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FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACH___________________________________________ IES EL PARADOR
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TEMA 9
REACCIONES QUÍMICAS
Abordamos en este último tema de Química el estudio de las reacciones químicas (o
cambios químicos) desde el punto de vista de los cambios materiales que se producen en
las sustancias que intervienen. Ya sabemos desde 3º de ESO que la materia puede
experiemntar dos tipos de cambios: físicos y químicos. La diferencia fundamental es que
en los cambios físicos las sustancias que hay al principio y al final del cambio son las
mismas; sin embargo, en los cambios químicos desaparecen unas sustancia y aparecen
otras nuevas con propiedades diferentes. Pero esta clasificación de las transformaciones
que puede experimentar la materia presenta dos inconvenientes: en primer lugar, no
siempre es fácil distinguir si un determinado proceso es físico o químico; en segundo
lugar, hay algunas transformaciones (como algunos procesos de disolución) que se
encuentran en la línea fronteriza entre lo que son los cambios físicos y lo que son los
cambios químicos.
Actividad 1
Clasifica los siguientes procesos como cambios químicos o como cambios físicos
razonando cada respuesta: destilación del vino, dilatación de un gas, evaporación del
agua, combustión de la pólvora, corrosión del hierro, disolución de sal común en agua,
obtención de hierro a partir de sus minerales.
De todos modos, el objetivo principal de este tema no es identificar como cambios físicos
o químicos aquellas transformaciones que son de dudosa clasificación. El objetivo
fundamental es abordar el estudio de la relación que existe entre las cantidades de
sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Otros aspectos interesantes
relacionados con las reacciones químicas se dejan para estudiarlos en 2º: los cambios
energéticos asociados a las reacciones químicas, la velocidad con que ocurren, etc.
LAS DOS CARAS DE LOS CAMBIOS QUÍMICOS
El dominio de las reacciones químicas ha contribuido a la humanidad de manera muy
positiva:
- El uso de combustibles como fuentes de energía.
- La fabricación de medicamentos: antibióticos, anestesisas, anticonceptivos…
- La fabricación de sustancias útiles en agricultura: fertilizantes, abonos,
pesticidas…
- Fabricación de conservantes alimentarios.
- Obtención de tejidos sintéticos artificiales a partir del petróleo.
- La fabricación de materiales de construcción: yeso, cemento, pinturas…
- Fabricación de jabones, detergentes, lejía, amoniaco, abrillantadores…
- Fabricación de perfumes y productos de belleza en general…
- Fabricación de papel, vidrio, pegamentos, quitamanchas, anticongelantes…
- Fabricación de nuevos materiales como el plástico PVC, el gore-tex, alimentos
deshidratados, superconductores, etc.
- Etc.
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Sin embargo, todos esos procesos
implican también efectos
negativos que debemos conocer
bien para amortiguar, en la medida
de lo posible, su impacto sobre
nuestra salud y sobre el medio
ambiente. Ejemplos de los efectos
negativos relacionados con las
reacciones químicas son: la
contaminación ambiental, el incremento del efecto invernadero, la destrucción de la
capa de ozono, la guerra química, la pérdida de biodiversidad, el aumento de
enfermedades respiratorias, la proliferación de alergias, la lluvia ácida, el aumento del
consumo de drogas, el descenso de la fertilidad, el aumento de cánceres, etc.
¿CÓMO OCURREN LAS REACCIONES QUÍMICAS?
La teoría atómico-molecular nos permite interpretar como ocurren las reacciones
químicas: las partículas que constituyen las sustancias que reaccionan (ya sean
moléculas o los iones de una red) colisionan entre ellas rompiéndose los enlaces
existentes y generándose nuevos enlaces que dan lugar a nuevas combinaciones de
átomos o iones.
Este modelo nos permite asegurar que en las reacciones químicas no desaparecen átomos
ni aparecen átomos nuevos, sino que tan sólo se recombinan de manera diferente. Por
ello, cuando representamos las reacciones químicas mediante ecuaciones químicas debe
de ponerse de manifiesto que el número de átomos de cada tipo debe de permanecer
invariable al principio y al final de la reacción. Y eso es precisamente lo que hacemos
cuando ajustamos las reacciones químicas. Recordad que para que una ecuación química
represente adecuadamente una reacción química, la ecuación debe de estar ajustada y
debe de hacer explícito (preferiblemente) el estado de agregación o la fase en la que
intervienen tanto los reactivos como los productos de la reacción. Debemos de saber
interpretar el significado de las reacciones químicas ajustadas:
Un ejemplo:
2 22 ( ) ( ) ( ) ( )HCl ac Zn s ZnCl ac H g
Por cada dos moléculas de cloruro de hidrógeno que desaparecen, desaparece una
unidad fórmula de cinc y aparecen una unidad fórmula de cloruro de cinc y una
molécula de hidrógeno.
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Otro ejemplo, la combustión del butano:
Por cada 2 moléculas de butano que reaccionan lo hacen 13 moléculas de oxígeno y se
obtienen 10 moléculas de agua y 8 moléculas de dióxido de carbono
Realiza los ejercicios de ajuste de reacciones químicas que se proponen en la
FICHA que te entregará el profesor.
INTRODUCCIÓN Y MANEJO DEL CONCEPTO DE MOL
Una ecuación química bien ajustada nos permite conocer
cuántas moléculas (o unidades fórmula) de un
determinado reactivo se necesitan para obtener un
número concreto de moléculas (o de unidades fórmula)
de un determinado producto de la reacción. Sin embargo,
más que conocer cuántas moléculas de un determinado
producto se van a obtener o cuántas moléculas de un
determinado reactivo se van a necesitar, lo que nos
interesa saber es la masa o el volumen que de un
determinado producto se va a obtener, o bien la masa o
el volumen que de un determinado reactivo que se va a
necesitar. Se hace necesario, por tanto, poder conocer a
partir de un número de partículas de una sustancia
(átomos, moléculas o unidades fórmula) qué masa o que
volumen de esa sustancia se tiene (que es lo que
podemos medir realmente). Para resolver este problema
se introdujo el concepto de mol.
Realiza junto a tu profesor la FICHA que te va a entregar para introducir el
concepto de mol (PPS).
Para familiarizarse con estos nuevos conceptos vamos a realizar las siguientes
actividades:
Actividad 2
Se disponen de 6 moles de moléculas de gas cloro. a) ¿Cuántas moléculas de cloro hay?
b) ¿Cuántos átomos de cloro?
1 decena son 10 1 docena son 12
1 centena son 100 1 millar son 1.000 1 millón son 106
1 billón son 1012 1 trillón son 1018
1 cuatrillón son 1024 1 mol son 6,02x1023
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Actividad 3
Se dispone de una masa de 35 g de nitrógeno molecular. a) ¿Cuántos moles de moléculas
de nitrógeno hay? b) ¿Cuántos moles de átomos de nitrógeno hay?
Actividad 4
Obtened la cantidad de sustancia que hay en: a) 34 g de amoniaco (NH3). b) 234 g de
cloruro de sodio (NaCl). c) 3’6 g de carbono (C). d) 602 millones de moléculas de agua.
Actividad 5
Determinad la masa en gramos de una sola molécula de agua. A continuación calculad
cuántas moléculas de agua puede haber en una gota de 0'05 g de dicho compuesto
Actividad 6
Si disponemos de 9 g de metano (CH4) y eliminamos 1’5x1023 moléculas: ¿Cuantos
gramos de metano quedan? (Rdo. 5’01 g)
Actividad 7
El nitrato de amonio (NH4NO3) es un compuesto que se emplea como fertilizante.
a) ¿Cuántas moles de átomos de nitrógeno hay en 0’020 moles de nitrato de amonio?
b) Calculad los gramos de nitrógeno, oxígeno y de hidrógeno que hay en 1 kg de dicho
fertilizante, supuesto puro.
(Rdo. a) 0’04 moles de átomos; b) 350g, 600g y 50 g, respectivamente)
Actividad 8
(Importancia del concepto de mol en el estudio de las reacciones químicas)
a) Escribe y ajusta la reacción de combustión del butano (C4H10)
b) Interpreta el significado químico de esa reacción ajustada
c) Indica la proporción entre moles de sustancias que desaparecen y moles de
sustancias que aparecen
d) Indica la proporción entre la masa (en gramos) de sustancias que desaparecen y la
masa (en gramos) de sustancias que aparecen
Concentración molar de una disolución
Una gran parte de las sustancias (sólidas, líquidas o
gaseosas a temperatura ambiente) que se manejan en un
laboratorio o en una fábrica se hallan en disolución,
generalmente acuosa. Por ejemplo: NH3 (ac), HCl (ac),
H2SO4 (ac), NaOH (ac), etc. Cuando alguna de esas
sustancias participa en una reacción química nos interesa
conocer el número de moles de esa sustancia que se
encuentran disueltos en un determinado volumen de disolución. Para trabajar con este
tipo de disoluciones en reacciones químicas se suele expresar la concentración en
moles/L, denominándose concentración molar o molaridad a esta manera de expresar
la concentración de una disolución.
De esta manera se dice que una disolución de amoníaco (NH3) en agua es 3 molar cuando
hay 3 moles de amoníaco disueltos por cada litro de disolución. Se expresa de la siguiente
manera:
33 3NHC M moles L , o bien, 3 3 3NH M moles L
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Ya habréis trabajado anteriormente con otras dos maneras de expresar la concentración:
g/L (g de soluto / L de disolución) y % (g de soluto / 100 g de disolución). Tenemos que
saber pasar de una a otra cuando sea necesario. Por ejemplo, los ácidos que se tienen en
los laboratorios (HCl, HNO3, H2SO4, etc.) suelen presentarse en disoluciones acuosas
muy concentradas para ocupar poco espacio, y los datos que suelen indicar los frascos
son el % y la densidad de la disolución.
Actividad 9
a) Calcula la concentración molar de una disolución preparada disolviendo 7’5 g de
sulfato de cobre (II) en agua hasta obtener un volumen de 750 cm3 de disolución.
b) ¿Y si el sulfato de cobre se encuentra pentahidratado?
Actividad 10
Describid detalladamente cómo se podría preparar un volumen de 100 cm3 de una
disolución de sulfato de cobre(II) pentahidratado 0’5 M
Actividad 11
¿Qué volumen de ácido clorhídrico 12 M precisaremos para preparar 40 mL de
disolución 3 M de ése mismo ácido?
Actividad 12
¿Qué volumen de una disolución de ácido fosfórico del 60% de riqueza y cuya densidad
es de 1’64 g/cm3 se necesita para preparar 500 ml de una disolución 1 M?
Actividad 13
Calculad los gramos de cloruro de sodio que hay en 250 cm3 de una disolución acuosa
0’1 M de dicha sal.
(Rdo. 1'46 g de NaCl)
Actividad 14
A 50 cm3 de disolución acuosa 0’2 M de sulfuro de potasio se le añade agua hasta tener
un volumen de 250 cm3. Calcula los gramos de soluto existentes y la concentración de la
disolución final.
(Rdo. m=1'10 g. C2=0'04 M)
Actividad 15
Disponemos de hidróxido de sodio (sólido) y agua destilada. Explicad lo más
detalladamente posible todos los pasos a seguir para fabricar 100 cm3 de disolución 2M
de hidróxido de sodio.
Actividad 16
En un recipiente se dispone de 0’5 L de H2SO4 10 M. Si extraemos 30 cm3 de dicha
disolución y los vertemos en una probeta vacía a la que, posteriormente, añadimos agua
hasta completar un volumen total de 80 cm3, ¿cuál será la molaridad de la disolución
final?
(Rdo. 3’75 M)
Actividad 17
¿Cuál es la molaridad de una disolución de ácido sulfúrico cuya densidad es de 1’84
g/cm3 y riqueza del 98%? Si echamos 10 mL de ese sulfúrico concentrado sobre agua
hasta completar un volumen total de 100 mL ¿Qué molaridad tendrá la disolución final?
(Rdo. 18’4 M, 1’84 M)
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Medida de la cantidad de sustancia en el caso de gases
En un gran número de reacciones químicas intervienen sustancias en estado gaseoso. Por
ello es frecuente que en vez de conocer la masa en gramos se conozca el volumen ocupado
por un gas a una cierta presión y Tª. Así pues, es necesario aprender a calcular la cantidad
de sustancia (en moles) de un gas a partir de esos datos, y para ello no hay más que
reescribir la ecuación general de los gases ideales en función del número de moles:
PV CNT APV CnN T APV nCN T nRT PV nRT
En esa expresión R es la constante de los gases ideales y su valor es: ·
0,082·
atm LR
mol K
A partir de esa expresión se puede deducir fácilmente que 1 mol de cualquier gas en
condiciones normales de presión y temperatura (P=1 atm y Tª=0 ºC) ocupa siempre un
volumen de 22,4 L.
Actividad 18
En un recipiente vacío de 10 L se introducen 16 g de oxígeno (O2 ). La temperatura del
recipiente es de 27ºC:
a) ¿Qué cantidad de sustancia hay dentro del recipiente?
b) ¿Qué presión ejerce el gas sobre las paredes?
Actividad 19
Un recipiente de 5 L contiene 14 g de nitrógeno, siendo la temperatura 127 ºC. La presión
atmosférica exterior es de 760 mm de Hg.
a) Calculad la presión ejercida por el nitrógeno.
b) Se abre el recipiente hasta que se iguale la presión interior con la exterior
manteniendo la Tª constante. Calculad la masa de nitrógeno que sale del recipiente.
c) Una vez cerrado de nuevo el recipiente ¿a qué temperatura deberíamos llevarlo para
que se encontrara a la presión inicial?
(Rdo. a) 3’28 atm; b) 9'73 g; c) 1042'8 ºC)
Actividad 20
Determinad la masa molecular relativa de un compuesto gaseoso, sabiendo que a 273 ºC
y 780 mm Hg su densidad es 1’35x103 g/cm3.
(Rdo. 58’89 g/mol)
Actividad 21
En un recipiente de 10 L se han introducido 16 g de oxígeno. La temperatura del
recipiente es de 27 ºC. ¿Cuántas moles de moléculas de oxígeno hay en el recipiente?
¿Qué presión ejerce el gas? ¿A qué temperatura habría que enfriar el recipiente si se
desease que la presión se redujese a la mitad?
(Rdo. 0’5 moles, 1'23 atm, 123 ºC)
Actividad 22
Ordenad razonadamente las siguientes cantidades de menor a mayor masa en gramos:
a) 602 millones de moléculas de NH3
b) 5 moles de moléculas de H2O
c) 500 moles de átomos de nitrógeno
d) 448 litros de oxígeno gaseoso medidos en condiciones normales (1 atm y 0 ºC)
e) 1 átomo de plomo
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INICIACIÓN A LOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Ahora ya tenemos todos los recursos necesarios para poder estudiar con exactitud los
cambios materiales que ocurren en las reacciones químicas. Es decir, ya podemos conocer
la cantidad de un determinado producto que se forma a partir de una determinada cantidad
de reactivo, o bien conocer con exactitud la cantidad de reactivo que se necesita para
generar una determinada cantidad de producto. Y dichas cantidades pueden ya venir
expresadas en masa, en moles, en volúmenes de disolución o de gases, etc. No hay mejor
manera de introducirnos en estos cálculos que abordando problemas directamente:
Actividad 23
¿Cuántos kilogramos de CO2 se obtendrán al quemarse totalmente 12 kg de butano?
Actividad 24
En un brasero, de los que antiguamente se colocaban debajo de las mesas para calentarse
los pies, se quemaba carbón en un medio que a menudo estaba poco ventilado
(produciéndose una carencia de oxígeno). Como consecuencia la combustión producía
monóxido de carbono.
a) Escribid correctamente la ecuación química correspondiente a la reacción del C(s)
con el oxígeno para dar dicho gas.
b) Calculad la masa en gramos de CO(g) que se obtendría mediante la combustión de
420 g de C según la reacción anterior
c) Determinad el volumen de oxígeno gaseoso medido en condiciones normales (1 atm
y 0 ºC) que habrá sido empleado en dicha combustión.
Actividad 25
El fuel que se emplea en una central térmica contiene un 0’8 % en peso de azufre.
Suponiendo que todo el azufre reacciona con el oxígeno para dar dióxido de azufre y que
en la central citada se queman al día 40 toneladas de fuel ¿cuántos litros de dióxido de
azufre gaseoso (medidos a 730 mm de Hg y 120 ºC) salen por la chimenea diariamente?
Actividad 26
En un recipiente que contiene 200 cm3 de disolución 2M de HCl se introduce un trozo de
cinc de 16’35 g de masa.
a) Determinad el volumen máximo de hidrógeno (medido a 1 atm y 20 ºC) producido.
b) Sabiendo que los 200 cm3 de disolución de HCl 2 M se obtuvieron a partir de una
botella de ácido clorhídrico concentrado en la que la densidad de la disolución era
1,18 g/cm3 y la riqueza en HCl puro del 35%, hallad qué volumen de dicha disolución
concentrada se utilizó.
Actividad 27
El sulfuro de hidrógeno emitido por sustancias en descomposición (como los huevos
podridos), se convierte en dióxido de azufre en la atmósfera (uno de los contaminantes
ambientales causantes de la lluvia ácida), mediante la reacción no ajustada:
H2S (g) + O2 (g) SO2 (g) + H2O (g)
Calculad el volumen de SO2 que se producirá, a 1 atm y 27ºC, por cada kg de sulfuro de
hidrógeno que reaccione.
(Rdo. V = 723’53 litros de SO2)
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Actividad 28
El cloro (Cl2) es un gas verde amarillento de olor picante y muy venenoso. Se trata de
una sustancia muy reactiva que mata rápidamente a las plantas; sin embargo, también
es un producto que tiene múltiples usos (plásticos, anestésicos, insecticidas, desinfección
del agua, blanqueador del papel, etc.). El cloro se puede obtener en el laboratorio
haciendo reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico. La reacción que
tiene lugar puede representarse por medio de la siguiente ecuación química:
2 KMnO4 (s) + 16 HCl (ac) 2 KCl (ac) + 2 MnCl2 (ac) + 5 Cl2 (g) + 8 H2O (l)
a) Calculad la masa en gramos de permanganato que habrá reaccionado para obtener
un volumen de 100 cm3 de cloro medido a 25 ºC y 500 mm de Hg de presión.
b) Calculad el volumen de cloro en condiciones normales que puede obtenerse cuando
100 cm3 de una disolución de permanganato 0’5 M reaccione con exceso de ácido
clorhídrico.
(Rdo. a) 0’17 g de KMnO4; b) 2’8 litros de Cl2)
Actividad 29
Casi todo el carbón de hulla que se quema en Estados Unidos contiene de 1 a 3% de
azufre, el cual se halla generalmente formando parte de minerales como las piritas, FeS2.
Durante la combustión del carbón, este azufre se convierte en dióxido de azufre según:
4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)
Parte del SO2 producido reacciona con el oxígeno del aire convirtiéndose en SO3 que finalmente se combina con el agua presente en la atmósfera dando lugar a nieblas de ácido sulfúrico que atacan a los materiales de construcción como el
mármol, intervienen en la formación de lluvias ácidas, etc. De esta forma se ha afirmado, por ejemplo, que la Acrópolis de Atenas ha sufrido más daños en los
últimos 50 años que durante los 20 siglos precedentes.
Cierto tipo de carbón contiene un 8% en peso de FeS2.
a) Calculad los kg de SO2 y de Fe2O3 que se producirán al quemar completamente una
tonelada de dicho carbón.
b) Hallad también los litros de oxígeno (medido a 27ºC y 1 atm) consumido.
(Rdo. 85’5 kg de SO2; 53'3 kg de Fe2O3, 45175'3 L de O2)
Actividad 30
Los ácidos pueden reaccionar con hidróxidos metálicos (sustancias
básicas) dando una sal y agua, de modo que sus propiedades ácidas
queden neutralizadas. Un enfermo de úlcera de estómago se toma
un medicamento a base de hidróxido de aluminio para neutralizar
la acidez (debida al ácido clorhídrico presente en los jugos
gástricos). La ecuación que representa esa neutralización es:
Al(OH)3 (ac) + 3HCl (ac) AlCl3 (ac) + 3H2O
Supongamos que cada día su estómago reciba 3 litros de jugo gástrico con una
concentración de HCl de 0’08 moles/L. Imagínate que eres su médico. ¿Cuántos cm3 de
un medicamento consistente en una disolución de Al(OH)3 de concentración 0’8 mol/L le
recetarías para que se tomase cada día?
(Rdo. 100 cm3)
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Actividad 31
Calculad el volumen de disolución de Ca(OH)2 0’02 M (solución saturada) necesario
para neutralizar una muestra de 25 mL de H3PO4 0’05 M dando fosfato de calcio y agua.
Actividad 32 (*)
Se disuelven 10 g de hidróxido de sodio en agua hasta completar 250 cm3 y se pone la
disolución resultante dentro de un frasco al que se etiqueta con la letra B. En otro frasco,
etiquetado con la letra A, tenemos una disolución de ácido sulfúrico de concentración
desconocida. Sabiendo que 20 cm3 de B son neutralizados por 40 cm3 de A, según la
reacción:
H2SO4 (ac) + 2NaOH (ac) Na2SO4 (ac) + 2H2O
a) Obtened razonadamente la concentración molar de la disolución A.
b) Calculad la riqueza de la disolución A, sabiendo que su densidad es de 1’06 g/cm3.
(Rdo. a) CA=0'25 M; b) rA=2'31%)
Actividad 33 (*)
El magnesio, en forma de cinta, arde en el aire formando óxido. Se dispone de un trozo
de cinta con 4’86 g de Mg puro y se desea saber si se quemará o no completamente en
un recipiente que contiene 20 L de aire, a 1 atm y 27 ºC. Calculad el rendimiento del
proceso si se obtienen 6’2 g de MgO. (Suponed que el aire contiene aproximadamente un
20%, en volumen, de oxígeno).
(Rdo. El rendimiento es del 76’92 %)
Actividad 34
Se quiere sintetizar cloruro de sodio en el laboratorio y para ello se disponen de 5 g de
sodio y de 6 g de cloro. Calculad la masa de producto que se podrá obtener como
máximo, y si sobrará alguno de los reactivos.
(Rdo. 9’89 g de NaCl; exceso de 1'11 g de Na)
Actividad 35
El hierro reacciona con el ácido clorhídrico dando cloruro de hierro (II) e hidrógeno
según la ecuación no ajustada:
Fe (s) + HCl (ac) FeCl2 (ac) + H2 (g)
Si introducimos un clavo de hierro de 14 g en un vaso que contiene 125 cm3 de una
disolución de clorhídrico 2 M, se pide:
a) ¿Reaccionará todo el clavo?
b) ¿Cuántos gramos de cloruro de hierro (II) se formarán?
c) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, se desprenderá?
(Rdo. a) No; b) 15'86 g de FeCl2; c) 2'8 L de H2)
RECAPITULACIÓN
Después de haber aprendido a analizar con exactitud los cambios materiales que ocurren
en las reacciones químicas estamos preparados para abordar otras cuestiones relacionadas
con las reacciones: cómo influir en la velocidad con la que transcurre una reacción, por
qué algunas reacciones son reversibles y ocurren también en sentido contrario, qué
cambios energéticos hay asociados a la reacciones químicas, etc. Sin embargo, el estudio
de estas cuestiones se reserva para un curso de Química en 2º de Bachillerato.
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TEMA 9: REACCIONES QUÍMICAS
RELACIÓN DE CUESTIONES Y PROBLEMAS
1. Explica cómo prepararías 150 cm3 de disolución 0’4 M de hidróxido de sodio NaOH.
Ten en cuenta que el NaOH es sólido a Tª ambiente, por lo que debes de expresar su
cantidad en gramos.
Sol: 2’4 g de NaOH y agua en c.s.
2. Explica cómo prepararías 500 cm3 de una disolución acuosa de ácido sulfúrico
(H2SO4) de concentración 0’2 M a partir de una disolución de ácido sulfúrico
concentrado de densidad 1’84 g/cm3 y cuya riqueza es del 98 %.
Sol: 5,43 cm3 de disolución concentrada y agua en c.s.
3. El nitrógeno (N2) y el hidrógeno (H2), gaseosas en condiciones normales, reaccionan
para dar amoníaco (NH3). a) ¿Cuántos litros de nitrógeno reaccionarán con 30 litros
de hidrógeno, medidos ambos en condiciones normales? b) ¿Cuántos gramos de
amoníaco pueden formarse a partir de 10 g de hidrógeno y 28 g de nitrógeno?
Sol: a) 10 L de N2; b) 34 g de NH3
4. El ácido clorhídrico (HCl) ataca al cobre (Cu) produciendo cloruro de cobre (II)
(CuCl2) y desprendiendo hidrógeno (H2) gaseoso. a) ¿Qué volumen de disolución 0’2
M de ácido clorhídrico será necesario para hacer desaparecer 1’6 g de cobre? b) ¿Qué
volumen de hidrógeno, medido a 20 ˚C de temperatura y 1 atm de presión, podrá
recogerse de esa reacción?
Sol: a) 250 cm3 HCl(ac); b) 600 cm3 H2(g)
5. Calcula la cantidad de CO2 que se produce en la combustión completa de 461 g de
butano (C4H10).
Sol: 1’4 kg de CO2
6. a) Explica cómo prepararías 200 cm3 de una disolución 0’5 M de ácido clorhídrico
(HCl) a partir de ácido clorhídrco comercial de densidad 1’12 g/cm3 y riqueza 25 %.
b) El ácido clorhídrico reacciona con el cinc (Zn) produciendo cloruro de cinc (ZnCl2)
e hidrógeno (H2). ¿Qué cantidad de la disolución preparada en el apartado anterior
necesitamos para que reaccione con 1’63 g de Zn?, ¿qué ocurrirá si echamos una
cantidad mayor? c) Calcula el volumen de hidrógeno que se recogerá tras la reacción
si se mide a 1 atm de presión y 25 ºC de temperatura.
Sol: a) 13 cm3 HCl al 25 % y agua en c.s.; b) 100 cm3 HCl 0’5M; c) 611 cm3
7. ¿Cuánto plomo puro podemos llegar a obtener si descomponemos 14 kg de sulfuro
de plomo (II) (PbS)?
Sol: 12’13 kg
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8. a) Explica cómo prepararías 150 cm3 de una disolución 0’2 M de yoduro de potasio
(KI) teniendo en cuenta que es sólido a Tª ambiente. b) Si echamos 6 cm3 de esa
disolución en un tubo de ensayo, ¿cuál será su concentración? c) ¿Cuántos moles de
iones habrá en el tubo de ensayo?, ¿cuántos iones habrá en el tubo?
Sol: a) 4’98 g KI y agua en c.s.; b) 0’2M; c) 0’0024 moles de iones (0’0012 moles I +
0’0012 moles K+); 1’4·1021 iones (0’7·1021 I + 0’7·1021 K+)
9. El ácido sulfúrico (H2SO4) ataca al cobre (Cu) produciéndose sulfato de cobre (II)
(CuSO4) y desprendiéndose hidrógeno (H2). En un tubo de ensayo echamos 14 cm3
de una disolución 2 M de ácido sulfúrico, y 1’5 g de cobre. a) Explica lo que habrá
en el tubo de ensayo después de que se haya producido la reacción, y cuánto habrá de
cada sustancia. b) Calcula también el volumen de hidrógeno que se desprenderá,
medido en condiciones normales.
Sol: a) Unos 14 cm3 de disolución 0’3M en H2SO4 y 1’7M en CuSO4; b) 537 cm3
10. El óxido de cobre (II) (CuO) reacciona en caliente con hidrógeno (H2) produciéndose
cobre metálico (Cu) y vapor de agua (H2O). Calcula el número de moles de hidrógeno
que reaccionarán con 95’5 g de óxido de cobre. ¿Qué volumen ocupará esa cantidad
de hidrógeno, medida a 300 ºC de temperatura y 4 atm de presión?
Sol: 1’2 moles de H2(g) que ocuparán un volumen de 14’1 L
11. En determinadas condiciones, el nitrógeno (N2) reacciona con el oxígeno (O2) para
producir óxido de nitrógeno (III) (N2O3). a) Calcula la masa de nitrógeno que
reaccionara con 1 g de oxígeno, y la masa de óxido que se formará. b) Calcula el
volumen de nitrógeno que reaccionará con 1 litro de oxígeno, y el volumen de óxido
que se formará, todos ellos medidos en las mismas condiciones de presión y Tª.
Sol: a) 0’583 g de N2 y 1’583 g de N2O3; b) 0’67 L de N2 y 0’67 L de N2O3
12. En determinadas condiciones, el hierro (Fe) reacciona con el oxígeno (O2) para dar
óxido de hierro (II) (FeO). ¿Cuántos litros de oxígeno, medidos a 20 ºC y 1 atm,
reaccionarán al oxidarse 1 kg de hierro?
Sol: 215,3 L de O2
13. Tomamos 200 cm3 de una disolución 0’5 M de hidróxido de bario [Ba(OH)2] en agua.
Cuando hacemos pasar CO2 por esa disolución, reacciona con el Ba(OH)2 disuelto y
se forma un precipitado blanco que es carbonato de bario (BaCO3) y también se forma
agua. Calcula el volumen de CO2, medido en condiciones normales, necesario para
que reaccione todo el hidróxido de bario disuelto. ¿Cuánto carbonato de bario
precipitado se formará?
Sol: 2’24 L CO2 y 19’73 g BaCO3
14. Cuando echamos un trozo de 5 g de cobre (Cu) en 400 ml de una disolución 0’2 M de
ácido clorhídrico (HCl) se produce una reacción química con desprendimiento de
hidrógeno (H2). Calcula el volumen de hidrógeno medido en condiciones normales
que se producirá en esa reacción.
Sol: 896 cm3 H2
FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACH___________________________________________ IES EL PARADOR
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15. Calcula el volumen de dióxido de carbono, medido en condiciones normales, que se
producirá cuando se queman 18’4 g de alcohol etílico (C2H6O).
Sol: 17’9 L CO2
16. a) Explica cómo prepararías 500 cm3 de una disolución 0’2 M de nitrato de plomo
(II) [Pb(NO3)2] en el laboratorio teniendo en cuenta que esa sustancia es sólida a Tª
ambiente. b) El Pb(NO3)2 reacciona con el NaCl produciendo NaNO3 y PbCl2. ¿Qué
cantidad de NaCl será necesaria para que reaccione todo el nitrato de plomo que hay
en los 500 cm3 de disolución que hemos preparado en el apartado anterior?
Sol: a) 33’1 g Pb(NO3)2 y agua en c.s.; b) 11’7 g NaCl
17. El nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2, reacciona con el sulfato de sodio, Na2SO4, para
dar un producto insoluble, el sulfato de plomo (II), PbSO4, y otro producto soluble, el
nitrato de sodio, NaNO3. Si mezclamos 200 mL de una disolución 0’2 M de Pb(NO3)2
con otros 200 mL de una disolución 0’3 M de Na2SO4: a) ¿Cuánto sulfato de plomo
precipitará? b) ¿Cuál será la concentración del sulfato de sodio que sobre? c) Si se
obtienen 11 g de PbSO4, ¿cuál será el rendimiento de la reacción?
Sol: a) 12’13 g PbSO4; b) Na2SO4 0’05 M; c) 90,68 %
18. (*) El cloro gaseoso (Cl2) puede obtenerse en el laboratorio en pequeñas cantidades
haciendo reaccionar el dióxido de manganeso (MnO2) con ácido clorhídrico (HCl)
concentrado según la reacción:
2 2 2 2( ) ( ) ( ) ( ) ( )MnO s HCl aq MnCl aq Cl g H O l
Se hacen reaccionar 100 g de MnO2 con 800 mL de disolución HCl del 35’2 % de
riqueza y densidad 1’175 g/cm3. Calcula: a) La molaridad del ácido empleado. b) El
volumen de cloro producido en condiciones normales si el rendimiento de la
reacción es del 85 %.
Sol: a) c=11’33M; b) V=34’63L
19. (*) Para determinar la riqueza de una partida de cinc (Zn) se tomaron 50 g de muestra
y se trataron con ácido clorhídrico (HCl) 11’92M y densidad 1’18 g/mL,
consumiéndose 126 mL de dicho ácido. La reacción del cinc con el ácido produce
hidrógeno gaseoso (H2) y cloruro de cinc (ZnCl2). Calcula: a) La riqueza en % de la
disolución de ácido clorhídrico empleado. b) La riqueza de cinc en la muestra.
Sol: a) r=36’9%; b) r=98%
