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III BIMESTRE

SECUNDARIA

Una educación plasmada

en proyectos

Química

Q U Í M I C A

Capitulo

En este capítulo aprenderemos ...

arco Teórico M

Estequiometría

1

• A analizar cuantitativamente una reacción química haciendo uso de la ecuación

química balanceada.

• A conocer y explicar las leyes de combinación que relacionan masas.
• A explicar el rendimiento o eficiencia de una reacción química.

Estequiometría

Nivel nanoscópico

Nivel macroscópico

Ley de conservación de

la masa (Lavoisier)

Ley de las proporciones

definidas (Proust)

Ley de las proporciones

múltiples (Dalton)

Ley de las proporciones

recíprocas (Richter)

Leyes volumétricas

(Gay Lussac)

Relaciones estequiométricas

mol → vol (P, T, cte.) → vol(CN) → masa → moléculas → átomos

coef coef coef×22,4 coef×masa molar coef×N

A

coef×N

A

×atomicidad

DEFINICIÓN

La estequiometría es la parte de la química que estu-

dia las relaciones de masa y volumen en las reacciones

químicas.

Para resolver situaciones estequiométricas se recurre al

análisis químico cuantitativo, el cual está íntimamente

ligado a las leyes experimentales de combinaciones de

la química.

LEYES PONDERALES

Relacionadas con las masas que participan en las reac-

ciones químicas.

A. Ley de conservación de masas de Lavoissier

La masa total de los reactantes es igual a la masa total

de los productos.

Ejemplo:

En la reacción química que se muestra se combina hi-

drógeno gaseoso H2 con oxígeno gaseoso O2 y el pro-

ducto es agua líquida H2O. La masa de combinación

del hidrógeno es 4 g y la del oxígeno 32 g. Además, ob-

servamos que se producen 36 g de agua. Para compro-

bar recuerde que la masa molecular del hidrógeno es 1

del oxígeno es 16 y del agua es 18 luego:

2H

2

+ O

2

2H

2

O

2(2) g

→ 1(32) g

→ 2(18) g

4 g 32 g 36 g

mreactantes=36 g mproductos=36 g

En reacciones químicas esto se interpreta como “La ma-

teria no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.

5To sec

Q U Í M I C A

DEFICIENCIA O PORCENTAJE DE RENDIMIEN-

TO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA (R)

Es la comparación porcentual entre la cantidad real

o práctica (obtenida en el laboratorio o industria) y

la cantidad teórica (estequiométrica, obtenida de la

ecuación química) de un producto determinado.

cantidad real

R 100%

cantidad teórica

= ×

Ejemplo:

En la reacción química combinamos 4 g de hidrógeno

gaseoso con 32 g de oxígeno gaseoso y se obtiene sola-

mente 27 g de agua, pero sabemos que teóricamente

debería producirse 36 g de agua, como sigue:

2H

2

+ O

2

→ 2H

2

O

4 g 32 g 36 g

entonces: cantidad real: 27 g, cantidad teórica: 36 g,

por lo tanto, el rendimiento de la reacción es:

27 g

R 100%

36 g

= ×

R = 75%

REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO

Cuando se combinan dos cantidades de sustancias

diferentes, que no son precisamente las cantidades

estequiométricas, una de ellas reaccionará totalmente

y se consumirá totalmente y otra no reaccionará total-

mente ya que parte de ella quedará sin reaccionar. La

que se consume totalmente se llama reactivo limitante

y la otra reactivo en exceso.

Una forma práctica de determinar el reactivo limi-

tante y el reactivo en exceso es dividiendo la cantidad

dato del problema entre la cantidad estequiométrica

o teórica. Entonces resultan dos relaciones: la menor

corresponde al reactivo limitante y la mayor al reactivo

en exceso.

Finalmente, para los cálculos respectivos, se trabaja

con el dato que nos dieron para el reactivo limitante. Se

descarta el reactivo en exceso.

cantidad dato del problema

R

cantidad teórica o estequiométrica

=

Ejemplo:

En la reacción química las cantidades estequiométricas

son 4 g de hidrógeno y 32 g de oxígeno.

2H

2

+ O

2

→ 2H

2

O

4 g 32 g 36 g

Suponiendo que en un reactor colocamos 20 g de

hidrógeno y 170 g de oxígeno y lo hacemos reaccionar

mediante una chispa eléctrica para formar agua, ¿qué

masa de agua se forma?

Como tenemos los datos, calculamos la relación en

cada reactante:

Para el hidrógeno:

Para el oxígeno:

Como vemos, 5 < 5,

Por lo tanto, el hidrógeno es el reactivo limitante y el

oxígeno es el reactivo en exceso. Trabajamos con el

reactivo llimitante para calcular la masa de agua que se

forma:

2H

2

+ O

2

→ 2H

2

O

4 g 36 g

20 g x g

x = 180 g de H2O

1. ¿Qué volumen de CO

2

en condiciones normales

obtendremos al añadir exceso de ácido clorhídrico

a 8 g de CaCO3?

Datos: PA(Ca=40, C=12, O=16)

Resolución:

Recordemos que al agregar ácido clorhídrico

al carbonato de calcio se produce CO

2

, agua y

cloruro de calcio, como se muestra en la ecuación

balanceada.

CaCO

3

• 2HCl

→ CO

2

+ H

2

O + CaCl

2

1(100) g

→ 1(22,4 L)

8 g

→ x

Entonces:

8 22, 4

100

x

×

=

x = 1,792 L CO

2

2. ¿Cuántos litros de oxígeno, en condiciones nor-

males, se obtienen al calentar 35 g de KClO

3

Datos: PA(K=39; Cl=35,5; O=16)

Resolución:

Escribimos la ecuación química balanceada y los

valores estequiométricos:

2KClO

3

→ 2KC + 3O

2

2(122,5) g

→ 3(22,4 L)

35 g

→ x L

Recuerde que cada mol de gas, en condiciones

normales, ocupa un volumen de 22,4 L.

Entonces:

35 3 22, 4

2 122, 5

x

× ×

=

×

x = 9,6 L O

2

E

jercicios resueltos

III Bimestre

Q U Í M I C A

hora hazlo tú !! A

1

2

3

4

1

2

3

4

Dadas las proposiciones, respecto a la ley estequi-

métrica y su autor, indique si es verdadera (V) o

falsa (F).

I. Proporciones definitivas: Lavoissier

II. Proporciones recíprocas: Wenzel-Richter

III. Proporciones múltiples: Dalton

Dadas las proposiciones, respecto a la ley este-

quimétrica y su autor, indique si es verdadera (V)

o falsa (F).

I. Proporciones definitivas:Proust

II. Ley de volùmenes constantes: Gay Lussac

III. Proporciones recíprocas: Wenzel-Richter

Respecto a la reacción química:

2C + 3H

2

→ C

2

H

6

Datos: PA(C=12, H=1)

indique la(s) afirmación(es) que es(son)

correctas(s).

I. 24 g de carbono se combinan exactamente con

6 g de hidrógeno.

II. Al combinar 24 g de carbono con 6 g de hi-

drógeno resultan 30 g de etano C

2

H

6

III. 48 g de carbono se combinan exactamente

con 12 g de hidrógeno.

En la reacción: P + O

2

→ PO

5,

se tratan 15 moles de fòsforo consuficiente can-

tidad de oxìgeno¿Cuántas moles de PO

5

se pro-

ducen?

En la siguiente reacción: CaCO

3

→ CaO + CO

2

se descomponen 400 gramos de carbonato de cal-

cio (CaCO

3

). ¿Cuántos gramos de anhídrido car-

bónico (CO

2

) se obtiene?

Dada la reacción química 2H

2

+ O

2

→ 2H

2

O, no

es verdad:

A)2 mol de H

2

se combinan con 1 mol de O

2

B)12 mol de H

2

se combinan con 6 mol de O

2

C)0,2 mol de H

2

se combinan con 0,1 mol de O

2

D)2 mol de H

2

producen 2 mol de H

2

O.

E)Al combinar 2 mol de H

2

con 1 ml de O

2

se pro-

ducen 3 mol de H

2

O.

Mediante la siguiente reacción química se tratan 5

mol de fósforo con suficiente cantidad de hidróge-

no. ¿Cuántas moles de fosfamina se producen?

P

4

+ H

2

→PH

3

En la reacción química mostrada N

2

+ H

2

→NH

3

, se

desea preparar 850 g de amoniaco. ¿Qué masa de

nitrógeno se requiere para este proceso?

Datos: PA(N=14, H=1)

Solución: Solución:

Solución: Solución:

Solución: Solución:

I. F

II. V

III. V

I. V

II. V

III. V

I. V

II. V

III. V

1P

4

+6H

2

→4PH

3

Inicio 1 12 4 mol

Rxn 5 x

x = 5.4 = 20 mol ∴

1

Se producen

20 moles de PH

3

2P + 5O

2

→ 2PO

5

Inicio 2 5 2 mol

Rxn 15 x

x = 15.2 = 15 mol de PO

5

2

1CaCO

3

→ 1CaO + 1CO

2

Inicio 100g 56g 44g

Rxn 400g xg

x = 400.44 = 176g. de CO

2

100

1N

2

• 3H

2

→ 2NH

3

1mol 6mol 2mol mol

Inicio 28g 6g 34g masa

Rxn x 850g

x = 850.28 = 700g de Nitrogeno

34

III Bimestre

Q U Í M I C A

07 08

jercicios propuestos E

Nivel Básico

Nivel Intermedio

1. Dadas las proposiciones, respecto a la reacción

química, indique si son verdaderas (V) o falsas (F).

4Al + 6HCl

2

→ 4AlCl

3

+ 3H

2

I. 2 ml de aluminio se combinan exactamente

con 6 mol de HCl.

II. 14 mol de aluminio se combinan exactamente

con 42 mol de HCl.

III. Para producir 12 mol de H

2

se requiere 10

mol de aluminio.

a)FFF c)FVF e)VFV

b)VVF d)FFV

2. Para la reacción química siguiente:

Mg(OH)

2

• 2HCl

→ MgCl

2

+ 2H

2

O

si se obtienen 30 mol de agua:

I. se obtienen 20 mol de MgCl

2

II. se usaron 15 mol de Mg(OH)

2

III. se usaron 30 mol de HCl.

a)solo I c)solo II e)I y III

b)I, II y III d)II y III

3. Se combinan 30 mol de Cl

2

con 50 mol de O

2

2Cl

2

+ 5O

22

→ Cl

2

O

5

No es verdad:

a)El O

2

es el reactivo limitante.

b)El Cl

2

es el reactivo en exceso.

c)Se forman 20 mol de Cl

2

O

5

d)Sólo reaccionan 20 mol de Cl

2

e)Las moles de O

2

y Cl

2

se consumen totalmente.

4. En la reacción química:

CH

4

+ 2O

2

→CO

2

+ 2H

2

O

si combinamos 64 g de CH

4

con suficiente oxígeno

O2, ¿cuántos gramos de H

2

O se producen?

Datos: PA(C=12, H=1, O=16)

a)18 b)72 c)144 d)360 e)

5. Una de las formas de obtener la pirita es com-

binando hierro con azufre octatómico, como se

muestra en la siguiente ecuación:

4Fe + S

8

→ 4FeS

2

¿Qué masa de hierro, en gramos, se requiere para

preparar 960 g de pirita si la reacción tiene un

rendimiento del 80%?

a)560 c)720 e)

b)1200 d)

6. Se combinan 1800 L de nitrógeno gaseoso con

suficiente oxígeno gaseoso. ¿Qué volumen de

producto se obtiene en las mismas condiciones

de presión y temperatura?

N

2

+ 2O

2

→2NO

2

a)900 L c)1800 L e)2700 L

b)3600 L d) 540 L

¿Cuántos moles de cloro (Cl

2

) se producirán a partir

de 435 gramos de dióxido de manganeso (MnO

2

MnO

2

• HCl → MnCl

2

• Cl

2

+ H

2

O

En la siguiente ecuación:

Fe + H

3

PO

4

→ FePO

4

+ H

2

, el número de átomos de

hierro (Fe) que deberán reaccionar para producir 6

moles de H

2

Solución: es:

Solución:

MnO

2

+4HCL→1MnCl

2

+1Cl

2

+2H

2

O

87g 71g

435g Xg

X = (435g).(71g) = 355g

87g

N

cl

2

= 355 = 10 moles

35,

∴Se producen 10 moles de Cl

2

2Fe + 4H

3

PO

4

→2FePO

4

+3H

2

2mol 2mol 2mol 3mol

Xmol 6mol

X = 6.2 = 4 mol

3

4 mol de Fe <> 4.(6,022.

23

) átomos de Fe

∴ 24,088.

23

átomos de Fe

area para la Casa T

5To sec

Q U Í M I C A

Nivel Avanzado

7. De acuerdo a la reacción química:

KOH + HClO

2

→ KClO

2

+ H

2

O

si reaccionan 280 g de KOH con suficiente ácido

cloroso HClO

2

, ¿cuántos gramos de H

2

O se produ-

cen?

Datos: PA(K=39, H=1, O=16)

a)144 b)18 c)180 d)78 e)

8. 2 g de la sustancia A se combinan con 7 g de la sus-

tancia B y 7 g de la sustancia B se combinan con 10

g de la sustancia C. ¿Cuántos gramos de la sustan-

cia C se combinan con 10 g de la sustancia A?

a)56 b)15 c)58 d)75 e)

9. 6 kg de la sustancia P se combinan con 8 kg de la

sustancia Q y 8 kg de la sustancia Q se combinan

con 10kg de la sustancia R. ¿Cuántos kilogramos

de la sustancia R se combinan con 1,8 kg de la

sustancia P?

a)3 b)4,5 c)6 d)7,5 e)

10. De acuerdo a la reacción química:

Zn + 2HCl → ZnCl

2

+ H

2

calcule la cantidad de átomos de zinc que se

requiere para producir 560 L de gas hidrógeno

en condiciones normales. (Dato No: número de

Avogadro)

a)21No c)22No e)23No

b)24No d)25No

1. Determina cuántas moles de H

3

PO

4

se producen de

la reacción de 5 moles de P

2

O

5

en agua:

P

2

O

5

+ H

2

O → H

3

PO

4

a) 6 c) 10 e) 4

b) 8 d) 12

2. Al reaccionar el sodio (Na) con suficiente ácido sulfú-

rico (H

2

SO

4

) se desprende 50 moles de gas hidrógeno

(H

2

). Halla las moles de ácido requerido:

Na + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ H

2

a) 25 c) 100 e) 40

b) 50 d) 30

3. En la siguiente reacción: H

2(g)

• Cl

2(g)

→ HCl

(g)

para reaccionar completamente 8 mol de H

2

¿Cuántos litros de Cl

2

se necesitan a condiciones

normales?

a) 22,4 l c) 89,6 l e) 224 l

b) 44,8 l d) 179,2 l

4. ¿Qué peso de silicio (Si) se utiliza en la reacción

para obtener 0,224 litros de H

2

a CN? (mA: Si =

1. Si + NaOH → Na

4

SiO

4

+ H

2

a) 0,28 g c) 0,42 g e) 0,12 g

b) 0,16 g d) 0,14 g

5. ¿Cuántos gramos de agua se formarán si reaccio-

na 40 gramos de oxígeno con suficiente cantidad

de hidrógeno, si la eficiencia de la reacción es del

60%? H

2(g)

+ O

2(g)

→ H

2

O

(g)

a) 24 c) 26 e) 28

b) 25 d) 27

5To sec

Q U Í M I C A

físico. Los componentes de la solución, según la función

que cumplen, son denominados soluto o solvente.

Ejemplo:

Mezcla de H 2

0 y NaCI.

Soluto (Sto)

Es la sustancia que se dispersa en el solvente; determina

las propiedades químicas de la solución y, generalmente,

se encuentra en menor proporción.

Solvente (Ste)

Es la sustancia que actúa como medio dispersante para

el soluto; disuelve al soluto, determina el estado físico

de la solución y, generalmente, se encuentra en mayor

cantidad.

Solución binaría o disolución

Son aquellas soluciones conformadas por dos compo-

nentes: un soluto y un, solvente.

Disolución = 1 soluto + 1 solvente

Solución acuosa

Son aquellas soluciones donde el solvente es el agua. El

agua, por la polaridad alta que poseen sus moléculas, es

la sustancia con una gran capacidad para disolver a las

sustancias polares y a las sustancias iónicas, por lo que es

considerada como un solvente universal.

Solución acuosa = 1 soluto + H 2

O

Ejemplos:

Nota: Al nombrar a una solución se menciona al soluto.

Proceso de disolución

Al formarse una solución, las interacciones que existían

entre las partículas de¡ soluto se rompen, así también las

interacciones existentes entre las partículas del solvente

se rompen, produciéndose interacciones intensas entre

las partículas del soluto y solvente.

Ejemplo:

Proceso de disolución del NaCl (s)

con H 2

O

(l)

Las especies acuosas

1 –

(ac) (ac)

Na y Cl

son aquellas que están

rodeadas por una cantidad de moléculas

Solubilidad(s)

Es la masa máxima de soluto (en gramos) que se puede

disolver en 100 g de agua a una determinada temperatura.

max.

STO

2

m (STO.)g

S =

100g de H O

Ejemplo:

20 ºC

NaCl

2

36 g NaCl

S =

100 g de H O

Significa que a 20ºC, 36 g es la masa máxima de

NaCl que se puede disolver en 100 g de H 2

O.

20 ºC 3

KNO 3

2

32 g KNO

S =

100 g de H O

Significa que a 20 ºC, 32 g es la máxima de KNO 3

que se puede disolver en 100 g de H 2

O. Entonces, el

NaCl es más soluble en H 2

O que el KNO 3

a 20ºC.

Curvas de solubilidad

Notas:

III Bimestre

Q U Í M I C A

• Para sólidos y liquidos, generalmente, la solubilidad

se incrementa al incrementarse la temperatura.

• Para gases, al incrementar la temperatura disminuye

la solubilidad.

CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES

De acuerdo a la cantidad de soluto disuelto, las soluciones

son:

1. SOLUCIÓN DILUIDA: Solución con poca cantidad

de soluto.

1. SOLUCIÓN CONCENTRADA: Solución con

mucha cantidad de soluto.

1. SOLUCIÓN SATURADA: Solución que no admite

más soluto disuelto.

1. SOLUCIÓN SOBRESATURADA: Solución que

contiene mayor cantidad de soluto que una solución

saturada a la misma temperatura.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Unidades físicas

1. PORCENTAJE EN MASA (%m STO

Indica la cantidad en gramos del soluto disuelto en

100 g de solución.

⋅

STO

SOL

m

%m= 100%

m

2. PORCENTAJE EN VOLUMEN (%V

STO

Indica la cantidad en mililitros del soluto disuelto

en 100 ml de solución.

⋅

STO

SOL

V

%V= 100%

V

UNIDADES QUÍMICAS

1. MOLARIDAD (M)

Expresa el número de moles de soluto disuelto en

un litro de solución.

←

←

STO

SOL

n mol

M=

V L

→

→

STO

STO

STO

g m

n =

M g/mol

mol

M=1,5 1, 5 M

L

↔ (Solución 1,5 molar)

Significa: En 1 litro de solución está disuelto 1,5 mol

de soluto.

2. NORMALIDAD (N)

Expresa el número de equivalentes gramo de soluto

disuelto en un litro de solución.

− →

−

=

→

(STO)

SOL

Eq g Eq g

N

V L

−

= →

Eq g

N 0, 8

L

Sol. 0,8 N (Solución 0,8 normal)

Significa: En 1 litro de solución está disuelto 0.

Eq–g de soluto.

RELACIÓN ENTRE N y M

Para una misma solución se cumple:

N = M · θ STO

θ STO

: Parámetro que depende del soluto.

θ  

Soluto Valor de

Ácido # de iones H

disociables

Hidróxido # de iones OH

disociables

Sal Carga neta del catión

Ejemplo:

Halle la normalidad de una solución de H 2

SO

0,2 M.

Resolución:

Sol. de

⇒ θ = ↔ =



2 4 STO

STO

H SO 2 0, 2 M M 0, 2 mol/L

−

⇒ = ⋅ =

Eq g

N 0, 2 2 0, 4 ó 0, 4 N

L

III Bimestre

Q U Í M I C A

hora hazlo tú !! A

1

2

3

4

1

2

3

4

¿Cuántos gramos de una sal deberán disolverse en

700 ml de agua para darnos una solución al 30 %

en masa?

¿Cuántos gramos de NaOH se requiere adicionar

a 200 gramos de agua para que resulte al 20% en

masa?

¿Cuántos mililitros de peróxido de hidrógeno

(H

2

O

2

) hay en 250 ml de una muestra de agua

oxigenada que en la etiqueta de su envase indica

20% en volumen?

Una solución acuosa contiene 20% en volumen

de etanol (C

2

H

5

OH); si tenemos 800 ml de solu-

ción. Calcula el porcentaje en masa de etanol si

su densidad es de 0,75 g/ml.

Una botella de licor de eucalipto cuyo volumen

es de 250 ml contiene una solución al 20% en

volumen de eucalipto. ¿Cuántos mililitros de eu-

calipto están presentes en 6 botellas?

Se necesita 96 g de Na 2

SO

4

¿qué volumen deberá

tomarse de una solución de esta sal al 40% en masa

cuya densidad es 1,2 g/ml?

Una solución concentrada, presenta 95% en peso

de H 2

SO

4

. Si la densidad de la solución es 1,84 g /

cm

3

. ¿Qué volumen en ml de esta solución contiene

360 g de H 2

SO

4

Que volumen en ml de agua se debe agregar a 300 g

de alcohol etílico al 80% en masa para bajar su por-

centaje en masa al 20%?

Solución: Solución:

Solución:

Solución:

Solución: Solución:

Solución:

Solución:

Sal = NaOH(ac)

V

H 2

O

= 700ml → m

H 2

O

= 700g

% masa = msto.100% → 30 = x.

msol 700+x

2100+3x = 10x

x = 300g

∴M

NaOH

= 300g

% masa = msto.100% → 20 = x.

msol 200+x

x = 50g

∴M

NaOH

= 50g

V

sol

= 250

%Vol = Vsto.

Vsol

20 = Vsto. 100

250

∴Vsto = 50ml

20 = Vsto.

800

Vsto = 160ml = VC

2

H

2

OH

mc = Pc. Vc

mc = (0.75)(160) = 120g

%V = Vsto.

Vsol

20 = Vsto = 100 ⇒ Vsto = 50ml

250

⇒ V6botellas = 6 Vsto = 300ml

· M

sto

= 96g

· % Masa = 96g. 100% → 40 = 96. 100

Msol Msol

Msol = 240g

Vsol = Msol = 240 = 200g

Psol 1,

· Dato 1cm

3

<> 1ml

· 95% = 360g(H 2 SO 4 ).100% → Msol = 7200

Msol 19

7200

Vsol = Msol = 19 = 378,94 ml

Psol 1,

Inicio → Final

80% = Malcohol.100% 20% = (240).100%

Msol 300+x

80% = Malcohol.100% 600+2x = 2400

300 2x = 1800

Malcohol = 240g x = 900g

V

H 2

O

= 900ml

5To sec

Q U Í M I C A

igamos practicando S

01

02

03

04

05

06

Tipo de solución en la que el soluto se disocia en

iones generando paso de la corriente eléctrica.

El bronce es una __________ conocida dese la an-

tigüedad. Esta ________ está constituida por ____

y ____.

¿Cuántos gramos de una sal se necesitan para pre-

parar 250 gramos de una solución al 10% en masa?

Una solución está conformada por 20 ml de alco-

hol puro y 140 ml de agua. Calcula el porcentaje en

volumen de esta solución.

Con 80 ml de ácido acético al 60%. ¿Cuántos ml de

ácido puro se prepararon?

En una solución acuosa se tiene 88% en volumen

de agua. Determina el volumen del soluto si se

tiene 44 litros de agua. Solución:

Solución:

Solución:

Solución: Solución:

Solución Acuosa

Aleación

Mezcla Cu

Sn

%Vol = V sto .100% V

sol

= V

ste

+V

sto

V

sol

V

sol

= 44+X

88% = X .100%

44+X

3872+88X = 100X

3872 = 12X

X = 968 LT = 322,6 LT

3

M

sto

= M

sal

= X

M

sol

= 250g

→ 10% = X. 100

250

X = 25g de Sal

V

sto

= 20ml

V

sol

= 160ml

V

ste

= 140ml

%Vol = Vsto .100% → %Vol = 20 .100%

Vsol 160

%Vsol = 12,5%

V

sto

= X

V

ste

= 80ml

→ 60% = X .100%

80ml

X = 48ml de ácido puro

area para la Casa

T

5To sec

Q U Í M I C A

Nivel Avanzado

1. ¿Qué masa de etanol, C 2

H

OH, se necesita para

preparar 300 ml de una solución 0,500 M?

A) 6,9 g B) 69,0 g C) 690,0 g

D) 13,8 g E) 7,6 g

2. Si se determina que hay 5,20 g de una sal en

2,500 l de una solución 0,500 M, ¿cuántos gramos

estarían presentes en 2,50 l de una solución 1,

M?

A) 5,20 g B) 10,4 g C) 15,6 g

D) 1,73 g E) 7,8 g

3. ¿Cuántos mililitros de solución de Ca(OH) 2

0,1000 M se necesitan para suministrar 0,

moles de Ca(OH) 2

A) 500 ml B) 2 ml C) 0,5 ml

D) 5 ml E) 50 ml

4. ¿Cuál es la normalidad de una solución preparada

disolviendo 16 g de BaCl 2

en agua suficiente para

obtener 450 ml de solución?

Dato: MA Ba=137, Cl=35,

A) 0,28 N B) 0,34 N C) 0,42 N

D) 0,39 N E) 0,25 N

5. ¿Cuántos gramos de H 3

PO

se encuentran en 2 l

de solución 0,6 N?

A) 45 g B) 39,2 g C) 11,7 g

D) 13,5 g E) 15,8 g

8. Se desea preparar 500 ml de solución 12 N de

H

SO

. ¿Qué volumen (ml) de ácido sulfúrico al

98% y r solución

=1,84 g/ml es necesario mezclar

con H 2

SO

1N para obtener dicha solución?

(H=1, S=32, O=16)

A) 153,6 B) 216,6 C) 282,

D) 246,4 E) 390,

9. Se mezclan 2 soluciones de ácido sulfúrico, una

con densidad igual a 1,12 g/ml y 35% en masa y la

otra con una concentración 4,5 N en proporción

volumétrica de 2 a 3 respectivamente. Calcule la

molaridad de la solución final.

A) 2,95 M B) 3,61 M C) 4,5 M

D) 6,2 M E) 7,21 M

10. Calcule la masa en gramos de nitrato de sodio

que debe mezclarse con agua para preparar un

litro de solución al 5% en masa de nitrato de

sodio. La densidad de la solución es 1,03 g/ml.

A) 25,7 B) 34,6 C) 51,

D) 68,7 E) 85

Q U Í M I C A

Capitulo

En este capítulo aprenderemos ...

arco Teórico M

Unidades de

concentración química

3

• A conocer, identifica y aplicar las diferentes unidades químicas de concentración.

A) Fracción molar (Xi)

Nos indica la relación del número de moles de un

componente respecto al número de moles totales

de la mezcla.

⇒ X

STO

X

STE

n STO

n SOL

n STE

n SOL

Para soluciones líquidas volátiles:

∴ X

STO

+ X

STE

B) Molaridad (M)

Determina el número de mol de soluto disuelto en

un litro de solución.

Unidades de concentración química

Fracción molar (Xi) Molaridad (M) Normalidad (N) Molalidad (m)

Aplicaciones

Dilusión de una

solución

Mezcla de

soluciones

Neutralización

#Eq–g (ácido)

= #Eq–g (base)

V × N

Ácido

V × N

Base

=

⇓

III Bimestre

Q U Í M I C A

1. En un recipiente se mezclan 5 moles de etanol y 3

moles de éter etílico.

Halla la fracción molar del etanol.

a) 3/5 c) 1 e) 3/

b) 5/3 d) 5/

Resolución:

Al mezclar:

n 8 T

Moles

etanol

éter

∴ X

etanol

2. Se tiene una solución de NaOH 2M. Halla la masa

de hidróxido de sodio contenida en 500 ml de solu-

ción.

(Masa molar NaOH = 40)

a) 10 g c) 40 g e) 60 g

b) 20 g d) 80 g

Resolución:

Para calcular la masa del soluto, tenemos:

⇒ m STO

= (M). (V

SOL(l)

). (M)

molaridad masa molar

⇒ m STO

⋅ (40) = 40 g

3. Se tienen 800 ml de una solución 1M. Si se le añade

agua destilada hasta completar 1 litro de solución, in-

dica la concentración molar de la solución resultante.

a) 0,6 M c) 0,8 M e) 0,7 M

b) 0,4 M d) 0,65 M

Resolución:

C 1

= 1M

V 1

=800ml

C 2

= x

V 2

=1 l = 1000 ml

V

H 2

O

⇒ C

1

. V

1

= C

2

. V

2

(1)(800) = (C

2

∴ C

2

= 0,8 M

4. Calcula la molaridad de una solución de KOH (PF =

56 g/mol) que tiene 40% en peso y una densidad de

1,4 g/ml.

a) 5 M c) 15 M e) 16 M

b) 25 M d) 10 M

Resolución:

M

o PF = 56

⇒ M =

(10)⋅(D

SOL

)⋅(% m

STO

M

STO

M =

= 10 M

E jercicios resueltos

5To sec

Q U Í M I C A 1

hora hazlo tú !! A

2

3

4

1

2

3

4

En un recipiente se mezclan 36 gramos de pentano

(C

5

H

12

) y 72 gramos de agua (H

2

O). Halla la frac-

ción molar del pentano.

¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio Ca(OH) 2

(PF = 74 g/mol) serán necesarios para obtener 2

litros de solución 0,1 molar?

Calcula la normalidad de una solución de

Ca(OH)

2

(PF = 74 g/mol) que tiene 37% en peso

y una densidad de 1,2 g/mol.

Si se disuelven 35,5 gramos de Na

2

SO

4

(PF = 142

g/mol) en 500 ml de agua, la normalidad de la

solución es:

¿Cuántos gramos de Al

2

(SO

4

3

(PF = 342 g/mol)

son necesarios para preparar 100 ml de una so-

lución 0,25 N?

En la siguiente solución de Ca(OH)

2

0,1 N, deter-

mina la masa de soluto presente en 2 litros de solu-

ción. mA (Ca = 40; O = 16; H = 1)

Si a 100 ml de NaOH 1M se le agrega suficiente

agua hasta completar un volumen de 500 ml, ¿qué

molaridad tendrá esta nueva solución?

Calcula la molaridad de una solución de NaOH (PF

= 40 g/mol) que tiene 20% en peso y una densidad

de 1,2 g/ml.

Solución: Solución:

Solución: Solución:

Solución: Solución:

Solución: Solución:

n

sto

= mC5H12 = 36g = 0,5 mol

M(C5H12) 72g/mol = 4 mol

n

ste

= mH2O = 72g = 4 mol

M(H2O) 18g/mol

N

T

= 0,5+4 = 4,

Xsto = 0,5 = 1

4,5 9

M = m ⇒ 0.1 = m

Vsol.MCa(OH) 2

M Ca(OH) 2

= 74 g/mol

m = 14,8 g

i) P

eq

= PF/Ѳ ⇒ P

eq

= 37

i) Na

2

SO

4

⇒ Ѳ = 1

ii) N = M.Ѳ ⇒ N=M

35.5g

M= 142 = 0.5N

i) Al

2

(SO

4

)

3

⇒ Ѳ = +

ii) N = M.Ѳ ⇒ 0,25 = M.

35.5g = m

3 0,1.

m = 2,85g

→ M

1

V

1

= M

2

.V

2

(1)(100ml) = M

2

(500ml)

M

2

= 0,2 M

→ M = 10.(Dsol)(%Msto)

Msto

M = (10)(1,2)(20)

40

M = 6M

→Hallamos la molaridad

N = M.θ θ = 2

M = (0,1)/

M = 0,

→Hallamos N

sto

N

sto

= M. V

sol

N

sto

Hallamos M

sto

Msto = Nsto.Msto = (0,1)(74) = 7,

Msto = 74