reacciona es:

nCaCO3= → nCaCO3

= = 0,1 mol de CaCO3

La cantidad de sustancia de HNO3 necesaria es:

= → nHNO3= 0,1 · 2 = 0,2 mol de HNO3

Por tanto, la concentración de disolución de ácido nítrico será:

Cm = → CmHNO3= = 2 M0,2

0,1nV

21

nHNO3

nCaCO3

10100

mCaCO3

MCaCO3

5,071,179

mdisol

ddisol

mdisol

Vdisol

1,82536

mHCl

R

mHCl

mdisol

mM

11

nNaOH

nHCl

nV


4. El carbono reacciona con el hidrógeno para formar metano. Si se mezclan 100 g de carbono y 30 g de hidrógeno.

a) Indica cuál es el reactivo limitante.

b) Calcula la masa de metano que podemos obtener.


C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g)


mC = 100 g → nC = = = 8,3 mol de C

mH2= 30 g → nH2

= = = 15 mol de H2

a) Atendiendo a la estequiometría de la reacción:

=

Por tanto, el reactivo limitante es el hidrógeno (se necesitan 16,6 mol de H2 paraque reaccione todo el carbono), y será con él con el que haremos los cálculos.

b) La cantidad de sustancia de metano que podemos obtener es:

= → nCH4= = = 7,5 mol de CH4 se forman

Esta cantidad de sustancia corresponde a la siguiente masa:

n = → mCH4= nCH4

· MCH4= 7,5 · 16 = 120 g de CH4 se obtienen

5. El clorato de potasio reacciona con el azufre produciendo cloruro de potasio ydióxido de azufre. Se hacen reaccionar 20 g de clorato de potasio con 10 g deazufre. Calcula:

a) El reactivo limitante.

b) La masa de cloruro de potasio que se forma.

c) El volumen de dióxido de azufre que se desprende medido a 22 ºC y 758 torr.


2 KClO3 (s) + 3 S (s) → 2 KCl (s) + 3 SO2 (g)


mKClO3= 20 g → nKClO3

= = = 0,163 mol de KClO3

mS = 10 g → nS = = = 0,3125 mol de S1032

mS

MS

20122,5

mKClO3

MKClO3

mM

152

nH2

221

nH2

nCH4

12

nC

nH2

302

mH2

MH2

10012

mC

MC


a) Atendiendo a la estequiometría de la reacción:

= → nS = = = 0,245 mol de S son necesarios

Como se puede comprobar, hay exceso de azufre. Por tanto, el reactivo limitantees el clorato de potasio; con él haremos los cálculos.

b) Para obtener la masa de cloruro de potasio que se forma, calculamos en primer lu-gar la cantidad de sustancia de KCl que se obtiene como producto de la reacción:

= → nKCl = 0,163 mol de KCl

Esa cantidad corresponde a la siguiente masa:

nKCl = → mKCl = nKCl · MKCl = 0,163 · 74,5 = 12,14 g de KCl

c) La cantidad de sustancia de dióxido de azufre que se obtiene es:

= → nSO2= = = 0,245 mol de SO2

Aplicando la ecuación de estado de los gases ideales, obtenemos el volumen dedióxido de azufre que se desprende a 22 °C y 758 torr:

P · V = n · R · T → VSO2= = = 5,94 l de SO2

14.5. REACCIONES DE ESPECIAL INTERÉS (II)

1. El cinabrio es un mineral de color rojo que contiene sulfuro de mercurio (II).Si se calienta en presencia de oxígeno, se produce la reacción:

HgS (s) + O2 (g) → Hg (l ) + SO2 (g)

Calcula la pureza de 500 g de una muestra de cinabrio si produce 33 g de Hg.


mcinabrio = 500 g

mHg = 33 g → nHg = = = 0,1645 mol de Hg


= → nHgS = 0,1645 mol de HgS

Por tanto, la masa de sulfuro de mercurio necesaria para obtener 33 g de mercurio es:

nHgS = → mHgS = nHgS · MHgS = 0,1645 · 232,6 = 38,26 g de HgSmHgS

MHgS

11

nHgS

nHg

33200,6

mHg

AHg

0,245 · 0,082 · 295758/760

nSO2· R · T

P

0,163 · 32

nKClO3· 3

223

nKClO3

nSO2

mKCl

MKCl

22

nKClO3

nKCl

0,163 · 32

nKClO3· 3

223

nKClO3

nS


Como se ha partido de una muestra de cinabrio de 500 g de masa, su pureza es:

Purezacinabrio = · 100 = · 100 = 7,65%

2. El ácido clorhídrico reacciona con el carbonato de calcio dando cloruro de cal-cio, dióxido de carbono y agua. Calcula la cantidad de caliza, del 90% de rique-za en carbonato de calcio, que hay que hacer reaccionar con un exceso de áci-do clorhídrico para obtener 1000 litros de dióxido de carbono, medidos encondiciones normales.


2 HCl (aq) + CaCO3 (s) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l )

La cantidad de sustancia de dióxido de carbono contenida en 1 000 l de CO2, medidaen condiciones normales, es:

P · V = n · R · T → nCO2= = = 44,67 mol de CO2

Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, podemos calcular la cantidad desustancia de carbonato de calcio necesaria:

= → nCaCO3= 44,67 mol de CaCO3

Este último resultado se corresponde con la siguiente masa:

mCaCO3= → mCaCO3

= nCaCO3· MCaCO3

mCaCO3= 44,67 · 100 = 4 467 g de CaCO3

Como la riqueza de la caliza es del 90%, necesitaremos la siguiente cantidad de ella:

Riqueza = · 100 → mcaliza = · 100 =

= · 100 = 4 963,3 g de caliza

3. Al reaccionar 94,2 g de yodo con un exceso de magnesio se obtuvieron 100 gde yoduro de magnesio. Calcula el rendimiento de la reacción.

La ecuación química ajustada que describe el proceso es:

I2 (s) + Mg (s) → MgI2 (s)

La cantidad de sustancia de yodo que reacciona es:

nI2= → nI2

= = 0,371 mol de I294,2254

mI2

MI2

4 46790

mCaCO3

Riqueza

mCaCO3

mcaliza

mCaCO3

MCaCO3

11

nCaCO3

nCO2

1 · 1 0000,082 · 273

P · VCO2

R · T

38,26500

mHgS

mcinabrio


Si el rendimiento de la reacción fuese del 100%, obtendríamos:

= → nMgI2= 0,371 mol de MgI2

que correspondería a la siguiente masa:

mteórica MgI2= nMgI2

· MMgI2= 0,371 · 278,3 = 103,25 g de MgI2

Por tanto, el rendimiento de la reacción es:

Rto = · 100 = · 100 = 96,85%

4. Calcula el volumen de hidrógeno, medido a 27 ºC y 700 torr, que se desprende-rá al tratar 50 g de aluminio con ácido clorhídrico en exceso, sabiendo que elrendimiento del proceso es del 75%.


2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g)

La cantidad de sustancia de aluminio que reacciona es:

nAl = → nAl = = 1,85 mol de Al

De acuerdo con la estequiometría de la reacción, si el rendimiento fuese del 100% seobtendría:

= → nH2= nAl · = = 2,78 mol de H2

Esa cantidad de sustancia se corresponde con el siguiente volumen:

P · V = n · R · T → V = = = 74,25 l de H2

Este es el volumen teórico que se obtendría si el rendimiento fuese del 100%. Como elrendimiento del proceso es del 75%, se obtendrá:

Rto = · 100 → Vreal =

Vreal = = 55,7 l de H2 se obtienen

5. Al tratar hidruro de calcio con agua se forma hidróxido de calcio y se des-prende hidrógeno. Calcula la masa de hidruro de calcio, del 87% de pureza,que se necesitará para obtener 2 m3 de hidrógeno medidos a 25 ºC y 1 atm. Elrendimiento de la reacción es del 95%.


CaH2 (s) + 2 H2O (l ) → Ca(OH)2 (aq) + 2 H2 (g)

75 · 74,25100

Rto · Vteórico

100

Vreal

Vteórico

2,78 · 0,082 · 300700/760

nH2· R · T

P

1,85 · 32

32

23

nAl

nH2

5027

mAl

MAl

100103,25

mreal

mteórica

11

nI2

nMgI2


Como el rendimiento es del 95%, el volumen teórico de H2 que se debe obtener es:

Rto = · 100 → Vteórico = = = 2 105,3 l de H2

La cantidad de sustancia de hidrógeno a que corresponde el volumen obtenido es:

P · V = n · R · T → nH2= = = 86,15 mol de H2

Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, se necesitará la siguiente canti-dad de sustancia de CaH2:

= → nCaH2= = = 43,08 mol de CaH2

El resultado obtenido se corresponde con la siguiente masa:

nCaH2= → mCaH2

= nCaH2· MCaH2

= 43,08 · 42 = 1 809,36 g

Como la muestra de hidruro de calcio tiene una pureza del 87%, se necesitará la si-guiente masa de muestra:

Pureza = · 100 → mmuestra = · 100

mmuestra = · 100 = 2 079,7 g de muestra

ACTIVIDADES DE LA UNIDAD

EJERCICIOS

1.En una reacción química, ¿pueden existir dos reactivos limitantes? ¿Por qué?

El reactivo limitante es el que se consume en su totalidad en el proceso; por tanto, li-mita la cantidad de producto obtenido.

En una reacción química en la que reaccionen más de dos sustancias, puede hablarsede dos reactivos limitantes (o más) si solo uno de los reactivos está en exceso y losdemás se encuentran en cantidades estequiométricas.

2. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justifica la respuesta:

a) Al reaccionar 2 g de hidrógeno gas con 35,5 g de cloro gas, obtenemos 37,5 gde cloruro de hidrógeno gas.

b) En las mismas condiciones de presión y temperatura, 5 litros de hidrógenoreaccionan con 10 litros de oxígeno y se obtienen 10 litros de vapor deagua.

a) Esta afirmación es falsa, como se puede comprobar en la siguiente tabla, de acuer-do con la ecuación química: H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

1 809,3687

mCaH2

Pureza

mCaH2

mmuestra

mCaH2

MCaH2

86,152

nH2

212

nCaH2

nH2

1 · 2105,30,082 · 298

P · VR · T

2 · 103 · 10095

Vreal · 100

Rto

Vreal

Vteórico


2 g de H2 reaccionan con 71 g de Cl2 y se obtienen 73 g de HCl (g).

b) En este caso, el proceso se corresponde con la siguiente reacción:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

A partir de ella, podemos construir la siguiente tabla:

Como se puede comprobar, esta segunda afirmación también es falsa.

3.Escribe y ajusta las ecuaciones químicas que corresponden a los siguientesprocesos:

a) El ácido carbónico se descompone en dióxido de carbono y agua.

b)El ácido sulfúrico reacciona con hidróxido de aluminio. En el proceso se ob-tiene sulfato de aluminio y agua.

c) El óxido de plata se descompone en los elementos que lo forman.

d)El azufre sólido se oxida a óxido de azufre (IV).

e) La disolución de óxido de azufre (IV) con agua origina ácido sulfuroso.

f) La combustión completa de propano gas, C3H8, origina dióxido de carbono yagua.


a) H2CO3 (aq) → CO2 (g) + H2O (l )

b) 3 H2SO4 (aq) + 2 Al(OH)3 (aq) → Al2(SO4)3 (aq) + 6 H2O (l )

c) 2 Ag2O (s) → 4 Ag (s) + O2 (g)

d) S (s) + O2 (s) → SO2 (g)

e) SO2 (g) + H2O (l ) → H2SO3 (aq)

f) C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)


H2 (g) Cl2 (g) HCl (g)

n (mol) 1 1 2

Masa (g) 2 71 73

2 H2 (g) O2 (g) 2 H2O (g)

n (mol) 2 1 2

Volumen (l) 5 2,5 5

4.Establece todas las relaciones estequiométricas posibles en las reacciones delejercicio anterior.

Las relaciones estequiométricas son las que se muestran a continuación:

a) H2CO3 (aq) → CO2 (g) + H2O (l )

b) 3 H2SO4 (aq) + 2 Al(OH)3 (aq) → Al2(SO4)3 (aq) + 6 H2O (l )

c) 2 Ag2O (s) → 4 Ag (s) + O2 (g)


H2CO3 (aq) CO2 (g) H2O (l )

1 mol de moléculasde H2CO3



62 g de H2CO3(masa molar de H2CO3)

44 g de CO2(masa molar

de CO2)

18 g de H2O (masa molar

de H2O)

1 volumen de CO2

22,4 l de CO2(Vmolar en c.n.)

2 Ag2O (s) 4 Ag (s) O2 (g)

2 mol de moléculasde Ag2O

4 mol de átomos de Ag


463,48 g de Ag2O(2 · masa molar

de Ag2O)

431,48 g de Ag (4 · masa molar

de Ag)

32 g de O2(masa molar

de O2)

1 volumen de O2

22,4 l de O2(Vmolar en c.n.)

3 H2SO4 (aq) 2 Al(OH)3 (aq) Al2(SO4)3 (aq) 6 H2O (l )

3 mol de moléculasde H2SO4

2 mol de moléculasde Al(OH)3

1 mol de moléculasde Al2(SO4)3

294 g de H2SO4(3 · masa molar

de H2SO4)

155,96 g de Al(OH)3

(2 · masa molar deAl(OH)3)

341,96 g de Al2(SO4)3

(masa molar de Al2(SO4)3)



de H2O)

d) S (s) + O2 (g) → SO2 (g)

e) SO2 (g) + H2O (l ) → H2SO3 (aq)

f) C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)


S (s) O2 (g) SO2 (g)

1 mol de átomosde S

1 mol de moléculas de O2

1 mol de moléculasde SO2

32 g de S (masa molar

de S)

32 g de O2(masa molar

de O2)

64 g de SO2(masa molar

de SO2)

22,4 l de O2(Vmolar en c.n.)

22,4 l de SO2(Vmolar en c.n.)

SO2 (g) H2O (l ) H2SO3 (aq)

1 mol de moléculasde SO2

1 mol de moléculas de H2O

1 mol de moléculasde H2SO3

64 g de SO2(masa molar

de SO2)

18 g de H2O (masa molar

de H2O)

82 g de H2SO3(masa molar de H2SO3)

1 volumen de SO2

22,4 l de SO2(Vmolar en c.n.)

C3H8 (g) 5 O2 (g) 3 CO2 (g) 4 H2O (g)

1 mol de moléculasde C3H8



44 g de C3H8(masa molar

de C3H8)

112 l de O2(5 · Vmolar en c.n.)

67,2 l de CO2(3 · Vmolar en c.n.)

89,6 l de H2O (4 · Vmolar en c.n.)

5 volúmenes de O2

3 volúmenes de CO2

4 volúmenes de H2O


de O2)

132 g de CO2(3 · masa molar

de CO2)



de H2O)

5.En un tubo de ensayo se calienta una mezcla de cobre y óxido de mercurio (II),ambos en polvo. Escribe la reacción química que tiene lugar si, como resultadode la misma, se obtienen dos sustancias: un elemento y un compuesto.

La reacción química, representada mediante la ecuación química ajustada, es la si-guiente:

Cu + HgO → Hg + CuO

6. Indica cuál de las siguientes masas de gas ocupa en condiciones normales depresión y temperatura un volumen de 22,4 litros:

a) 64 g de dióxido de azufre.

b)2 g de hidrógeno.

c) 35,5 g de cloro.

d)80 g de argón.

e) 28 g de monóxido de carbono.

La masa que cumpla las condiciones del enunciado será la que corresponda a un molde sustancia. Por tanto:

a) nSO2= → nSO2

= = 1 mol de SO2

b) nH2= → nH2

= = 1 mol de H2

c) nCl2= → nCl2

= = 0,5 mol

d) nAr = → nAr = = 2 mol

e) nCO = → nCO = = 1 mol

En consecuencia, las masas indicadas en los apartados a), b) y e) ocuparán un volu-men de 22,4 litros en condiciones normales de presión y temperatura.

7. ¿Qué volumen de disolución de hidróxido potásico 0,5 M tiene la misma canti-dad de sustancia, en mol de soluto, que 150 ml de una disolución de clorurosódico 0,2 M?

La cantidad de sustancia de cada una de las disoluciones es:

nKOH = Cm1· VD1

→ nKOH = 0,5 · VD1[1]

nNaCl = Cm2· VD2

→ nNaCl = 0,2 · 0,15 [2]

Como la cantidad de sustancia debe ser la misma, igualamos las expresiones [1] y [2]:

0,5 · VD1= 0,2 · 0,15

VD1= = 0,06 l = 60 ml de disolución de KOH 0,5 M0,2 · 0,15

0,5

2812 + 16

mCO

MCO

8040

mAr

MAr

35,52 · 35,5

mCl2

MCl2

22

mH2

MH2

6432 + 2 · 16

mSO2

MSO2


8.El monóxido de nitrógeno reacciona con oxígeno y se obtiene dióxido de ni-trógeno.

a) Escribe y ajusta la ecuación química que corresponde al proceso indicado.

b) Calcula los volúmenes de monóxido de nitrógeno y de oxígeno que han dereaccionar para que se produzcan 100 litros de dióxido de nitrógeno si lostres gases se encuentran en las mismas condiciones de presión ytemperatura.

a) La ecuación química ajustada es la siguiente:

2 NO + O2 → 2 NO2

b) Con los datos que proporciona el enunciado, y teniendo en cuenta la estequiome-tría de la reacción, podemos construir la siguiente tabla:

Por tanto, los volúmenes que solicita el enunciado son los siguientes:

VNO2= = 100 l de NO2

VO2= = 50 l de O2

9.En un recipiente hay 45 g de dióxido de carbono y 60 g de nitrógeno, a 500 torr. Calcula la presión parcial de cada gas.

Los datos que proporciona el enunciado son los siguientes:

mCO2= 45 g

mN2= 60 g

PT = 500 torr

La cantidad de sustancia de cada uno de los gases que contiene el recipiente es:

nCO2= → nCO2

= = 1,023 mol de CO2

nN2= → nN2

= = 1,765 mol de N2

La presión parcial que ejerce cada uno de ellos la obtenemos aplicando la siguienteexpresión:

Pi = χi · PT

6034

mN2

MN2

4544

mCO2

MCO2

1 · 1002

2 · 1002


2 NO O2 2 NO2

n (mol) 2 1 2

Problema VNO2VO2

100 l

Por tanto, para cada uno de los gases:

PCO2= χCO2

· PT → PCO2= · PT

PCO2= · 500 = 183,46 torr

PN2= χN2

· PT → PN2= · PT

PN2= · 500 = 316,54 torr

Observa que la suma de las presiones parciales coincide con la presión total:

PT = PCO2+ PN2

→ PT = 183,46 + 316,54 = 500 torr

10. El monóxido de carbono y el oxígeno reaccionan para dar dióxido de carbo-no.

a) Escribe y ajusta la ecuación del proceso.

b) Calcula el volumen de oxígeno necesario para obtener 44,8 l de dióxido decarbono en condiciones normales.

c) ¿A qué masa de oxígeno equivale el volumen calculado?

a) La ecuación química ajustada que describe el proceso es la siguiente:

2 CO + O2 → 2 CO2

b) Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, podemos construir la si-guiente tabla:

El volumen de oxígeno necesario será, por tanto:

VO2= = 22,4 l

c) El volumen obtenido, en condiciones normales, es el volumen molar. La masa deoxígeno será:

nO2=

mO2= nO2

· MO2= 1 · 32 = 32 g

mO2

MO2

44,8 · 12

1,7651,023 + 1,765

nN2

nCO2+ nN2

1,0231,023 + 1,765

nCO2

nCO2+ nN2


2 CO O2 2 CO2

n (mol) ó V (l ) 2 1 2

Problema VO244,8

11. Calcula la masa molar de un compuesto gaseoso del que 14,71 g ocupan unvolumen de 25 l a 100 °C y una presión de 1 atm.


m = 14,71 g

V = 25 l

T = 100 °C = 373 K

P = 1 atm

Para calcular la masa molar del compuesto gaseoso, aplicamos la ecuación de estadode los gases ideales:

P · V = n · R · T → P · V = · R · T → M =

M = = 18 g/mol

12. El amoniaco se obtiene industrialmente por reacción directa entre el nitróge-no y el hidrógeno.

a) Escribe la ecuación química ajustada del proceso.

b) En un recipiente se introducen 30 moles de nitrógeno y 20 moles de hi-drógeno. Calcula la composición molar de la mezcla de gases después dela reacción.

a) La ecuación química que corresponde al proceso es la siguiente:

N2 + 3 H2 → 2 NH3

b) Con los datos del problema, y teniendo en cuenta la estequiometría de la reac-ción:

=

Se observa que el H2 es el reactivo limitante, ya que solo hay 20 mol de H2 y senecesitarían 90 mol de H2 para reaccionar con 30 mol de N2. Calculamos la canti-dad de sustancia de N2 que reacciona:

= → = → nN2= 6,67 mol de N2 reaccionan

Y el amoniaco que se forma es:

= → = → nNH3= 13,33 mol de NH3 se forman

Por tanto, la composición de la mezcla gaseosa después de la reacción es:

nN2= 30 – 6,67 = 23,33 mol de N2

nNH3= 13,33 mol de NH3

nH2= 0

nNH3

2023

23

nNH3

nH2

nN2

2013

13

nN2

nH2

13

nN2

nH2

14,71 · 0,082 · 3731 · 25

m · R · TP · V

mM


13. Partiendo de una muestra de 7,61 g de cromato de plata puro, se obtienen2,29 g de óxido de cromo (VI). Calcula la masa atómica relativa del cromo siAr (Ag) = 108 y Ar (O) = 16.

Los datos que proporciona el enunciado del ejercicio son los siguientes:

mAg2CrO

4= 7,61 g

mCrO3

= 2,29 g

Ar (Ag) = 108

Ar (O) = 16

La masa molecular relativa de cada uno de los compuestos es:

Mr (Ag2CrO4) = 2 · 108 + Ar (Cr) + 4 · 16 = 280 + Ar (Cr)

Mr (CrO3) = Ar (Cr) + 3 · 16 = 48 + Ar (Cr)

Por tanto, sus masas molares serán:

MAg2CrO

4= [280 + MCr] g/mol

MCrO3= [48 + MCr] g/mol

Teniendo en cuenta que ambos compuestos tienen la misma cantidad de sustanciade Cr, se cumple:

nAg2CrO

4= nCrO3

A partir de la anterior relación estequiométrica, calculamos la masa atómica relativadel cromo:

=

[280 + MCr] · 2,29 = [48 + MCr] · 7,61

MCr = = 51,86 g/mol → Ar (Cr) = 51,86

14. El cobre, calentado al rojo vivo, reacciona con el vapor de agua, originandoóxido de cobre (II) e hidrógeno.

Calcula la masa de vapor de agua que se necesita para obtener 11,2 l de hidró-geno, medidos en condiciones normales.


Cu + H2O → CuO + H2

Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, construimos la siguiente tabla:

275,925,32

2,29MCrO3

7,61MAg2CrO4


H2O H2

Ecuación 18 g 22,4 l

Problema mH2O 11,2 l

La masa de vapor de agua necesaria es, por tanto:

=

mH2O = = 9 g de H2O

15. Calcula la masa de aluminio que se puede obtener como máximo a partir de100 kg de alúmina (óxido de aluminio).

Puesto que todo el alumnio proviene de la alúmina, construimos la siguiente tabla:

La masa de aluminio que se puede obtener la calculamos a partir de la siguiente pro-porción estequiométrica:

mAl = = 52,941 kg de Al

PROBLEMAS

16 Se hace reaccionar magnesio con ácido sulfúrico diluido, y se obtiene sulfatode magnesio, que queda disuelto, e hidrógeno. Calcula el volumen de hidróge-no, medido a 0,95 atm y 15 °C, y la masa de sulfato de magnesio que se obtie-nen a partir de 24 g de magnesio.


Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2

Teniendo en cuenta los datos que proporciona el enunciado del problema, podemosestablecer la siguiente proporción estequiométrica para calcular el volumen de hi-drógeno que se obtiene:

n = → nMg = = 0,987 mol de Mg

La estequiometría de la reacción nos dice:

nMg = nH2

Por tanto, a partir de la ecuación de estado de los gases ideales, el volumen de hi-drógeno resulta:

P · V = n · R · T → V =

VH2= = 24,54 l de H2

0,987 · 0,082 · (15 + 273)0,95

n · R · TP

2424,31

mM

100 · 54102

18 · 11,222,4

11,222,4

mH2O

18


Al2O3 2 Al

Ecuación102 g

(MAl2O3)

54 g (2 · MAl)

Problema 100 kg mAl (kg)

Para calcular la masa de sulfato de magnesio que se obtiene a partir de 24 kg demagnesio, utilizamos la siguiente relación:

nMgSO4= nMg

nMgSO4= 0,987 mol de MgSO4

n = → mMgSO4= nMgSO4

· MMgSO4= 0,987 · 120,31 = 118,78 g de MgSO4

17. Calcula la cantidad de cal viva (óxido de calcio) que se puede obtener en ladescomposición de:

a) 500 kg de carbonato de calcio.

b) 500 kg de una roca caliza del 75% de riqueza en carbonato de calcio.


CaCO3 → CaO + CO2

a) A partir de los datos que proporciona el enunciado del problema, y teniendo encuenta que MCaCO3

= 100 g/mol y MCaO = 56 g/mol, podemos construir la si-guiente tabla:

Por tanto, la cantidad de cal viva que podemos obtener es:

mCaO = = 280 kg

b) Para resolver este apartado se procede de manera similar al anterior, aunque, eneste caso, debemos tener en cuenta que la riqueza de la roca caliza en carbonatode calcio es del 75%:

mCaO = · = 210 kg

18. A 4,2 g de un ácido se le añadió un exceso de cinc, desprendiéndose 0,0667 gde hidrógeno.

Calcula la masa molar de dicho ácido, sabiendo que puede ser ácido clorhí-drico, ácido bromhídrico o ácido nítrico.

La ecuación química que describe el proceso la podemos representar como se indicaa continuación:

2 HX + Zn → Sal de cinc + H2

A partir de los datos del problema, podemos construir la siguiente tabla:

75100

500 · 56100

500 · 56100

mM


CaCO3 CaO

Ecuación (g)100

(MCaCO3)

56 (MCaO)

Problema (kg) 500 mCaO

De acuerdo con ella, podemos plantear la siguiente relación estequiométrica:

= → MHX = = 63 g/mol

Como se muestra a continuación, la masa molar obtenida coincide con la que co-rresponde al ácido nítrico HNO3:

MHNO3= AH + AN + 3 · AO = 1 + 14 + 3 · 16 = 63 g/mol

19 El ácido sulfúrico reacciona con cloruro de sodio, produciendo ácido clorhí-drico y sulfato de sodio:

a) Escribe y ajusta la ecuación química del proceso.

b) Calcula el volumen de disolución de ácido sulfúrico de densidad d = 1,84 g/cm3 y 98% de riqueza que se necesita para obtener 20 g de ácidoclorhídrico.

c) Si el ácido clorhídrico obtenido se disuelve en suficiente agua para obte-ner un litro de disolución, calcula la molaridad de esta.

a) La ecuación química ajustada que corresponde al proceso es la siguiente:

H2SO4 + 2 NaCl → 2 HCl + Na2SO4

b) Los datos de que disponemos para resolver este apartado son los siguientes:

mHCl = 20 g

ddisol = 1,84 g/cm3 ; Riquezadisol = 98%

MHCl = 36,45 g/mol

MH2SO4= 98 g/mol

La estequiometría de la reacción nos indica:

= → =

mH2SO4= = = 26,89 g de H2SO4

Teniendo en cuenta la expresión de la riqueza, obtenemos:

R = · 100 → mdisol = · 100 = · 100 = 27,44 g de disolución26,8998

mH2SO4

R

mH2SO4

mdisol

20 · 982 · 36,45

mHCl · MH2SO4

2 · MHCl

MH2SO4

2 · MHCl

mH2SO4

mHCl

12

nH2SO4

nHCl

2 · 4,22 · 0,0667

20,0667

2 · MHX

4,2


2 HX Zn H2

Ecuación (g) 2 · MHX 65,37 (MZn) 2 (MH2)

Problema (g) 4,2 0,0667

El volumen de disolución de ácido sulfúrico será, por tanto:

ddisol = → Vdisol = = = 14,9 ml de disolución

c) La molaridad de la disolución obtenida de HCl será:

Cm = → Cm = = = 0,548 M

20. Calcula la riqueza en carbonato de calcio de una caliza sabiendo que, al des-componer 82 g de ella, se obtienen 12,54 litros de dióxido de carbono medi-dos en condiciones normales.

La ecuación química ajustada del proceso es:

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

• Datos:

— mcaliza = 82 g (contiene CaCO3 + impurezas)

— VCO2= 12,54 l medido a P = 1 atm y T = 273 K (condiciones normales)

A partir de la ecuación de estado de los gases ideales, se calcula la cantidad de sus-tancia en mol de CO2:

P · V = n · R · T → n =

Sustituyendo valores:

nCO2= = 0,56 mol de CO2

• Incógnita:

— Riqueza de la caliza, es decir, masa de CaCO3 que contiene.

A partir de las relaciones estequiométricas que nos indica la ecuación química, secalcula la cantidad de sustancia, en mol de CaCO3, que produce 0,56 mol de CO2:

→ =

nCaCO3= 0,56 mol de CaCO3

La masa a que equivale esta cantidad de sustancia se calcula teniendo en cuenta lamasa molar del CaCO3 (MCaCO3

= 100 g/mol) y la expresión que las relaciona:

n =

Despejando y sustituyendo valores:

mCaCO3= nCaCO3

· MCaCO3→ mCaCO3

= 0,56 · 100 = 56 g de CaCO3

mM

nCaCO3

0,5611

nCaCO3

nCO2

1 · 12,540,082 · 273

P · VR · T

20—36,5

1

mHCl—MHCl

Vdisol

nHCl

Vdisol

27,441,84

mdisol

ddisol

mdisol

Vdisol


La riqueza de una muestra, en tanto por ciento, es:

R = · 100

Sustituyendo valores, obtenemos la riqueza de la caliza en CaCO3:

R = · 100 = 68,29%


21. Una mezcla de oxígeno e hidrógeno está formada en un 90% por oxígeno yen un 10% por hidrógeno. Los porcentajes se miden en masa y la mezcla estácontenida en un recipiente de 1 litro a 300 K y 104 Pa.

a) Calcula la presión parcial de cada gas.

b) Si se hace saltar una chispa eléctrica en el interior del recipiente, calcula lamasa de agua que se formará.

c) Calcula la composición volumétrica de la mezcla gaseosa después de lareacción si el agua se obtiene en estado de vapor.

a) De acuerdo con la proporción en masa, dato que proporciona el enunciado delproblema, la cantidad de sustancia de cada componente presente en 100 g demezcla es la siguiente:

nO2= → nO2

= = 2,813 mol de O2

nH2= → nH2

= = 5 mol de H2

La presión parcial de cada gas es, por tanto:

PO2= P · → PO2

= 104 · = 3 600,4 Pa

PH2= P – PO2

→ PH2= 10 000 – 3 600,4 = 6 399,6 Pa

b) Si se hace saltar una chispa en el interior del recipiente, se producirá la siguientereacción química:

2 H2 + O2 → 2 H2O

Teniendo en cuenta la equivalencia entre atm y Pa: 1 atm = 1,013 · 105 Pa, la can-tidad de sustancia de oxígeno gas contenida en un litro será:

P · V = n · R · T → nO2= =

= = 1,445 · 10–3 mol de O2

3 600,4—— · 11,013 · 105

0,082 · 300

PO2· V

R · T

2,8132,813 + 5

nO2

nO2+ nH2

102

mH2

MH2

9032

mO2

MO2

5682

mreactivo

mmuestra


Del mismo modo, obtenemos para el hidrógeno:

P · V = n · R · T → nH2= =

= = 2,568 · 10–3 mol de H2

A la vista del resultado y teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, sepuede comprobar fácilmente que el hidrógeno es el reactivo limitante. Haremos,por tanto, con él los cálculos. La cantidad de sustancia de agua que se forma es:

= → nH2O= = 2,568 · 10–3 mol de H2O

Esa cantidad de sustancia se corresponde con la siguiente masa:

nH2O= → mH2O

= nH2O· MH2O

MH2O = 2,568 · 10–3 · 18 = 4,62 · 10–2 g de H2O

c) Al ser el hidrógeno el reactivo limitante, cuando se produzca la reacción, queda-rá oxígeno sin reaccionar. El oxígeno que reacciona lo calculamos aplicando lasiguiente proporción estequiométrica:

= → n'O2= = 1,284 · 10–3 mol de O2

La cantidad que queda sin reaccionar es, por tanto:

Exceso nO2= nO2

– n'O2= 1,445 · 10–3 – 1,284 · 10–3 =

= 1,61 · 10–4 mol de O2 quedan sin reaccionar

El volumen de agua que se forma es:

VH2O= · 1 = · 1 = 0,94 l

Y el volumen de oxígeno que no reacciona:

VO2= 1 – VH2O

= 1 – 0,94 = 0,06 l

Por tanto, la composición volumétrica de la mezcla después de la reacción es:

VH2= 0

VO2= 6%

VH2O= 94%

2,568 · 10–3

2,568 · 10–3 + 1,61 · 10–4

nH2O

nH2+ nO2

2,568 · 10–3

22

2,568 · 10–31

n'O2

mH2O

MH2O

2 · 2,568 · 10–3

22

nH2O

22,568 · 10–3

6 399,6—— · 11,013 · 105

0,082 · 300

PH2· V

R · T


22. Calcula el volumen de agua que se obtendrá si se mezclan 10 litros de hidró-geno y 15 litros de oxígeno en las mismas condiciones de presión y tempera-tura.


2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

Como todos los gases se encuentran en las mismas condiciones de presión y tempe-ratura, se puede hacer una lectura de la reacción en volúmenes y construir la si-guiente tabla:

23. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico, produciendo cloruro de cinc e hi-drógeno. Una muestra de 12 g de cinc reacciona con 360 ml de una disoluciónHCl 0,5 M. Calcula la pureza de la muestra de cinc.


Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

A partir de la estequiometría de la reacción, podemos calcular la cantidad de sustan-cia de cinc que se necesita para reaccionar con 360 ml de HCl 0,5 M. Para ello, de-bemos calcular, en primer lugar, la cantidad de sustancia de HCl presente en dichadisolución:

Cm = → nHCl = Cm · Vdisol = 0,5 · 360 = 0,18 mol de HCl

Por tanto:

= → nZn = → nZn = 0,09 mol de Zn

Esa cantida de sustancia se corresponde con la siguiente masa:

nZn = → mZn = nZn · MZn = 0,09 · 65,37 = 5,89 g de Zn

Como reaccionan 12 g de muestra de cinc, la pureza de la muestra será:

Pureza = · 100 → Pureza = · 100 = 49,03%5,8912

mreactivo

mmuestra

mZn

MZn

1 · 0,182

12

nZn

nHCl

nV


2 H2 (g) O2 (g) 2 H2O (g)

2 vol H2 1 vol O2 2 vol H2O

Vinicial ( l )

Ecuación

10 (reactivolimitante) 15 —

Vfinal ( l ) — 10 10

24 Se hacen reaccionar 18,3 g de bromo y 12,8 g de potasio:


b) Calcula la masa de bromo o de potasio que quedará sin reaccionar.

c) Calcula la masa de bromuro de potasio que se obtendrá.

a) La ecuación química ajustada que corresponde al proceso es:

Br2 + 2 K → 2 KBr

b) La cantidad de sustancia que disponemos de cada reactivo es:

nBr2= → nBr2

= = 0,1145 mol de Br2

nK = → nK = = 0,3273 mol de K

Teniendo en cuenta este resultado y la estequiometría de la reacción, se apreciaque el bromo es el reactivo limitante, por lo que se consumirá completamente enel proceso. Por tanto, el reactivo en exceso es el potasio. La cantidad de sustanciade este último que reacciona es:

= → n'K = 0,1145 · 2 = 0,229 mol de K reaccionan

Por tanto, quedará sin reaccionar:

Exceso nK = nK – n'K = 0,3273 – 0,229 = 0,0983 mol de K que no reaccionan

Esa cantidad de sustancia se corresponde con la siguiente masa:

Exceso nK = → Exceso mK = Exceso nK · MK =

= 0,0983 · 39,102 = 3,85 g de K que no reaccionan

c) Según la estequiometría de la reacción, la cantidad de sustancia de bromuro depotasio que se obtiene es:

= → nKBr = 2 · 0,1145 = 0,229 mol de KBr

Esta cantidad de sustancia corresponde a una masa:

nKBr = → mKBr = nKBr · MKBr = 0,229 · (39,102 + 79,909) = 27,25 g de KBr

25. El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio, y se obtiene cloruro dehidrógeno gas e hidrogenosulfato de sodio, que queda disuelto.

Calcula:

a) La masa de cloruro de sodio que se necesita para obtener 2 litros de cloru-ro de hidrógeno medidos en condiciones normales.

b) La cantidad de sustancia, en mol de ácido sulfúrico, que se necesita en elproceso.

mKBr

MKBr

2nKBr

1nBr2

Exceso mK

MK

2n'K

10,1145

12,839,102

mK

MK

18,32 · 79,909

mBr2

MBr2


La ecuación química ajustada que corresponde al proceso descrito por el enunciadoes la siguiente:

H2SO4 + NaCl → HCl + NaHSO4

De acuerdo con ella, y teniendo en cuenta los datos que proporciona el enunciado yque MNaCl = 58,5 g/mol, podemos construir la siguiente tabla:

Para resolver los dos apartados que propone el enunciado, estableceremos las co-rrespondientes proporciones estequiométricas.

a) La masa de cloruro que se solicita es:

= → mNaCl = = 5,22 g de NaCl se necesitan

b) La cantidad de sustancia, medida en mol de ácido sulfúrico, que se necesita en elproceso es:

= → nH2SO4= = 0,089 mol de H2SO4 se necesitan

26. Se queman 6 g de metano (CH4) en un exceso de oxígeno. Los gases produci-dos en la combustión se recogen en un recipiente de 5 litros a una tempera-tura de 120 °C.

Calcula:

a) La masa de dióxido de carbono producida.

b) La presión total en el interior del recipiente.

c) La presión parcial de cada gas producto de la reacción.

La ecuación química del proceso, ajustada, es:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)

Datos:

— mCH4= 6 g. Teniendo en cuenta la expresión que relaciona la cantidad de sustan-

cia, n, con la masa, m, y la masa molar, MCH4= 16 g/mol, esta masa equivale a:

nCH4= → nCH4

= = 0,375 mol de CH4

— Vcombustión = 5 l medido a T = (120 + 273) = 393 K. Este es el volumen de los ga-ses CO2 y H2O que se producen en la combustión del metano.

616

mCH4

MCH4

222,4

222,4

nH2SO41

58,5 · 222,4

222,4

mNaCl

58,5


H2SO4 NaCl HCl

Ecuación 1 mol 58,5 g (MNaCl) 22,4 l (1 mol en c.n.)

Problema nH2SO4mNaCl 2 l

a) Incógnita:

— mCO2producida.

Teniendo en cuenta la ecuación química del proceso, la relación estequiométricaque se ha de utilizar para obtener la cantidad de sustancia, en mol de CO2, pro-ducida en la combustión, es la siguiente:

→ = → nCO2= 0,375 mol de CO2

La masa de CO2 a que equivale se calcula teniendo en cuenta la masa molar deeste: MCO2

= 44 g/mol:

mCO2= nCO2

· MCO2= 0,375 · 44 = 16,5 g de CO2

b) Incógnita:

— Pt en el interior del recipiente.

La presión total la ejercen los gases producto de la combustión.

Para calcularla es necesario conocer la cantidad de sustancia de CO2 y de H2O quese produce. La cantidad de CO2 la obtuvimos en el apartado anterior, resultó ser0,375 mol.

La cantidad de sustancia de H2O se calcula atendiendo a la estequiometría de lareacción:

→ = → nH2O= 0,75 mol de H2O

Así, el número de mol totales que se produce en la combustión es:

nt = nCO2+ nH2O

→ nt = 0,375 + 0,75 = 1,125 mol de CO2 + H2O

Con la ecuación de estado de los gases ideales se calcula la presión total, Pt , enel interior del recipiente:

Pt · V = nt · R · T → Pt = → Pt = = 7,25 atm

c) Incógnitas: presión parcial de cada gas:

— PCO2

— PH2O

La presión parcial que un gas i ejerce sobre las paredes de un recipiente que con-tiene una mezcla de gases se puede calcular como:

Pi = χi · Pt

donde χi = representa la fracción molar del gas i.ni

nt

1,125 · 0,082 · 3935

nt · R · T

V

0,375nH2O

12

nCH4

nH2O

0,375nCO2

11

nCH4

nCO2


Sustituyendo los valores conocidos, obtenemos para cada gas:

PCO2= · Pt → PCO2

= · 7,25 = 2,42 atm

PH2O= · Pt → PH2O

= · 7,25 = 4,83 atm


27 Las bebidas alcohólicas contienen etanol, de fórmula CH3CH2OH. Una mues-tra que contiene 20 g de etanol se quema con suficiente oxígeno, obtenién-dose como productos de la reacción dióxido de carbono y agua.


b) Calcula la masa de oxígeno que se necesita para dicha combustión.

c) Calcula el volumen que ocupará, en condiciones normales, el dióxido de car-bono obtenido.

a) La ecuación química ajustada que corresponde al proceso es la siguiente:

CH3CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Teniendo en cuenta la masa molar del etanol: Metanol = 46 g/mol, y la estequio-metría de la reacción, podemos construir la siguiente tabla:

De acuerdo con ella, podemos calcular lo que se solicita en el enunciado de losapartados b) y c).

b) La masa de oxígeno necesaria es:

= → mO2= = 41,74 g de O2

c) El volumen que ocupará el dióxido de carbono obtenido, en condiciones norma-les, es:

= → VCO2= = 19,48 l de O2

28. Calcula la masa de carbonato de calcio que se necesita para que, al reaccionar conácido clorhídrico en exceso, origine 20 litros de dióxido de carbono medidos a 20 °C y 765 torr (los otros productos de la reacción son cloruro de calcio y agua).

De acuerdo con el enunciado, la ecuación química ajustada es:

CaCO3 + 2 HCl → CO2 + CaCl2 + H2O

20 · 44,846

2046

VCO2

44,8

20 · 9646

2046

mO2

96

0,75

1,125

nH2O

nt

0,375

1,125

nCO2

nt


CH3CH2OH 3 O2 2 CO2

Ecuación46 g

(MCH3CH2OH)96 g

(3 · MO2)

44,8 l (2 · VM en c.n.)

Problema 20 g mO2VCO2

A partir de la ecuación de estado de los gases ideales:

P · V = n · R · T → n = → nCO2= = 0,838 mol de CO2

Según la estequiometría de la reacción:

= → nCaCO3= 0,838 mol de CaCO3

Esta cantidad de sustancia equivale a una masa:

n = → mCaCO3= nCaCO3

· MCaCO3→ mCaCO3

= 0,838 · 100 = 83,8 g de CaCO3

29. La descomposición por calor de una cierta cantidad de óxido de mercurio (II)permite obtener 58 g de mercurio líquido. Si la riqueza en óxido de mercurio(II) es del 58%, calcula la masa de la muestra de partida.

Teniendo en cuenta que MHg = 200,6 g/mol y que MHgO = 216,6 g/mol, la masa de lamuestra de partida la podemos calcular como se indica a continuación:

= → mHgO = = = 62,63 g de HgO

Teniendo en cuenta que la riqueza es del 58%:

R = · 100 → mmuestra = · 100 = · 100 = 107,98 g de muestra

30 El permanganato de potasio reacciona con el ácido clorhídrico y produce clo-ruro de potasio, cloruro de manganeso (II), cloro gas y agua.

Calcula:

a) La masa de KMnO4 que reacciona con 20 cm3 de disolución de HCl 2 M.

b) El volumen de cloro que se obtiene si se recoge a una presión de 0,95 atmy 20 °C.

La ecuación química ajustada del proceso que tiene lugar es la siguiente:

2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O

a) La cantidad de sustancia de ácido clorhídrico que reacciona es:

Cm = → nHCl = Cm · Vdisol = 2 · 0,02 = 0,04 mol de HCl

Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, construimos la siguiente tabla:

nHCl

Vdisol

62,6358

mHgO

R

mHgO

mmuestra

58 · 216,6200,6

mHg · MHgO

MHg

MHgO

MHg

mHgO

mHg

mM

11

nCO2nCaCO3

765— · 20760

0,082 · (273 + 20)P · VR · T


2 KMnO4 16 HCl 5 Cl2

Ecuación316 g

(2 · MKMnO4)

16 mol deHCl

112 l (5 · Vm en c.n.)

Problema mKMnO40,04 mol V (c.n.)

Por tanto, la masa de KMnO4 que reacciona es:

mKMnO4

= = 0,79 g de KMnO4

b) El volumen de cloro que se obtiene, en condiciones normales, es:

= → V (c.n.) = = 0,28 l

Y en las condiciones que se indican en el enunciado de este apartado:

= → V2 = = = 0,316 l de Cl2

31. La masa de un trozo de hierro de 50 g expuesto a la intemperie aumenta en2,5 g. Suponiendo que solo se ha formado óxido de hierro (III), calcula la ma-sa de hierro que queda sin oxidar.

Teniendo en cuenta los datos que proporciona el enunciado del problema y que MFe = 55,8 g/mol y MO2

= 32 g/mol, hacemos lo siguiente:

La ecuación química del proceso es:

4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)

La masa de O2 que reacciona es 2,5 g. Por tanto:

nO2= → nO2

= = 0,078 mol de O2 reaccionan

Según la estequiometría de la reacción:

= → nFe = = = 0,104 mol de Fe han reaccionado

La masa a la que equivale esta cantidad de sustancia es:

mFe = NFe · MFe = 0,104 · 55,8 = 5,81 g de Fe

Como la muestra es de 50 g, quedan sin reaccionar:

mFe = 50 – 5,81 = 44,19 g de Fe quedan sin reaccionar

32. Se tiene una mezcla de butano (C4H10) y propano (C3H8) cuya composiciónen masa es de 88% de butano y 12% de propano. Calcula:

a) La composición volumétrica de dicha mezcla en estado gaseoso.

b) El volumen, en metros cúbicos, de vapor de agua, a 200 °C y 1 atm, que seformará en la combustión completa de 10 kg de dicha mezcla de hidro-carburos.

De acuerdo con los datos que proporciona el enunciado del problema, en 100 gra-mos de la mezcla tendremos:

mC4H10= 88 g ; mC3H8

= 12 g

Además, la masa molar que corresponde a cada compuesto es:

MC4H10= 58 g/mol ; MC3H8

= 44 g/mol

4 · 0,0783

4 · nO2

343

nFe

nO2

2,532

mO2

MO2

1 · 0,28 · 293273 · 0,95

P1 · V1 · T2

T1 · P2

P2 · V2

T2

P1 · V1

T1

112 · 0,0416

0,0416

V (c.n.)112

316 · 0,0416


a) Para calcular la composición volumétrica de la mezcla, necesitamos conocer, enprimer lugar, la cantidad de sustancia de cada componente presente en 100 g desustancia:

nC4H10= = 1,517 mol de butano

nC3H8= = 0,273 mol de propano

Teniendo en cuenta que la composición volumétrica es igual a la composiciónmolar, obtenemos:

%VC4H10→ · 100 = · 100 = 84,76% de butano

%VC3H8→ · 100 = · 100 = 15,24% de propano

b) Para resolver este apartado, calcularemos, por separado, el volumen de agua quese produce en la combustión completa de cada hidrocarburo. De acuerdo con elenunciado del problema, en 10 kg de mezcla habrá 8,8 kg de butano y 1,2 kg depropano. Además, las masas molares del butano y del propano son 58 g/mol y 44 g/mol, respectivamente. Por tanto, procedemos, para cada hidrocarburo, comose indica a continuación:

• Combustión del butano: la ecuación química ajustada que representa el proce-so es:

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

Como hemos visto al resolver el apartado anterior, 8,8 kg de C4H10 equivalen a151,7 mol de C4H10. Por la estequiometría de la reacción:

= → nH2O= = 758,6 mol de H2O

• Combustión del propano: la ecuación química ajustada correspondiente es:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

En este caso, 1,2 kg de C3H8 equivalen a 27,3 mol de C3H8. Por la estequiome-tría de la reacción:

= → nH2O= 109,1 mol de H2O

La cantidad de sustancia total de H2O es:

nH2O= 867,7 mol de H2O

14

nC3H8

nH2O

10 · 151,72

210

nC4H10

nH2O

0,2731,517 + 0,273

nC3H8

nC4H10+ nC3H8

1,5171,517 + 0,273

nC4H10

nC4H10+ nC3H8

1244

8858


El volumen que ocupa este agua, en las condiciones de presión y temperaturaque nos indica el problema, lo obtenemos mediante la ecuación de los gasesideales:

P · V = n · R · T → V =

VH2O= = 33 654,6 l de H2O (g)

33 Una muestra de galena, PbS, tiene una riqueza en mineral del 82%. Calcula:

a) La masa de óxido de plomo (II) que se obtendrá al calentar en presenciade oxígeno una tonelada de galena.

b) El volumen de SO2 que se desprenderá, medido en condiciones normales.


2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2

Teniendo en cuenta que MPbS = 239,2 g/mol y que MPbO = 223,2 g/mol, podemosconstruir la siguiente tabla:

De acuerdo con ella, la solución de los apartados que propone el enunciado es la si-guiente:

a) Masa de óxido de plomo (II) obtenida:

mPbO = = 765 150 g = 765,15 kg de PbO kg

b) Volumen de SO2 desprendido, medido en condiciones normales:

VSO2= = 76 789 l = 76,789 m3 de SO2

34 Calcula la masa de cal viva (óxido de calcio) que se puede obtener por descom-posición de una tonelada de piedra caliza del 90% en carbonato de calcio, si elrendimiento del proceso es del 75%.

La ecuación química ajustada del proceso de descomposición descrito por el enun-ciado es la siguiente:

CaCO3 → CaO + CO2

Las masas molares del carbonato de calcio, CaCO3, y de la cal viva, CaO, son, res-pectivamente, las que se indican a continuación:

MCaCO3= 100 g/mol y MCaO = 56 g/mol

2 · 22,4 · 106 · 0,822 · 239,2

2 · 223,2 · 106 · 0,822 · 239,2

867,7 · 0,082 · (200 + 273)1

n · R · TP


2 PbS 2 PbO 2 SO2

Ecuación2 · 239,2 g (2 · MPbS)

2 · 223,2 g (2 · MPbO)

2 · 22,4 l (2 · Vm en c.n.)

Problema 106 · g82100

mPbO VSO2

Con estos datos podemos construir la siguiente tabla:

La masa de óxido de calcio teórica que se obtiene es:

mCaO teórica = = 504 000 g de CaO = 504 kg de CaO

Como el rendimiento del proceso es del 75%, la masa real obtenida la calculamoscomo sigue:

Rendimiento = · 100 → mreal =

mCaO real = = 378 kg de CaO

35. Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata de 2,5 g. Cuando se añadecloruro de sodio a la disolución resultante, la plata precipita en forma de clo-ruro de plata, recogiéndose 3 g de este compuesto. Calcula la riqueza en platade la moneda.

La masa molar de la plata y del cloruro de plata son, respectivamente:

MAg = 107,9 g/mol ; MAgCl = 143,4 g/mol.

La masa de plata necesaria para obtener 3 g de cloruro de plata, es:

mAg = = 2,257 g de Ag

Por tanto, la riqueza en plata de la moneda será:

Riqueza = · 100

Riqueza = · 100 = 90,28%

36. En la reacción de síntesis del amoniaco se hacen reaccionar 50 g de nitróge-no con 20 g de hidrógeno. Calcula el rendimiento de la reacción si se obtie-nen 32 g de amoniaco.

La ecuación química del proceso es:

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

• Datos:

— mN2= 50 g. La cantidad de sustancia, medida en mol de N2, a que equivale esta

2,2572,5

mreactivo

mmuestra

107,9 · 3143,4

75 · 504100

Rendimiento · mteórica

100

mreal

mteórica

106 · 0,9 · 56100


CaCO3 CaO

Ecuación 100 g (MCaCO3) 56 g (MCaO)

Problema 106 · 0,9 g mCaO

masa se obtiene teniendo en cuenta la masa molar del nitrógeno gas, 28 g/mol,y utilizando la expresión:

n =

nN2= = 1,79 mol de N2

— mH2= 20 g, que expresado en cantidad de sustancia, teniendo en cuenta la masa

molar del H2, MH2= 2 g/mol, es:

nH2= = 10 mol de H2

— mNH3= 32 g. No hace falta calcular la cantidad de sustancia a que equivale, ya que

hay que calcular el rendimiento del proceso.

• Incógnita:

— Rendimiento de la reacción:

Rendimiento = · 100

Para resolver el problema, se calcula la masa teórica de NH3 que debería haberse ob-tenido a partir de los reactivos.

La estequiometría de la reacción nos indica cuál es el reactivo limitante:

→ = → nH2= 5,37 mol de H2

Este resultado indica que el reactivo limitante es el N2, puesto que sobrará H2 sinreaccionar, y es el que ha de utilizarse para determinar la cantidad de NH3 que se for-maría en la reacción con un rendimiento del 100%:

→ = → nHN3= 3,58 mol de NH3

La masa de NH3 a que equivale se obtiene teniendo en cuenta que MHN3= 17 g/mol

y utilizando la expresión:

mHN3= nHN3

· MHN3

Sustituyendo los valores, obtenemos la masa de amoniaco que se obtendría:

mHN3= 3,58 · 17 = 60,86 g de NH3 (masa teórica)

Y el rendimiento de la reacción es, por tanto:

Rendimiento = · 100 = 52,58%


3260,86

1,79NNH3

12

nN2

nNH3

1,79nH2

13

nN2

nH2

mreal

mteórica

202

5028

mM


37. Las siguientes ecuaciones químicas corresponden a dos de las reaccionesconsecutivas que se dan en un alto horno:

C (s) + CO2 ( g ) → 2 CO ( g )

Fe2O3 ( s ) + 3 CO ( g ) → 2 Fe ( s ) + 3 CO2

a) Calcula la masa de carbono que se necesita para reducir 100 kg de óxidode hierro (III) a hierro metal.

b) Calcula la masa de dióxido de carbono que se desprende en el proceso global.

La ecuación química ajustada que representa el proceso global la podemos obtenersi consideramos que todo el monóxido de carbono producido en la primera reacciónreacciona con el óxido de hierro (III) en la segunda. Si multiplicamos la primeraecuación por tres, la segunda por dos y sumamos ambas:

3 C (s) + 3 CO2 (g) → 6 CO (g)

2 Fe2O3 (s) + 6 CO (g) → 4 Fe (s) + 6 CO2 (g)

El resultado que se obtiene es:

3 C (s) + 2 Fe2O3 (s) → 4 Fe (s) + 3 CO2 (g)

Teniendo en cuenta que: MC = 12 g/mol; MFe2O3= 103,85 g/mol y MCO2

= 44 g/mol,podemos construir la siguiente tabla:

a) La masa de carbono que se necesita para reducir 100 kg de Fe2O3 es:

mC = = 17 333 g = 17,333 kg de C

b) La masa de dióxido de carbono que se desprende en el proceso global es:

mCO2= = 63 553 g = 63,553 kg de CO2 (g)

38. Si mezclamos una disolución de sulfuro de sodio con otra de nitrato de plataaparece un precipitado negro de sulfuro de plata, de acuerdo con la siguienteecuación química:

Na2S (aq) + 2 AgNO3 (aq) → 2 NaNO3 (aq) + Ag2S (s)

En un matraz se mezclan 200 ml de una disolución 0,1 M de sulfuro de sodio con200 ml de una disolución de nitrato de plata que contiene 1,7 g/l. Calcula la masade sulfuro de plata que se formará.

La ecuación química ajustada del proceso es un dato del problema:

Na2S (aq) + 2 AgNO3 (aq) → 2 NaNO3 (aq) + Ag2S (s)

3 · 44 · 105

2 · 103,85

3 · 12 · 105

2 · 103,85


3 C (s) 2 Fe2O3 (s) 3 CO2 (g)

Ecuación 3 · 12 g 2 · 103,85 g 3 · 44 g

Problema mC 105 g mCO2

• Datos:

— VNa2S= 200 ml = 0,2 l ; Cm = 0,1 M

La cantidad de sustancia, en mol de Na2S, que contiene la disolución de sulfurode sodio se calcula a partir de la expresión de la concentración molar:

Cm = → n = Cm · V

nNa2S= 0,1 · 0,2 = 0,02 mol de Na2S

— VAgNO3= 200 ml = 0,2 l ; C = 1,7 g/l

La cantidad de sustancia, en mol de AgNO3, que contiene un litro de disoluciónde nitrato de plata la obtenemos por medio de la expresión:

n =

donde MAgNO3= 169,9 g/mol y MAgNO3

= 1 g en un litro de disolución. Sustitu-yendo valores:

nAgNO3= = 0,01 mol de AgNO3

Por tanto, la concentración molar de la disolución de AgNO3 es:

Cm = 0,01 M

En un volumen de 0,2 l de esta disolución, la cantidad de sustancia, en mol deAgNO3, es:

n = V · Cm → nAgNO3= 0,2 · 0,01 = 2 · 10–3 mol de AgNO3

• Incógnita:

— mAgS2que se formará.

A la vista de la estequiometría de la reacción, se ve que el reactivo limitante es el AgNO3, ya que está en menor proporción en la disolución. Con él se establece la rela-ción estequiométrica para calcular la cantidad de producto que se forma en la reacción:

→ = → nAgS2= 10–3 mol de AgS2

Teniendo en cuenta la masa molar del sulfuro de plata, MAgS2= 171,9 g/mol, la masa

de este que se formará en la reacción se obtiene por medio de la expresión:

n = → mAgS2= nAgS2

· MAgS2

Sustituyendo valores obtenemos:

mAgS2= 10–3 · 171,9 = 0,1719 g de AgS2


mM

2 · 10–3

nAgS2

21

nAgNO3

nAgS2

1,7169,9

mM

nV


39 El clorato de potasio se descompone en cloruro de potasio y oxígeno. Se deseaobtener 5 l de oxígeno, medidos a 20 °C y 0,98 atm, a partir de un clorato de po-tasio comercial cuya pureza es del 97%. Calcula qué masa de este último habre-mos de utilizar.

La ecuación química ajustada que describe el proceso es:

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

A partir de la ecuación de los gases ideales, la cantidad de sustancia de O2 es:

P · V = n · R · T → V = → nO2= = 0,204 mol de O2

Por la estequiometría de la reacción sabemos:

= → = → nKClO3= 0,136 mol de KClO3 se necesitan

Y la masa de KClO3 necesaria es, teniendo en cuenta su masa molar:

MKClO3= 122,6 g/mol

mKClO3= nKClO3

· MKClO3= 0,136 · 122,6 = 16,67 g de KClO3

Como el KClO3 comercial tiene una riqueza en KClO3 del 97%, la masa de muestraque se ha de utilizar es:

R = · 100 → mmuestra = · 100

mmuestra = · 100 = 17,18 l de KClO3 comercial

Fe de erratas de la primera edición: La solución que aparece en el apéndice del libro del alumnado es

25,8 g de KClO3.

40. El carbonato de sodio reacciona con el hidróxido de calcio, obteniéndose hi-dróxido de sodio y carbonato de calcio. Si el rendimiento del proceso es del85%, calcula:

a) La masa de carbonato de sodio necesaria para obtener 30 kg de hidróxidode sodio.

b) La masa de carbonato de calcio que se obtiene.

La ecuación química ajustada que representa el proceso es:

Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2 NaOH + CaCO3

Las masas molares de los compuestos que intervienen son:

MNa2CO3= 106 g/mol ; MCa(OH)2

= 74 g/mol

MNaOH = 40 g/mol ; MCaCO3= 100 g/mol

La masa real obtenida de NaOH es de 30 kg.

16,6797

mKClO3

R

mKClO3

mmuestra

23

nKClO3

0,20423

nKClO3

nO2

0,98 · 50,082 · (20 + 273)

n · R · TP


La masa teórica se calcula teniendo en cuenta el rendimiento del proceso:

Rendimiento = · 100 → mteórica = · 100

mNaOH teórica = · 100 = 35,29 kg de NaOH

Con este resultado, construimos la siguiente tabla:

a) La masa de carbonato de sodio necesaria para obtener 30 kg de NaOH es:

mNa2CO3= = 46 765 g = 46,765 kg de Na2CO3

b) La masa de carbonato de calcio que se obtiene:

mCaCO3= = 44 118 g = 44,118 kg de CaCO3

41 Calcula la pureza de una sosa cáustica comercial (NaOH) sabiendo que, al disol-ver en agua 5,00 g de la misma, la disolución obtenida necesita para su neutra-lización 200 ml de HCl 0,5 M.


Vdisol = 200 ml = 0,2 l de HCl 0,5 M

mNaOH = 5,00 ·

MNaOH = 40 g/mol

La cantidad de sustancia de HCl presente en la disolución es:

Cm = → nHCl = Cm · Vdisol = 0,5 · 0,2 = 0,1 mol de HCl

La cantidad de sustancia de NaOH que se ha de neutralizar es:

nNaOH = → nNaOH =

Cuando se produce la reacción de neutralización, se debe cumplir que nNaOH = nHCl.Por tanto:

0,1 = → Pureza = = 80%0,1 · 100 · 405,00

5,00 · Pureza100 · 40

5,00 · Pureza100 · 40

mNaOH

MNaOH

nHCl

Vdisol

Pureza100

35,29 · 103 · 1002 · 40

35,29 · 103 · 1062 · 40

3085

mreal

Rendimiento

mreal

mteórica


Na2CO3 2 NaOH CaCO3

Ecuación (g)106

(MNa2CO3)

2 · 40 (2 · MNaOH)

100 (MCaCO3

)

Problema (g) mNa2CO3 35,29 · 103 mCaCO3

42. Calcula la masa de cloruro de sodio que se necesita para precipitar toda laplata contenida en 150 ml de disolución de nitrato de plata cuya concentra-ción es 1,4 g/l. La ecuación química del proceso es la siguiente:

NaCl (s) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s)


MNaCl = 58,5 g/mol

mAgNO3= C · Vdisol = 1,4 · 0,15 = 0,21 g de AgNO3

MAgNO3= 169,9 g/mol

Con estos datos y teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, podemosconstruir la siguiente tabla:

Por tanto:

mNaCl = = 0,072 g de NaCl

43 Una mezcla de 46,3 g de KOH y 27,6 g de NaOH puros se disuelven en agua sufi-ciente para obtener 500 ml de disolución. Calcula el volumen de disolución deácido sulfúrico 0,5 M que se necesitará para neutralizar 30 ml de la disoluciónbásica anterior.


mNaOH = 27,6 g ; MNaOH = 40 g/mol

mKOH = 46,3 g ; MKOH = 56,1 g/mol

Vdisol = 500 ml = 0,5 l de disolución de KOH y NaOH

C'm = 0,5 M (disolución de ácido sulfúrico)

Volumen de la disolución básica que se quiere neutralizar: Vdisol. básica = 30 ml = 0,03 l

La incógnita es el volumen de la disolución ácida necesaria: V'disol ácida.

El soluto de la disolución básica está compuesto por NaOH y KOH, siendo:

nNaOH = → nNaOH = = 0,69 mol de NaOH en 500 ml de disolución

nKOH = → nKOH = = 0,825 mol de KOH en 500 ml de disolución46,356,1

mKOH

MKOH

27,640

mNaOH

MNaOH

58,5 · 0,21169,9


NaCl (s) AgNO3 (aq)

Ecuación (g) 58,5 (MNaCl) 169,9 (MAgNO3)

Problema (g) mNaCl 0,21

En 30 ml tendremos:

nNaOH = = 0,0414 mol de NaOH

nNaOH = = 0,0495 mol de KOH

Las reacciones de neutralización son:

a) 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O

b) 2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O

Teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos, la cantidad de sustancia deH2SO4 necesaria en cada reacción es:

= → (nH2SO4)a = 0,0207 mol

= → (nH2SO4)b = 0,02475 mol

Por tanto:

ntotal H2SO4= na + nb = 0,04545 mol de H2SO4

Y el volumen de disolución de H2SO4 lo obtenemos teniendo en cuenta la molari-dad: Cm = 0,5 M.

Cm = → VH2SO4= = 0,0909 l = 90,9 ml de H2SO4 0,5 M

44 El sulfuro de cinc (sólido) reacciona con el oxígeno y se obtiene óxido decinc (sólido) y dióxido de azufre (gas). Se hace reaccionar una mezcla for-mada por 20 g de sulfuro de cinc y 20 l de oxígeno en condiciones normales.

Calcula:

a) La masa de óxido de cinc que se obtendrá.

b) El volumen de los gases, en condiciones normales, cuando acabe la reac-ción.

La ecuación química ajustada que representa el proceso es la siguiente:

ZnS (s) + O2 (g) → ZnO (s) + SO2 (g)

La masa molar del sulfuro de cinc y del óxido de cinc es:

MZnS = 97,4 g/mol

MZnO = 81,4 g/mol

Con estos datos, podemos construir la siguiente tabla:

32

0,045450,5

nV

21

nNaOH

(nH2SO4)b

21

nNaOH

(nH2SO4)a

0,825 · 30500

0,69 · 30500


A la vista de los datos de la tabla, se deduce que el reactivo limitante es el ZnS.

a) La masa de óxido de cinc que se obtendrá será:

mZnO = = 16,71 g de ZnO

b) Para calcular el volumen de los gases, en condiciones normales, cuando acabe lareacción, obtendremos, en primer lugar, el volumen de oxígeno que se necesitapara que se produzca la reacción:

VO2= = 6,90 l de O2 se necesitan

Por tanto, el volumen que queda de oxígeno es:

V'O2= 20 – VO2

= 20 – 6,90 = 13,10 l de O2 sobran

Por su parte, el volumen de SO2 es:

VSO2= = 4,60 l de SO2

El volumen de los gases es, por tanto:

Vgases = V'O2+ VSO2

→ Vgases = 13,10 + 4,60 = 17,70 l de gas

45. El cloruro de amonio sólido reacciona en caliente con una disolución acuosade hidróxido de calcio y se obtiene amoniaco gas, cloruro de calcio, que que-da en la disolución, y agua.

a) Escribe y ajusta la ecuación del proceso.

b) Calcula la pureza de una muestra de cloruro de amonio comercial sabiendoque 3,000 g de la misma originaron 0,887 g de amoniaco.

a) La ecuación química ajustada que representa el proceso es la siguiente:

2 NH4Cl (s) + Ca(OH)2 (aq) → 2 NH3 (g) + CaCl2 + 2 H2O

b) Las masas molares del amoniaco y del cloruro de amonio son:

MNH3= 17 g/mol

MNH4Cl = 53,5 g/mol

20 · 22,497,4

3 · 22,420 · —2

97,4

20 · 81,497,4


ZnS (s) O2 (g)32 ZnO (s) SO2 (g)

Ecuación97,4 g

(MZnS)

l

(3/2 · Vm en c.n.)

3 · 22,42

81,4 g

(MZnO)

22,4 l

(Vm en c.n.)

Problema 20 g 20 l; VO2mZnO VSO2

Y la pureza de la muestra es:

Pureza = · 100

Teniéndolas en cuenta, podemos construir la siguiente tabla:

Para calcular la pureza, establecemos la siguiente proporción estequiométrica:

= → Pureza = = 93,05%

46. Se dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial impuro, que se hacereaccionar con una disolución de ácido clorhídrico de 1,18 g/ml de densidad y35% de riqueza. Como productos de la reacción se obtienen cloruro de cinc ehidrógeno gas.

Calcula:

a) La concentración molar de la disolución de ácido clorhídrico.

b) La pureza de la muestra de cinc sabiendo que, para reaccionar con ella, senecesitaron 30 cm3 de la disolución del ácido.

La ecuación química ajustada del proceso es:

Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)

a) Procedemos a calcular la concentración molar del ácido clorhídrico.

• Datos:

— dHCl = 1,18 g/ml

— R = 35%

• Incógnita:

— Cm de la disolución de HCl.

La molaridad de la disolución viene dada por la expresión:

Cm =

Así, se puede fijar un volumen de disolución y calcular la cantidad de sustanciade HCl que contiene:

Vdisolución = 10–3 l (1 ml de disolución)

nHCl

Vdisolución

2 · 53,5 · 0,887 · 1002 · 17 · 3,000

0,8872 · 17

Pureza3,000 · ——100

2 · 53,5

mNH4Cl

mmuestra


2 NH4Cl (s) 2 NH3 (g)

Ecuación (g)2 · 53,5

(2 · MNH4Cl)2 · 17

(2 · MNH3)

Problema (g) 3,000 · Pureza100

0,887

Por medio de la densidad se calcula la masa de disolución que corresponde a di-cho volumen:

d = → mdisolución = d · Vdisolución

mdisolución = 1,18 · 1 = 1,18 g de disolución HCl

La riqueza indica que el 35% de esta masa es HCl. Por tanto, despejando la masadel ácido clorhídrico en la expresión de la riqueza y sustituyendo valores, obte-nemos:

R = · 100 → mHCl =

mHCl = = 0,413 g de HCl

La cantidad de sustancia a que equivale esta masa se calcula con la expresión:

n =

donde MHCl = 35,5 g/mol. Sustituyendo valores:

nHCl = = 0,0116 mol de HCl

Y, finalmente, la concentración molar de la disolución de HCl es:

Cm = → Cm = = 11,6 M

b) • Datos:

— mmuestra = 12 g (contiene cinc más impurezas)

— Cm = 11,6 M (calculada en el apartado anterior)

— VHCl = 30 cm3 = 0,03 l

La cantidad de sustancia, en mol de HCl, a que equivale este volumen de di-solución es:

Cm = → n = Cm · V → nHCl = 11,6 · 0,03 = 0,35 mol de HCl

• Incógnita:

— Pureza de la muestra de cinc (masa de cinc que contiene).

Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, se calcula la cantidad decinc que ha reaccionado con el HCl:

→ = → nZn = 0,175 mol de ZnnZn

0,3512

nZn

nHCl

nV

0,011610–3

nHCl

Vdisolución

0,41335,5

mM

35 · 1,18100

R · mdisolución

100

mHCl

mdisolución

mdisolución

Vdisolución


La masa a que equivale esta cantidad de sustancia se obtiene por medio de la ex-presión:

n =

donde MZn = 65,4 g/mol. Sustituyendo valores, obtenemos:

mZn = nZn · MZn

mZn = 0,175 · 65,4 = 11,45 g de Zn

Como la muestra tiene una masa de 12 g, que incluyen 11,4 g de Zn y el resto sonimpurezas, podemos calcular la pureza de la muestra por medio de la expresión:

Pureza = · 100 → Pureza = · 100 = 95,4%


47 El ácido acético (CH3COOH) se obtiene industrialmente por reacción del me-tanol (CH3OH) con monóxido de carbono.

a) Calcula la masa de ácido acético que se obtendrá si se hace reaccionar 50 kgde metanol con suficiente cantidad de monóxido de carbono. El rendi-miento de la reacción es del 35%.

b) Si el ácido se disuelve en suficiente agua, calcula el volumen de disoluciónde ácido acético de densidad 1,070 g/ml y 75% de riqueza que se obtendrá.

La ecuación química ajustada que representa el proceso descrito por el enunciado es:

CH3OH + CO → CH3COOH

Las masas molares del etanol y del ácido acético son:

MCH3OH = 32 g/mol

MCH3COOH = 60 g/mol

Con estos datos podemos construir la siguiente tabla:

a) La masa teórica de ácido acético que se obtendrá será:

mCH3COOH = = 93 750 g de CH3COOH

La masa real de CH3COOH se obtiene a partir del rendimiento:

Rendimiento = · 100

mreal CH3COOH = = 32 813 g de CH3COOH = 32,813 kg de CH3COOH35 · 93 750100

mreal

mteórica

50000 · 6032

11,4512

mreactivo

mmuestra

mM


CH3OH CH3COOH

Ecuación (g) 32 (MCH3OH) 60 (MCH3COOH)

Problema (g) 50 000 mCH3COOH teórica

b) Este ácido se disuelve en agua y se obtiene una disolución cuya riqueza es del75%.

mdisolución = · 100 → mdisolución = · 100 = 43 750 g de disolución

Y el volumen de disolución será:

d = → V = = = 40 888 ml de disolución = 40,888 l de disolución437501,070

md

mV

3281375

mácido

R


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(ANAYA) - 13+14 Soluciones Física y Química 1º Bachiller