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3.-REACCIONES QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRÍA.
REPASO: DISOLUCIONES.
La concentración de una disolución nos da una idea de la proporción de soluto que hay
en una disolución. Esta proporción de puede expresar de varias formas:
a)% en masa:gramos de soluto que hay en 100 g de sisolución
𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔) 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
%masa = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜+𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒) × 100
Las unidades de masa puedes ser cualquiera, siempre que usemos las mismas para
soluto y disolución
b)% en volumen : volumen de soluto (mL) disuelto en 100mL de disolución
𝑉 (𝑚𝐿)𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
% volumen = 𝑉 (𝑚𝐿)𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 × 100
Las unidades de volumen puedes ser cualquiera, siempre que usemos las mismas
para soluto y disolución
c)Molaridad: moles de soluto en cada litro de disolución
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
M = 𝑉 (𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠)𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
d) g/L : masa (g) de soluto en cada litro de disolución
𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
g/L =𝑉 (𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠)𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
3.1REAQCCIONES QUÍMICAS
Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias de partida (reactivos)
se transforman en otras diferentes (productos) mediante una redistribución de sus
enlaces. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas.
TEORÍAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Existen teorías de las reacciones químicas que permiten explicar muchos conceptos
importantes de las mismas:
.- TEORÍA DE LAS COLISIONES
Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso que los átomos, las
moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen.
Para que tenga lugar una reacción química los choques deben ser eficaces y cumplir las dos
condiciones siguientes:
1
1.- Que los átomos, moléculas o iones de los reactivos posean
suficiente energía (cinética), para que al chocar, puedan romperse sus enlaces y formarse
otros nuevos. Según esta condición, a la energía mínima requerida para efectuar una
reacción se la llama energía de activación.
No se deben confundir los conceptos energía de reacción con energía de activación,
pues hacen referencia a aspectos distintos de una reacción química.
La energía de reacción proporciona el balance energético que acompaña a una
reacción química, independientemente de cómo se verifique la reacción.
La energía de activación se refiere a la barrera energética que hay que vencer para que
tenga lugar la reacción química
2.- Que el choque se verifique con una orientación
adecuada,
pues aunque los átomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder
que el choque no sea eficaz, por tener lugar con una orientación desfavorable.
Ejemplo: Efecto de orientación.
Por tanto, para que una reacción química tenga lugar, es necesario que los átomos,
moléculas o iones existentes entren en contacto, es decir, choquen, y mediante la colisión, se
rompan los enlaces de las sustancias reaccionantes y se establezcan los nuevos enlaces
.- TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN (COMPLEJO ACTIVADO)
Las moléculas de los reactivos antes de ser convertidas en productos deben pasar por una
especie intermedia inestable de alta energía potencial.
El COMPLEJO ACTIVADO existe en el tope de la barrera de energía potencial como resultado de
una colisión efectiva. No corresponde ni a los reactivos ni a los productos y puede ir tanto en
una dirección como en la otra.
2
Ejemplo:
Ecuaciones químicas. Coeficientes estequioétricos.
222
En un proceso químico (o reacción química) se produce una profunda alteración de la materia. Se parte de unas
sustancias (reactivos) y lo que se obtiene después del proceso (productos) son unas sustancias completamente
diferentes a las de partida.
Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas.
En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha
separados por una flecha:
Reactivos
Productos
El proceso de ajustar (o igualar) la ecuación consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes)
para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos, ya que en una
reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos. O lo que es lo mismo:
En una reacción química la masa permanece constante (Ley de Conservación de la Masa o Ley de Lavoisier).
Con ello garantizamos que los reactivos están en las proporciones justas (cantidades estequiométricas) para
reaccionar.
Productos: CO2 y H2O
Reactivos: CH4 y O2
CH4 + 2 O2
CO2 + 2 H2O
Coeficiente del oxígeno: 2
Esta reacción ajustada nos da la siguiente información:
3
Coeficiente del agua: 2
CH4
+
2 O2
1 molécula de
CH4
CO2
2 moléculas de
O2
reacciona con
+
2 H2O
1 molécula de
CO 2
2 moléculas de
H 2O
para dar
O también:
CH4
+
2 O2
CO2
+
2 H2O
1 mol
2 moles
1 mol
2 moles
de CH4
de O 2
de CO 2
de H 2O
16,0 g
2x 32,0 = 64,0 g
44,0 g
2x 18,0 = 36,0 g
reaccionan con
para dar
Masa de reactivos:
=
16,0 + 64,0 = 80,0 g
Masa de productos:
44,0 + 36,0 = 80,0 g
“En una reacción química la masa se conserva. Esto es, la masa de los reactivos es igual a la masa de
los productos”. (Ley de Lavoisier)
En el caso de que las sustancias sean gases, y siempre que se midan en las mismas condiciones de
presión y temperatura, la relación en moles se puede establecer como relación en volumen:
“Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo
número de moles” (Hipótesis de Avogadro)
2 C 2H 6 (g) +
2 litros
7 O2 (g)
+ 7 litros
4 CO2 (g)
+
6 H2O (g)
4 litros
+
6 litros
3.2CÁLCULOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS
Cálculos masa - masa
El dato está expresado en gramos y la incógnita la piden también
en gramos.
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se obtienen
cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico?
MnO2
4
+ 4 HCl
Mn Cl2 + Cl2 + 2 H2O
7,5 g de HCl
1 mol de HCl
1 mol de MnCl 2
36,5 g de HC l
4 moles de HC l
126,0 g de MnCl2

1 mol de MnCl2
6,5 g de MnCl2
Factor leído en la ecuación ajustada. Nos
transforma dato (HCl) en incógnita (MnCl2)
Cálculos masa - volumen
El dato está expresado en gramos y la incógnita, por ser un gas,
piden su volumen en litros
Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá cuando reaccionen 7,5 g
de ácido clorhídrico?
a) Si se mide en c. n.
b) Si se mide a 1,5 atm y 50 0 C
a) Cálculo del volumen de Cl2 medido en c.n.
7,5 g de HCl
1 mol de HCl
1 mol de MnCl 2
36,5 g de HC l
4 moles de HC l
22,4 L de Cl2

1 mol de Cl2
1,2 L de Cl2
Esta relación se puede usar
únicamente cuando el gas esté
medido en c. n.
Factor leído en la
ecuación ajustada
b) Cálculo del volumen de Cl2 medido a 1,5 atm y 50 0 C
Primero se calcula el número de moles de producto y a continuación se usa la ecuación
de los gases:
7,5 g de HCl
nR T
V

P
1 mol de HCl
36,5 g de HC l
1mol de Cl2
4 moles de HC l

0,051mol de Cl2
atm L
323 K
K mo l
 0,901L  901cm3
1,5 atm
0,051 moles 0,082
Cálculos volumen - volumen
Si las sustancias consideradas están en fase gaseosa la
relación establecida por la ecuación ajustada puede
considerarse relación en volumen, siempre que los gases
estén medidos en las mismas condiciones de P y T
(volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones
de P y T contienen el mismo número de moles)
Ejemplo: Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando
reaccionan 0,5 L de H2 (se supone que ambos gases están medidos a
igual P y T)
5
N2 (g) + 3 H2 (g)
0,5 L H2
Cálculos con rendimiento
distinto del 100%
2NH3 (g)
2 L NH3
 0,333 L NH3
3 L H2
Lo más frecuente es que, debido a razones diversas, a la hora de
la realización práctica de una reacción química las cantidades
obtenidas sean distintas de las calculadas teóricamente. Se
define el rendimiento de la reacción como:
r
gramos reales
100 gramos teóricos
Ejemplo: El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico para
dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II).
a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso
c) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II) se
obtienen 18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el rendimiento
del proceso?
a)Ecuación ajustada: Pb (NO3)2 +
2 KI
 Pb I2 + 2 KNO3
b)Gramos de yoduro de plomo (II) que deberían obtenerse teóricamente:
15,0 g Pb(NO3 )2
1 molPb(NO3 )2
331,2 g Pb(NO3 )2
1 molPbI2
461,0 g PbI2
 20,9 g PbI2
1 molPb(NO3 )2 1 molPbI2
 Cálculo del rendimiento:
18𝑔 𝑑𝑒 𝑃𝑏𝐼2 𝑟𝑒𝑎𝑙𝑒𝑠
 20,9 𝑔 𝑑𝑒 𝑃𝑏𝐼2 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜𝑠 × 100 g teóricos = 88´5 % rendimiento real
Cálculos con rendimiento
distinto del 100%
Ejemplo: El ácido sulfúrico reaccionan con 10,3 g de zinc para dar sulfato
de zinc e hidrógeno
a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso
b) Calcular la cantidad de sulfato de zinc obtenida si el rendimiento
para el proceso es de un 75 %
H2SO4 + Zn
6
ZnSO4 + H2
Cantidad de sulfato de zinc que se debería obtener (teórico)
10,3 g Zn
1 mol Zn 1 mol ZnSO4 161,5 g ZnSO4
 25,4 g ZnSO4
65,4 g Zn 1 mol Zn
1 mol ZnSO4
25,4 g ZnSO4 teóricos
75 g ZnSO4 reales
100 g ZnSO4 teóricos
 19,1g ZnSO4 reales
Factor que considera el
rendimiento de la reacción.
Procesos con
reactivo limitante
A la hora de llevar a cabo una reacción química puede suceder que uno de los reactivos
esté en exceso, entonces la reacción transcurrirá mientras exista algo del otro reactivo.
Una vez que éste se acaba la reacción se para, quedando el exceso del primero sin
reaccionar. El reactivo que al agotarse hace que la reacción se detenga se denomina
reactivo limitante.
Los cálculos se efectúan considerando las cantidades que reaccionan.
Ejemplo: Una mezcla de 100,0 g disulfuro de carbono y 200,0 g de cloro (gas)
se pasa a través de un tubo de reacción caliente produciéndose la reacción:
CS2 + 3 Cl2  CCl4 + S2Cl2
Calcular la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá
 Como dan cantidades para ambos reactivos, vemos si están en cantidades
estequiométricas (justas):
1mol CS2
100,0 g CS2
200,0 g Cl2
76,2 g CS2
 1,31mol CS2
1mol Cl2
 2,82 moles Cl2
71,0 g Cl2
Como (según se lee en la ecuación química) 1 mol de CS2 reacciona con 3 moles de
Cl2, para reaccionar con 1,31 moles de CS2 se necesitarían: 1,31 x 3 = 3,93 moles de
Cl2. Por tanto, como sólo existen 2,82 moles de Cl2:
Reactivo en exceso (no reacciona todo): CS2 . Reactivo limitante (reacciona todo)
: Cl2
 A la hora de efectuar los cálculos ha de tenerse presente que parte del CS 2 quedará sin
reaccionar. Por tanto, ha de usarse, bien el reactivo limitante (reacciona totalmente), o bien
la parte que reacciona del reactivo en exceso:
Usando el reactivo limitante:
7
2,82 mol Cl2
1 mol S2Cl2 135,0 g S2Cl2
 126,9 g S2Cl2
3 mol Cl2 1 mol S2Cl2
Si los reactivos que se emplean en la reacción no son puros ha de tenerse en
cuenta el dato de pureza y realizar los cálculos sólo con la parte de la muestra
que reacciona.
Reactivos impuros
Ejemplo: Al calentar el óxido de mercurio (II) se descompone en oxígeno
(gas) y mercurio metálico. Calcular la cantidad de mercurio metálico que
podremos obtener al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % de pureza.
2 HgO
 2 Hg +
O2
Parte de la muestra no es HgO. Por eso
hablamos de “óxido” cuando nos referimos
a la muestra impura
20,5 g de óxido
80 g de HgO
1 mol HgO
2 mol Hg
100 g de óxido
216,8 g HgO
2 mol HgO
200,6 g Hg
1 mol Hg
 15,2 g Hg
Factor que convierte los
gramos de muestra en
gramos de Hg O
Determinación de la
pureza de un reactivo
Basándonos en la cantidad de productos obtenidos (o de reactivos que
reaccionan) se puede establecer la pureza de un reactivo o su contenido en
determinada sustancia (riqueza)
Ejemplo: Una muestra impura de 50,0 g de zinc reacciona con 53,7 g de
ácido clorhídrico. Calcular el % de zinc presente en la muestra (riqueza)
Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
 La cantidad de zinc presente en la muestra se puede calcular a partir del ácido consumido
suponiendo que las impurezas no reaccionan con el ácido:
53,7 g HCl


 8
1 mol HCl 1 mol Zn 65,4 g Zn
 48,1g Zn
36,5 g HCl 2 mol HC l 1 mol Zn
 El cálculo de la pureza se reduce a calcular un tanto por ciento:
100,0 g muestra
48,1g Zn
g Zn
 96,2
 96,2 % Zn
100,0 g muestra
50,0 g muestra 100,0 g muestra
Relación entre el Zn
puro y la masa total
de muestra
Factor para calcular el tanto por
ciento. Recordar que por el “100” del
denominador no se divide ya que
forma parte de la unidad final.
Lo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en forma
de disolución acuosa y que se trabaje directamente con cantidades de
disolución y no de soluto:
Reactivos en disolución
(molaridad)
Ejemplo: Se hacen reaccionar 6,5 g carbonato cálcico con ácido
clorhídrico 1,5 M. Calcular la cantidad de ácido 1,5 M necesario
para reacción completa.
CaCO3 + 2 HCl 
6,5 g de CaCO3
CaCl2 + CO2 + H2O
1 mol CaCO3
2 mol HC l
100,1 g CaCO3
1 mol CaCO3
1000 cm3 disolución
 86,7 cm3 disolución
1,5 mol HC l
Este factor permite transformar moles de
HCl (soluto) en volumen de disolución
usando la definición de molaridad.
Una forma muy corriente de expresar la concentración de una
disolución es en tanto por ciento en peso (masa). Si se
pretende operar con volumen de disolución es preciso,
además, conocer la densidad de la disolución
Reactivos en disolución
(tanto por ciento en peso)
Ejemplo: Se hacen reaccionar 4,5 g de zinc con ácido
clorhídrico del 35% en peso y 1,18 g/cm3 de densidad.
Calcular el volumen de ácido necesario para reacción
completa
2 HCl + Zn
9
ZnCl2 + H2
4,5 g Zn
1 mol Zn 2 mol HCl 36,5 g HCl 100,0 g ácido 1cm3 ácido
 12,2 cm3 ácido (disolución)
65,4 g Zn 1 mol Zn 1 mol HC l 35,0 g HC l 1,18 g ácido
El dato de densidad permite
convertir gramos (masa) en cm3
(volumen) de disolución
Factor que convierte moles de
HCl en gramos de HCl
Usando la definición de concentración
en tanto por ciento en peso se puede
convertir gramos de HCl (soluto) en gramos
de ácido (disolución)
3.3.-TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
No vamos a hacer una clasificación exhaustiva, sino sólo describiremos algunas de las
más importantes.
Reacciones de combustión. Químicamente son oxidaciones, pero al contrario que éstas son reacciones que
transcurren muy rápidamente y con un desprendimiento notable de energía
2 C + O2
2CO +Q
C + O2
C O2 + Q
Siempre que se queme un hidrocarburo (compuesto que contiene únicamente carbono e hidrógeno) se obtiene
CO2 y agua:
CH4 + 2 O2
CO2 + 2 H2O
Reacciones de neutralización. Entre un ácido y una base. Se obtiene la sal del ácido y agua:
Ácido + Base  Sal + Agua.
H Cl + Na OH
10
Na Cl + H2O
H2SO4 + Ba (OH)2
Ba SO4 + 2 H2O
HNO3 + KOH
K NO3 + H2O
H2CO3 + 2 NaOH
Na2 CO3 + 2 H2O
Reacción de los óxidos con el agua.
El comportamiento es muy distinto
cuando reacciona un óxido no metálico
o uno metálico. En el primer caso se
obtiene un ácido y en el segundo una
base. Por esta razón se dice que los
óxidos no metálicos tienen un
carácter ácido, mientras que los
metálicos tienen un carácter básico.
SO3 + H2O
CO2 + H2O
CaO + H2O
Ca(OH)2
Na2O + H2O
2NaOH
11
H2SO4
H2CO3
Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por
los metales. La mayor parte de los metales
reaccionan con los ácidos desplazando el hidrógeno
(que se desprende como gas) y el metal se disuelve
formando la sal correspondiente. Esta reacción se
produce muy fácilmente en al caso de metales
alcalinos y alcalino-térreos.
2 HCl + Mg
H2 SO4 + Fe
Mg Cl2
+ H2
FeSO4 + H2
Algunos metales como la plata, el cobre o el
mercurio no desplazan el hidrógeno de los ácidos.
EJERCICIOS
1)Sabiendo que el óxido de níquel (III) reacciona con el aluminio para daróxido de
aluminio y níquel, calcula los gramos de níquel que se obtienen a partir de 200g de
óxido de níquel (III) y la cantidad de aluminio necesario tara que la reacción sea total.
Sol: 71g de Ni
2)La urea ( N2H4CO) se obtiene mediante la reacción del amoníaco con dióxido de
carbono, obteniéndose además agua.Si reaccionan 100g de amoníaco con200g de CO2
a)¿Cuántos gramos de urea se obtienen si el rendimiento es del 80%?
b) ¿Cuántos gramos sobran de reactivos? Sol: a)141g de urea, b)70,6 g de CO2
3) Por un litro de disolución 3 M de NaOH se hace pasar una corriente de CO2
hasta que reacciona todo el NaOH disuelto. Calcule: a) el volumen de CO2
, medido en c.n. consumido en toda la reacción; b) la masa del carbonato sódico
formado en la reacción. (R:33.6 L, 159 g)
4)El descubrimiento del arsénico, en la Edad Media, se atribuye a San Alberto
Magno (1193-1280), patrón de los químicos. El elemento arde en el aire formando el
venenoso óxido As4O6, llamado arsénico blanco:
As (s) + O2(g) → As4O6(s)
¿Cuántos litros de oxígeno, medidos a 25 ºC y 1,0 atm, se consumen en la formación
de 6.2 g de As4O6? (sol: 1,1 l)
5) mayor uso comercial del ácido clorhídrico es la eliminación de la herrumbre del
acero ( el hierro también reaccionan con el HCl, pero mucho más lentamente, de
modo que se puede eliminar la herrumbre sin pérdida significativa de hierro).la
ecuación del proceso es:
Fe2O3 (s) + HCl(aq) → FeCl3(aq) + H2O (l)
¿qué volumen de disolución 0,2 M de HCl se requiere para disolver 2.6 g de
Fe2O3? (sol: 0.49L)
6)L os objetos de plata se ennegrecen en presencia de H2S, un gas que se forma en la
descomposición de la comida, debido a la la formación de Ag2S, que es negro.
Ag (s) + H2S (g) + O2(g) → Ag2S (s) + H2O (l)
Si en la mezcla de la reacción hay 30,0 g de plata, 0,52 g de H2S y 5,8 moles de O2
¿qué masa de Ag2S se forma? (sol: 3,8 g)
7)Un horno de cal utiliza como materia prima una piedra caliza, CaCO3, con un 15%
de impureza silícica. Calcula los metros cúbicos de CO2que se desprenden por
tonelada de piedra caliza.(sol 109.4 m3)
AFIANZAR
1) Se tratan 850 g de CaCO3con una disolución 2 M de HCl. Calcula: a) El
volumen de disolución necesario para que reaccione todo el carbonato; b) El
peso de CO2 obtenido y su volumen medido en condiciones normales. (sol.
8,5 L; 374 g; 190.4 L)
12
2) Diez gramos de un mineral que tiene un 60 % de Zn, se hacen reaccionar con
una disolución de H2SO4del 96 % de riqueza en peso y D = 1823 Kg/m3.
Calcula: a) la masa de sulfato de zinc producido, b) el volumen de H2
desprendido en la reacción medidos en c.n. (R: 15,085g, 2.04 L)
3) Calcula la molaridad de una disolución de hidróxido sódico que
contiene el 25% de soluto y una densidad de 1,25g/L Sol: 7,8M
4) El dicloruro de hierro reacciona con el bario para dar cloruro de bario
y hierro. Si reaccionan 50g de dicloruro de hierro con 25g de bario,
a)¿Cuántos gramos de hierro se obtienen? B)¿Cuántos moles de
cloruro de bario se obtienen? Sol a)10,2g de Fe b) 0,18 moles de
BaCl2
5) Se han quemado 10L de sulfuro de hidrógeno con suficiente oxígeno
formándose dióxido de azufre y agua.Calcula el volumen de oxígeno
medido a 0ºC y 760mHg necesarios. Sol. 15L
6) Se descomponen por calentamiento 60kg de carbonato cálcico.
Calcula: La masa de óxido de calcio obtenida. B)¿Cuál sería el
resultado anterior si el rendimiento fuera del 80%? C)¿Qué volumen
de CO2 se obtendrá a 127ºC y 1 atm? Sol: a)33,6kg b)26,88kg
c)19,7 m3
7)¿Cuántos gramos por litro de hidróxido sódico hay en una
disolución 1,2M? Sol: 48g
8)¿Cuántos mL de disolución 0,4M de ácido sulfúrico se necesitan
para neutralizar 50mL de una disolución 0,14M dse trihidróxido de
hierro? Sol: 26,25 mL
9)¿Cuántos gramos de oxígeno habrá en 1 mol de fosfato cálcico?
Sol: 128g
10)¿Cuántos gramos de de ácido clorhídrico habrá en en 200mL de
ese ácido con las siguientes indicaciones. : d= 1,17g/mL , riqueza=
36,6% en masa . Sol: 85,6g
11)a)¿Cuántos gramos de cloro hay en 5 oles de dicho gas’b)
¿Cuántos moles de de cloro hay en 10L de dicho gas a 20ºC y 1atm?
Sol: a) 356g b) Sol: 0,42moles
REPASAR
)12)El clorato potásico se descompone al calentarlo en cloruro potásico y oxígenoCalcula : a)El volumen de oxígeno que se obtendrá de 5og de clorato potásico a la
presión de 700mmHg y 23ºC. b)La masa de cloruro potásico obtenida. Sol: a)16,2L
b)30,4g
13)a) Calcula la molaridad de un ácido sulfúrico diluido de densidad 1,1 g/mL y riqueza
del 65%. B)Qué volumen de ese ácido se necesita para neutralizar medio mol de KOH?
Sol: a)14,6 M, b) 34,3Ml
13
14)La sosa comercial (NaOH) viene impurificada con cloruro sódico. Si al analizarla se
comprueba que 10mL de una disolución preparada disolviendo 30g de muestra en 1L
de disolución ha gastado 14mL de HCl 0,5M, calcula la pureza de la muestra. Sol:93,3%
15)¿Qué masa de caliza (carbonato cálcico) podrá reaccionar con50 mL de HCl 11,7M?
Sol:29,2g
16)Calcula los gramos de hidróxido sódico comercial del 85% de riqueza en masa que
se necesitan para preparar 0,5L de una disolución de sosa 0,25 M. Sol: 5,9g
17)La sosa se prepara comercialmente haciendo reaccionar el carbonato sódico con cal
apagada (hidróxido cálcico) a) ¿Cuántos gramos de sosa se pueden obtener tratando
2kg de carbonato sódico? B) Con un rendimiento del 80% , cuanto carbonato sódico
se hubiera necesitado para obtener la misma cantidad de sosa? Sol: a)1510g b) 2500g
18) Una bebida alcohólica contiene un 40% en masa de etanol. Una persona, de 70
kg de masa, ingiere 100 g de la misma. Se sabe que la cantidad de alcohol que pasa a
la sangre es de un 15 % del alcohol bebido por la boca y el resto se evapora en el
aliento y se reparte por los órganos internos del cuerpo. Si La máxima tasa de
alcohol en sangre permitida para conducir en España es 0,5 gramos/litro estima si
esta persona dará positivo en un test de alcoholemia, si se considera que la cantidad
de sangre que contiene el cuerpo humano es de un 8 % del peso del cuerpo
19)El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre
(II) , dióxido de nitrógeno y agua . Calcular : a) ¿Cuántos mL de una disolución del
90% en masa y 1,4 g/L de densidad se necesitan para que reaccionen 10g de cobre?
B) ¿Quçe volumen de NO2 medido a 20ºC y 670mmHg se obtienen? Sol. A) 32mL
de disol, b) 8,6 litros
20)El cinc reacciona con el ácido sulfúrico para dar sulfato de cinc e hidrógeno.
Calcula : a)¿qué cantidad de sal se obtendrá a partir de 100g de de cinc con
suficiente ácido? B ) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtendrá a 710mmHg y 20ºC?
Sol. A) 246g, b) 39,4 L
21)El amoniaco se obtiene haciendo reaccionar hidróxido sódico con cloruro de
amonio, obteniéndose además cloruro sódico y agua..¿cuántos gramos de una
muestra de cloruro amónico del 20% de riqueza serán necesarios para obtener 2L
de amoníaco a 20ºC y 700mmHg de presión? Sol.5,12g
22) En la etiqueta de de un frasco de ácido clorhídrico, figura : densidad: 1,19
g/mL riqueza: 37% en masa ¿Qu.e masa de HCl habrá en 200mL de esta
disolución? Sol: 88,8g
23)Se ponen a reaccionar 50g de cloruro bárico con 57,5g de sulfato sódico para dar
cloruro sódico y sulfato de bario. Calcula los gramos de cloruro ´sodico que se
pueden preparar y el exceso de reactivo, Sol. 28,1 g, 23,4g de sulfato sódico
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24)Calcula la cantidad de caliza con un 85% de riqueza en carbonato cálcico que
podrá reaccionar con 100mL de HCl 1M. Sol. 5,88g
25) El cloruro de titanio (IV) reacciona con el magnesio para dar cloruro de
magnesio y titanio metal . Si se hacen reaccionar 30g de cloruro de titanio y 14g de
magnesio, calcula: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? B) ¿Cuántos gramos de titanio
se obtienen? Sol. El cloruro de Ti, b) 7,56g
26) Un paciente tiene un nivel de colesterol de 214. Como muchas otras medidas
bioquímicas, este resultado corresponde a las unidades de mg/ dL. Determina la
concentración molar de colesterol en la sangre de este paciente. Fórmula empírica
del colesterol: C27H46O.(Res: 5,54*10-3mol L-1)
27)La hidracina es un combustible de cohetes que arde con oxígeno produciendo
nitrógeno y agua.Si el depósito del cohete lleva 10kg de hidracina¿Qué cantidad de
oxígeno se debe transportar para consumir toda la hidracina? Sol:10kg
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28)Se hace reaccionar ácido sulfúrico con cobre para obtener sulfato de cobre (II) ,
dióxido de azufre y agua. ¿Qué cantidad de cobre es necesaria para obtener 300g de
sulfato ¿ Sol: 119,4g
29)Se disuelve hidróxido sódico formando 250mL de disolución. Tomamos 50mL de
ésta y se comprueba que son neutralizados con 5g de ácido nítrico puro ¿Qhé cantidad
de hidróxido había en la muestra de 50 mL? ¿Y en la disolución de 250mL? Sol: 3,17g
y 15,87g
30)Tenemos una ezcla de 9 g de una mezcla de propano y butano en una proporción2:1.
¿Calcula el volumen de CO2 obtenido al quemarlos a una temperatura de 40ºC y
750mmHg. Sol: 16,25 L
31)Al calentar cloruro sódico con ácido sulfúrico concentrado se produce ácido
clorhídrico. ¿Qué cantidad e ácido sulfúrico al 90% en masa se necesita para obtener
30kg de HCl al 30% en masa? Sol: 13,4 kg
32)Para calcular la pureza de un sulfato amónico se hacen reaccionar 25g del mismo
con un exceso de hidróxido cálcico , tras la reacciónse desprenden 1,25 L de amoniaco
medidos a 710mmHg y 23ºC ¿Qué tanto por ciento de sulfato amónico hay en la
muestra? Sol: 12,7%
33)Tenemos una mezcla de monóxido de carbono, hidrogeno y propano y se queman
con 150mL de oxígeno ; tras reaccionar nos queda una mezcla de 100mL de gases
formada por CO2 y oxígeno sobrante , ya que el agua formada se condensa. El 80% de
la mezcla de gases resultanres es CO2, calcula la composición de la muestra inicial. Sol:
C0= 60mL , H2 =133,3mL , propano= 6,6mL
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34)El magnesio seacciona con el ácido sulfúrico dando sulfato de magnesio e
hidrógeno.a)¿Cuántos gramos de magnesio se necesitan para que reaccionen con 75mL
de ácido sulfúrico del 96% y 1,35g/mL de densidad? B) ¿Qué volumen de hidrógeno a
20ºC y 700mmHg se producen? C)¿Cuántos gramos de sulfato se producen? Sol. A)
24,1g ,b) 25,5mL c)129,4g
35)La fosfina es un gas venenoso que se produce al reaccionar el fosfuro sódico
Conagua, produciéndose además hidróxido sódico. ¿Qué cantidad e fosfina se obtendrá
al disolver 125mL de fosfina en agua? Sol: 25,5g
36)Se quiere medir la acidez de un vinagre( % de ácido acético); para ell se disuelven
15g de vinagre hasta 100mL, de esa disolución se toman 20mL y se valoran con
hidróxido sódico 0,i M consumiéndose 18mL. Calcula el % de acético en ese vinagra
Sol: 3,6%
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