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un nuevo examen con soluciones

Examen Final 1º Bachillerato                                                                                                  

QUÍMICA

Nombre y Apellidos: ______________________________________________________________________

1.       El porcentaje de masa que tiene el hierro en el sulfato de hierro, Fe₂(SO₄)₃ es:

El sulfato de hierro 3 tiene de masa:

55,6X2 = 111,2 de hierro   32x3=96 de azufre  16x12=192 de oxígeno  en total  399,2

Si en 399,2  hay 111,2

En 100       -----    x          x=27,8% de hierro

2.       Todos los átomos de un mismo elemento tienen:

1. Mismo número de electrones 
2. Mismo número de protones
3. Mismo número de neutrones

Los átomos de un mismo elemento tienen que tener el mismo número de protones: Z=número atómico

Los electrones se pueden ganar o perder para dar el elemento ionizado, con carga eléctrica.

Los neutrones pueden variar dentro de un mismo elemento para dar los diferentes isotopos con mismo valor de Z, pero distinto valor de A (número másico)

3.       La electronegatividad es la:

1. Tendencia de un átomo a captar y atraer hacia sí los electrones compartidos con otro átomo
2. Energía necesaria para extraer un electrón de la corteza de un átomo en estado gaseoso y neutro

Esto se llama energía de ionización.

3. Energía desprendida por un átomo al captar un electrón externo e incorporarlo a su corteza.

Esto se llama electroafinidad

Pesos Atómicos:    H = 1; N = 14; O = 16; Fe = 56; S = 32; P = 31; Zn = 65,4; Cl = 35,5; C = 12; Cu = 63,5

Datos:  R = 1,097 × 10⁷ m^-1      h = 6,626 × 10^-34 J × s              c = 3 × 10⁸ m / s           N_A = 6,022 × 10²³

1.       Se ha preparado una disolución agregando 50 g de ácido fosfórico, H₃PO₄, hasta obtener un volumen total de disolución de 2500 ml. A partir de las correspondientes masas atómicas, calcular la molaridad (moles/L).

Por definición, la molaridad M se define como el número de moles de soluto por litro de disolución,

50 g de ácido fosfórico    1mol pesa 98g     50/98=0,2 moles

0,2 moles/2,5L  = 0,08 mol/L

2.       Dada una disolución comercial de ácido nítrico, HNO₃, de 23% en peso y densidad 1,25 g/ml, determinar los gramos de soluto presentes en 2 litros de disolución

La masa molecular relativa del ácido nítrico, HNO₃, es 1 × 1 + 14 × 1 + 16 × 3 = 63

. Como la densidad del ácido es 1,25 g/ml, primero debemos calcular cuál es la masa de los 2 litros de disolución. De la definición de densidad,

1,25 g  1 mL

x          2000 mL   x=2500g

Es decir, que la masa de los 2 litros de disolución es 2500 g. Pero al ser de una riqueza en peso del 23%, esto quiere decir que sólo el 23% de los 2500 g corresponden al ácido puro,

23.2500/100=575 g de ácido puro

3.       Se introducen en un matraz 350 gramos de dióxido de azufre, SO₂, y 1 litro de oxígeno, O₂, medidos a 24ºC y 1 atm de presión, los cuales reaccionan entre sí formando trióxido de azufre, SO₃. Determina la cantidad en gramos de trióxido producido, así como la cantidad de reactivo sobrante

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

En primer lugar, como nos preguntan cantidades en masa, debemos calcular la masa del oxígeno usando la ecuación de los gases ideales. Teniendo en cuenta que el número de moles se calcula dividiendo la masa del oxígeno O₂ entre su masa molar 16x2=32g

p.V=nRT   n=p.V/RT= 1.1/0,082.297= 0,041 moles de O2

por tanto serán 0,041x32=1,31 g de O2

La masa molar  del SO₂ es 64 g y el del SO₃ es 80 g. La ecuación química ajustada nos indica las proporciones según las que reaccionan el SO₂ y el O₂ para producir SO₃

2 moles de SO₂ (2 × 64 g = 128 g) reaccionan siempre con 1 mol de O₂ (32 g) para formar 2 moles de SO₃ (2 × 80 g = 160 g). Como tenemos 350 g de dióxido de azufre y solamente 1,314 de oxígeno, es evidente que sobrará dióxido de azufre. Para calcular la cantidad que sobrará usamos la siguiente proporción,

Como 128 g de SO₂ reaccionan con 32 g de O₂, los 1,314 de O₂ reaccionarán con cierta cantidad de SO₂,

128 ---- 32

 x ----- 1,314      5,256 g de SO2  reaccionan

Por tanto sobrarán         350 g – 5,256 g = 344,74 g SO₂

Sabiendo ahora la cantidad de oxígeno y dióxido de azufre que reaccionan, utilizando uno cualquiera de los reactivos podemos calcular el trióxido de azufre que se formará,

128g de S=2   ---- 160g de SO3

5,256g de SO2  --  x                        x=6,57g de SO3

4.       Escribe la configuración electrónica de los elementos con Z = 9, 35, 47, 53 y ordénalos de menor a mayor electronegatividad.

Z = 9 Flúor Þ 1s² 2s²p⁵     

Z = 35 Bromo Þ 1s² 2s²p⁶ 3s²p⁶d¹⁰ 4s²p⁵    

Z = 47 Plata Þ 1s² 2s²p⁶ 3s²p⁶d¹⁰ 4s²p⁶d⁹ 5s²         

Z = 53 Yodo Þ 1s² 2s²p⁶ 3s²p⁶d¹⁰ 4s²p⁶d¹⁰ 5s²p⁵     

Salvo el elemento de Z = 47, que se trata de un metal, los demás son elementos halógenos. Por tanto, el menos electronegativo será el metal, y en el caso de los halógenos, la electronegatividad aumenta al subir en el grupo, es decir

Ag (47) < I (53) < Br (35) < F (9)

Algunas preguntas para el examen final con solución

1.  Los volcanes emiten gran cantidad de sulfuro de hidrógeno (H₂S), un gas que reacciona con el oxígeno del aire, formándose agua y dióxido de azufre (S0₂). Cada 68 toneladas de sulfuro de hidrógeno reaccionan con 96 toneladas de oxígeno, originando 36 toneladas de agua. ¿Cuántas toneladas de S02 se forman?.

Si hago reaccionar 100 toneladas de sulfuro con 100 toneladas de oxígeno ¿qué ocurrirá? ¿Qué cantidad de agua  se formará?

Masas relativas S:32  H:1  O:16
SH2 + 2O2  ---  2H2O  + SO2

34g  + 64g  ---36g  +  64g 
Con 68T de SH2 se forman 128T de SO2

Con 100 y 100 tenemos un problema de reactivo limitante. Sobra SH2
con 34g de SH2  reaccionan 64g de O2
con    x                      ---------   100 T                     x= 53,1 T de SH2  reaccionan   ..sobran 100-53,1=46,9T de SH2

Con 64g de o2 ----36g de h2O
con 1oo t de O2 --- x                        x=56,25T de h2O

2. Un matraz de 5L, al que se ha hecho previamente el vacío, se llena de hidrógeno gaseoso. Si la temperatura es 25 ºC y la presión, 0,75 atm:

              a) ¿Cuántos moles de H₂ contiene el matraz?

              b) ¿Cuál es la densidad del  hidrógeno en estas condiciones?

R=0,082 atm.l/ºK.mol  Masa relativa: H:1

Aplico la ley de los gases  p.V=nRT     n=0,15moles de H2     es decir 0,15x2=0,3g de H2

d= m/V= 0,3/5=0,06 g/L

3. El medicamento L‑Dopamina, utilizado en el tratamiento de la enfermedad de Parkinson, contiene 54,82 % de C,  5,62 % de H,  7,10 % de N, y 32,46 % de 0. ¿Cuál es su fórmula empírica? 

Otros experimentos han demostrado que su masa molecular relativa es menor de 200. ¿Cuál es su fórmula molecular?

 Masas atómicas relativas. O:16  C:12  H:1  N:14. 

Consejo.: Utilizar bastantes decimales en las operaciones.

Primero debo calcular los moles de cada elemento:
54,82/12= 4,568 moles de C
5,62/1= 5,62 moles de H
 7,10/14=0,507 moles de N
32,46/16=2,029 moles de O      ahora busco la relación entre estos números dividiendo por el menor:

4,568/0,507= 9
5,62/0,507= 11
0,507/0,507=1
2,029/0,507=4    fórmula empírica    C9 H11 O4 N

Si su masa molecular relativa es menor de 200 la fórmula molecular real debe ser esa misma ya que es 197. No puede ser otra.

4. Escribir la configuración electrónica de los elementos:

                 a) Bromo (Z = 35)   y  b) Calcio  (Z = 20)
Br  1s2  2s22p6  3s23p6 4s2  3d10 4p5   está situado en la penúltima columna p5  en la cuarta fila
Ca 1s2  2s22p6  3s23p6 4s2     está situado en la segunda columna en la cuarta fila

                 Indicar en ambos átomos:     Situación en la tabla periódica

                                               Si son metales o no metales.
El calcio puede ceder los dos últimos electrones que están lejos y poco unidos. Es por tanto un metal de valencia 2.
El Bromo intenta coger un electrón para completar la última capa. Es un nometal de valencia 1

                                               Valencia más común.

                                               A quién se le arranca mejor el último electrón.
Al calcio se le arranca bien el último electrón. Es un átomo grande con los últimos electrones poco unidos. Al revés que al Bromo  

                                              ¿Cuál es más electropositivo?
Es más positivo el Calcio ya que cede electrones y se transforma en un catión.

                                         ¿Cuál es más pequeño?
El Bromo y el Calcio tienen 4 capas. El bromo tiene 35 protones en el núcleo que atraen mucho a los electrones y hacen que las capas sean más pequeñas.

5. Dibujar lo mejor posible que sepas el átomo de Na₁₁²³
Este átomo tiene 11 protones en el núcleo y 12 neutrones. En la corteza como es neutro tendrá 11e

1s2   2s22p6  3s1   Los electrones están situados en :
dos electrones en un orbital esférico 1s
dos electrones en un orbital esférico más grande 2s
seis electrones en los tres orbitales px py y pz (forma de salchicha en las tres direcciones del espacio)
1 electrón en un orbital 3s esférico y muy grande

 Rellenar la siguiente tabla: Contestar si se quiere en la propia tabla.

	¿Qué átomos  lo utilizan para  unirse?	Conductividad eléctrica	Conductividad eléctrica disueltos en agua	Puntos de fusión	¿Forman moléculas sueltas?	¿Se disuelven en agua?
Enlace iónico	metales con nometales	conducen disueltos en agua	si	altos	no	si
Enlace covalente	nometales con no metales	no conducen	no	hay de todo	normalmente si	no
Enlace metálico	metales con metales	siempre conducen	no se disuelven	altos	no	no

6. Disponemos de una botella de ácido clorhídrico comercial (densidad = 1,2 g/cm³ y riqueza 36 % en peso). Calcular los moles que hay en 1L.

Primero debo calcular los gramos de 1L      1,2.1000= 1200g
De estos 1200 g solo el 36% es de ácido  es decir 360 g de HCl
Puedo calcular los moles:
1mol --- 36,5g      360/36,5=9,86 moles de HCl  en 1L

Utilizando la botella anterior deseamos preparar 500 cm³ de una disolución de ácido clorhídrico 0,1 moles/L. Explica detalladamente los cálculos y como lo harías en el laboratorio.
Para preparar 500 cm3  de 0,1mol/L  ..    necesito  0,05 moles de ácido puro
Este ácido lo voy a sacar de la disolución primera que tiene 9,86 mol/L
9,86 mol --- 1L
0,05mol ---- x      x=0,005L=5mL

Es decir tengo que tomar con una pipeta 5mL de la botella con ácido concentrado. Y les añado agua hasta tener 500mL

Dos exámenes de química

1º examen.   Sin la pregunta 4 y 5
2º examen Sin la pregunta  7 y 8

Enlace químico.

Vamos con la última parte del trabajo.
A partir del día 20 iré poniendo ejemplos de exámenes de septiembre para que vayas practicado todo lo que has aprendido.

ENLACE QUÍMICO.

Puedes usar estos apuntes para estudiar o la página web

página con problemas resueltos

También puedes seguir repasando reacciones químicas con estos dos documentos
reacciones 1
reacciones 2

Sistema periódico y modelos atómicos

Puedes seguir usando los apuntes de la página web o bien los resúmenes de http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Apuntes/apun1B.htm

Debes conocer:

a) ¿Cómo construyó Mendeleieff la tabla periódica?

b) En los modelos atómicos de Thomson, Rutherford y de orbitales tienes que conocer:

        - ¿qué experimentos llevaron a los científicos a crear esos modelos para el átomo?

        - ¿qué experimentos les llevaron a pensar que el modelo podía estar equivocado?

        - Dibujar según los diferentes modelos los átomos conociendo su número atómico y su número másico.

c) En el modelo de capas y orbitales debes conocer:

        - los orbitales que tiene cada capa.

        - La forma de colocar los electrones en las capas y orbitales.

d) Utilizar la configuración para predecir propiedades (ganar o perder electrones, metal - no metal, valencia, situación en la tabla ) de un átomo de número atómico conocido.

Algunos ejercicios:

1.       ¿Qué experimentos clave sirvieron para determinar la configuración o situación de los electrones en la corteza del átomo?. Estos experimentos dieron lugar a los modelos de Thomson, Rutherford y modelo orbital..

2.       Explicar  que orbitales tienen  (y las forma de ellos) de la capa n=1  K    y n=2  L.

3.    Explicar los orbitales de  la cuarta capa electrónica los átomos. n=4 Capa:N.

4.       ¿Porqué los números 2, 6, 10 y 14 ordenan la tabla periódica?

5.       ¿Qué tiene en común la configuración electrónica de los miembros de un grupo o familia?

6.       ¿Qué tiene en común la configuración electrónica de los miembros de un periodo?

7.       ¿Cuál será más grande el átomo de Fluor o el de Cloro?    ¿Cuál será más grande el átomo de Potasio o el de Calcio?

8.       Qué átomo necesitará más energía para ionizarse ¿el Potasio o el Cloro?  

9.      Indicar las partículas que componen los átomos de:

²³₁₁ Na^{+       37}₁₇ Cl^-      y  ⁴⁰₁₈Ar   Indicar la configuración electrónica de estos átomos.

10.   Indicar la configuración electrónica de los átomos de  Be, Mg y Ca. ¿Es lógico que formen un mismo grupo o familia en la tabla periódica?

11.   ¿La configuración electrónica de los gases nobles que tiene de especial?

12.   Tenemos un átomo de Aluminio. Escribir su configuración electrónica. Escribir la configuración electrónica de un átomo que tenga propiedades parecidas al Aluminio. Comprueba el resultado en la tabla periódica.

13.   Indica si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, en estado excitado, o si no son válidas.

1s2 2s2 2p3 3s1	3s1	1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1	1s2 2s3 2p6 3s3	1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 4s1

14.  El     Na        tiene A=23 y Z=11     tiene ...... protones, ...... neutrones y ..... electrones. Su configuración electrónica es: …….

Pertenece a la zona ....... grupo ...... y período .....  . ¿Por qué?

15.  La masa atómica del cobre es de 63,546 u. Los dos isótopos de cobre que se encuentran en la naturaleza tienen las siguientes masas: , 62,9298 u; , 64,9278 u. Calcula el porcentaje de  cada uno que se encuentra en la naturaleza.

16.    El elemento Z=81 tiene dos isótopos con 122 y 124 neutrones, cuya abundancia es de 29,5% y 70,5% respectivamente. Identifica el elemento y calcula la masa atómica que aparece en la tabla.

17.  Dada la configuración electrónica externa 3p⁴ , Sabiendo que la configuración dada pertenece a un átomo neutro, ¿a qué zona, grupo y período pertenece? ¿Por qué? ¿De qué elemento se trata?

18.  Dados dos átomos, el X (Z = 11 y A = 23) y el Y (Z = 35 y A = 80)
Averiguar nº de protones, nº de neutrones, nº de electrones, Configuración electrónica periodo grupo, indicar si son metales o no metales.

19.  Dados dos átomos: el A y el B de nº atómico 19 y 9 respectivamente. Averiguar
a) configuración electrónica b) periodo y grupo c) tipo de ión que formará

20. Escribe la configuración electrónica del Radio (Z = 88). ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

2. Escribe la configuración electrónica del 74W. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

3. Escribe la configuración electrónica del 94Pu. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

4. Escribe la configuración electrónica del 52Te2-. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

5. Escribe la configuración electrónica del 78Pt2+. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

2 Reacciones químicas.

Vamos a seguir repasando. Ahora las reacciones químicas.

2. Reacciones químicas. Estequiometría

Como siempre puedes usar la página web o los apuntes de http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Apuntes/apun1B.htm En la reacción hay que señalar una serie de aspectos importantes: ·         Aparecen los reactivos separados de los productos  separados por una flecha que indica el sentido de la reacción (si aparecen dos flechas en sentidos opuestos la reacción es “reversible”). ·         La reacción está igualada de manera que los átomos son los mismos en la derecha e izquierda.  Esto obliga a que el número de moléculas que intervienen haya que buscarlo por tanteo. Los coeficientes estequiométricos  es la cantidad (en número) de cada sustancia que interviene en la reacción. La fórmula de cada molécula no se puede cambiar ya que cambiaríamos de sustancia. ·         Una vez que sabemos la cantidad de cada sustancia podemos averiguar los gramos de forma sencilla.  Con la tabla periódica averiguamos las masas molares y con ellas los gramos de cada sustancia que intervienen. ·         Para averiguar los volúmenes  de cada sustancia que intervienen tenemos dos posibilidades. Si son gases podemos utilizar la fórmula p.V=n.R.T ; siempre podemos utilizar (si la conocemos) la densidad para averiguar el volumen conociendo la masa y viceversa. ·         Las cantidades que ponemos en una reacción química puede ocurrir qué no estén en la proporción correcta que viene dada por los coeficientes. Un trabajo previo importante es averiguar si la proporción es correcta y localizar el reactivo que está en exceso. En los datos del reactivo que está en exceso lo primero que habrá que hacer es calcular lo de verdad reacciona. El reactivo que no está en exceso se llama limitante. ·         Algunos datos de los problemas pueden venir en  gramos o en litros. Siempre se pueden calcular los moles para utilizar la reacción. ·         Algunos reactivos  pueden ser impuros o mezclas. Habrá que calcular siempre la cantidad de producto puro que disponemos. Con la cantidad pura y los porcentajes podré calcular la cantidad real. Por ejemplo.  En el motor Renault de la foto se han quemado 100L de combustible con un rendimiento del 95%. Cuantos L de dióxido de carbono en las condiciones de la carrera se han producido. a) Sabemos en la reacción que 2 moles de gasolina producen 16 moles de dióxido de carbono. b) Hemos quemado 100 L de gasolina. Su densidad es 0,7 kg/L   Es decir hemos quemado 100.0,7=70kg = 70000g de gasolina c)El rendimiento es del 95%, es decir se han quemado solo 66500g de gasolina. d) La masa molar media de la gasolina es 114g , por tanto la cantidad de sustancia (moles) es  66500/114= 583 moles. e) Si 2 moles producen 16 de dióxido; 583 moles producirán 4670 moles de dióxido de carbono. f) Para calcular los L utilizo la ley de los gases con p =1 atm; t=20ºC ;  V= 4670. 0,082 . 293 / 1 = 112000 L se han producido. g) También puedo conocer los g de dióxido de carbono M=48g    4670.48= 224000g =224 kg CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS IES La Magdalena. Avilés. Asturias 1.    A 400 0C el nitrato amónico se descompone en monóxido de dinitrógeno y vapor de agua. a)    Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso. b)    Calcular los gramos de agua que se formarán en la descomposición de 8,00 g de nitrato amónico. Sol: a) NH4NO3  à  N2O + 2 H2O ; b) 3,60 g de H2O 2.    El carbonato cálcico reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua a)    Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso. b)    ¿Qué volumen de dióxido de carbono medido a 20 0C y 700 mm de Hg se desprenderá cuando reaccionen 10,0 g de carbonato de calcio? Sol: a) CaCO3  + 2 HCl à CaCl2 + CO2 + H2O; b) 2,6 L de CO2 3.    Se trata un exceso de hidróxido de sodio en disolución con 1,12 L de cloruro de hidrógeno gaseoso medidos a 30 0C y 820 mm de Hg a)    Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso b)    ¿Qué peso de NaCl se obtendrá supuesta completa la reacción? Sol: a) NaOH + HCl à NaCl + H2O; b) 2,85 g de NaCl 4.    Se queman 5 litros de metano (gas). Calcular los litros de oxígeno necesarios y el volumen de dióxido de carbono obtenido si todos los gases se miden en las mismas condiciones de P  y T Sol: a) 10 litros de O2 ; 5 litros de CO2 5.    En el proceso Mond para purificar el níquel se produce el níquel tetracarbonilo , Ni (CO)4 , mediante la reacción Ni + 4 CO à Ni (CO)4 a)    Calcular el volumen de monóxido de carbono necesario para combinarse con 1 kg de níquel si se supone medido a 300 0 C y 2 atm de presión. b)    Una vez terminada la reacción se determina la cantidad de Ni (CO)4 obtenida, obteniéndose 2 326,2 g ¿Cuál es el rendimiento del proceso? Sol: a) 1600 litros de CO; b) 80% 6.    En la síntesis del amoniaco: Nitrógeno + Hidrógeno à Amoniaco, reaccionan 10 g de nitrógeno. Calcular el volumen de amoniaco obtenido (medido en c.n.) si el rendimiento del proceso es del 40 %. Sol: 6,4 litros de NH3 7.    El ácido nítrico se puede preparar por reacción entre el nitrato de sodio y el ácido sulfúrico según la siguiente reacción: Nitrato de sodio  + Ácido sulfúrico à Sulfato de sodio  + Ácido nítrico Si se quieren preparar 100 g de ácido nítrico ¿qué cantidad de  ácido sulfúrico se debe emplear suponiendo un rendimiento del 70 % para el proceso? Sol : 111,1 g de H2SO4 8.    En un recipiente se introducen  1,5 litros de propano (C3H8) y 10 litros de oxígeno y se inicia la combustión de la mezcla. a)    ¿Cuál es el reactivo limitante? b)    ¿Cuál será la composición de la mezcla final? Sol: a) Reactivo limitante: C3H8 b) 4,5 L CO2 ( 34,6 % vol)  6,0 L H2O (g) (46,2 % vol), 2,5 L O2 19,2% vol) 9.    Se mezclan 2 L de cloro gas medidos a 97 0 C y 3 atm con 3,45 g de sodio metal y se dejan reaccionar hasta completar la reacción. Calcular a)    Los gramos de cloruro de sodio obtenidos. b)    Los gramos de los reactivos no consumidos Sol: a) 8,9 g de NaCl b) 8,3 g de Cl2 10.  Con el fin de obtener cloruro de hidrógeno se hacen reaccionar 0,92 moles de ácido sulfúrico y 1,49 moles de cloruro de sodio. a)    Indicar cuál es el reactivo limitante y la cantidad del otro que hay en exceso b)    Calcular la masa de sulfato de sodio obtenida Sol: a) Reactivo limitante: NaCl. Exceso: 16,9 g de H2SO4  b) 105, 8 g 11.  Cuando se calienta una mezcla de clorato potásico y azufre se produce una reacción muy exotérmica que conduce a la formación de cloruro potásico y dióxido de azufre. Si la mezcla contiene 10 g de clorato potásico y 5 g de azufre ¿qué reactivo estará en exceso? ¿qué cantidad de dióxido de azufre se formará? Sol: Reactivo en exceso: S ; 7,8 g de SO2 12.  Calcular la pureza, en % en peso,  de una muestra de sulfuro de hierro(II), sabiendo que al tratar 0,5 g de la muestra con ácido clorhídrico se desprenden 100 mL de sulfuro de hidrógeno gas, medidos a 27 0C y 760 mm de Hg. El otro producto de la reacción es cloruro de hierro(II) Sol: 74 % 13.  Calcular la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato cálcico es del 85,3 % , que se necesita para obtener, por reacción con un exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido de carbono medidos a 18 0C y 752 mm Hg Sol : 48,6 g 14.  En el análisis de una blenda, en la que todo el azufre se encuentra combinado cono ZnS, se tratan 0,94 g de mineral con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa al estado de ácido sulfúrico y éste se precipita como sulfato de bario. Una vez filtrado y secado el precipitado pesa 1,9 g. Calcular el % de ZnS en la muestra analizada. Sol : 84,0% 15.  Si el estaño forma parte de una aleación, y de 1 kg de la misma se obtienen 38,2 g de dióxido de estaño, hallar el % de estaño de la aleación Sol: 3,0% 16.  Una disolución que contiene 0,5 g de de hidróxido de calcio se neutraliza con ácido clorhídrico 0,1 M. Calcular el volumen de ácido necesario Sol:  135 mL de ácido 0,1 M 17.  El ácido sulfúrico reacciona con el peróxido de bario para dar sulfato de bario y agua oxigenada. Calcular el volumen de ácido sulfúrico 4 M necesario para obtener 5,0 g de peróxido de hidrógeno. Sol: 36,8 mL 18.  ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 1,5 M es necesario para reaccionar con 2,5 g de magnesio? Sol: 137,1 mL 19.  El hidróxido de sodio reacciona con el tricloruro de hierro para dar cloruro de sodio y un precipitado pardo de hidróxido de hierro(III) . Si a una disolución de tricloruro de hierro se le añaden 20 mL de disolución 0,75 M de hidróxido de sodio ¿qué masa de hidróxido de hierro(III) se obtendrá? Sol: 0,53 g Y ahora los problemas que puedes intentar: 1..    Ajustar la siguiente reacción química: Azufre sólido (S8) reacciona con difluor  gas (F2) para dar hexafluoruro de azufre  gas(SF6). En que proporción en moles, gramos y litros reaccionan las dos sustancias. Solución:en moles 1:24; en gramos 256:912; en litros 0,128:537 2.    Quemamos 10 g de metano con exceso de oxígeno y se forman 19,8 g de agua y cierta cantidad de dióxido de carbono. Escribe la reacción y ajústala. Con 10 g de metano cuanto oxígeno habrá reaccionado y cuanto agua se debería formar. ¿Cuál será el rendimiento de la reacción? Solución: CH4 + 2 O2-----C O2  +2H2O  39,68g de O2 y 22,5g de H2O.   88% 3.    Calcula la masa de cloruro de plata AgCl que puede obtenerse de 200g de tricloruro de aluminio AlCl3 y la cantidad suficiente de nitrato de plata  AgNO3 de acuerdo con la reacción AgNO3 + AlCl3 ------ 3 AgCl3  +  Al(NO3)3        Solución: 645g 4.    ¿Cuántos gramos de cloro se producirán en la descomposición de 64 g de cloruro de oro (III) AuCl3 en la reacción      AuCl3  ------ Au   +  Cl2.    Solución: 22,4g 5.    La gasolina es una mezcla de hidrocarburos aunque podemos asimilarla en su comportamiento al octano C8H18. Su combustión produce dióxido de carbono que como sabemos contribuye de forma importante al efecto invernadero. Cuantos gramos y litros de este gas produce de media un coche al año.  Solución:280000L 600Kg 6.    En la reacción entre el aluminio sólido y el iodo gas (I2) se produce ioduro de aluminio (AlI3). Si en la reacción utilizamos 1,2  g de aluminio y 2,4 g de iodo ¿Cuál será el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de reactivos sobrarán? ¿Qué cantidad de ioduro de formará? Solución: iodo es el limitante, sobran 0,43 g de aluminio, se forman 3,17g de ioduro. 7.    Se mezclan 10 g de ácido clorhídrico (cloruro de hidrógeno HCl) con 70 g de agua y se forma una disolución cuya densidad a 20ºC es 1,06 g /cm3. Calcula el porcentaje en masa que tiene de ácido, la concentración en g/L y la molaridad (moles/litro). Solución: 12,5%  de ácido; 133 g/L;  3,9 moles/L. 8.    Cuantos gramos de hidróxido sódico (NaOH, sosa caústica) se necesitan para preparar 250 cm3 de una disolución de concentración 0,3 M. Solución: 3g. 9. El zinc reacciona con el ácido clorhídrico (HCl) para dar cloruro de zinc (ZnCl2) e hidrógeno gaseoso (H2). Escribir la reacción y ajustarla. Si reaccionan 2,23 g de Zinc con 100 cm3 de una disolución 0,5M de ácido  ¿sobrará algún reactivo? ¿Cuántos litros de gas se formarán en condiciones normales?. Solución: 2HCl + Zn ----  H2   + ZnCl2  sobra Zn  0,56L de H2. 10. Se quiere obtener 12L de gas de oxígeno en condiciones normales por descomposición térmica de clorato de potasio KClO3.  La reacción solo tiene un rendimiento del 98,5%. ¿Cuántos gramos de clorato de potasio necesito? Escribir la reacción. Solución:   2KClO3 -----   2KCl    +  3O2   44,8 g de clorato 11. Se hacen reaccionar en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110 ºC una mezcla gaseosa compuesta de 5 g de H2 y 10 g del O2 para formar H2O también gaseosa. Escribir la reacción que tiene lugar, el reactivo que sobra, los g de agua que se formarán y  la presión de cada componente de la mezcla una vez realizada la reacción. Solución: 2H2 + O2 ---- 2H2O  Sobra Hidrógeno  11.25g de agua Pagua=14atm PH2=59 atm  12. Cuando arde el carbono con oxígeno se obtiene dióxido de carbono (C02). Calcula lo siguiente al arder 60 g de carbono: a.     La masa de oxígeno necesario. b.    La cantidad de sustancia de dióxido de carbo­no que se forma. 13. El consumo energético diario de un astronauta se basa en 810 g de sacarosa (C12H22011). La reac­ción química que se produce es la siguiente: sacarosa (s) + oxígeno (g)------ dióxido de carbono (g) + agua (g) Escribe la ecuación química correspondiente y cal­cula la masa de oxígeno que necesitará diariamen­te el astronauta. 14. Una de las sustancias que se utiliza para la obten­ción de cristal es el carbonato de sodio (Na2CO3). Pero como este producto es escaso en la naturale­za, se utilizan otras dos que son más abundantes: carbonato de calcio (se encuentra en el mármol) y cloruro de sodio (sal). La expresión del proceso es la siguiente: CaCO3 +NaCl----Na2CO3 + CaCl2 Para que 2 kg de carbonato de calcio reaccio­nen,¿qué cantidad de cloruro sódico se preci­sa? ¿Qué masa de carbonato de sodio obtendre­mos? 15. El hierro se oxida con el oxígeno (O2) y da óxido de hierro (FeO). Para que se oxiden totalmente 279 g de hierro, calcula la cantidad de sustancia de oxígeno que ha reaccionado y la masa del óxido de hierro que se ha formado. 16. Para realizar la electrólisis del cloruro sódico (Na Cl) derretido las productos de la reacción son sodio líquido (Na) y cloro gaseoso (Cl2). Calcula la masa y el volumen del cloro gaseoso (siendo la presión 1 atm y la temperatura 20 0C) que obtendríamos de 585 g de cloruro sódico. 17. Se han hecho reaccionar dentro de un reactor 280 g de nitrógeno (N2) y 280 g de hidrógeno (H2) para obtener amoníaco (NH3). a)¿Cuál es el reactivo limitante? b)¿Cuál es la cantidad de sustancia de amoníaco que se ha obtenido? c)En condiciones normales, ¿cuál será el volumen del amoníaco? 18. Para que 5,6 g de hierro reaccionen con el oxíge­no necesario, ¿qué masa del compuesto Fe3 O4 obtendremos? 19. Cuando se ponen en contacto una 0,5l de una disolución de cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) y un trozo de zinc se produce una reacción que da lugar al cloruro de zinc e hidrógeno. Teniendo en cuenta que la concentración de cloruro de hidrógeno en la disolución es 0,1 mol/l , calcula: a.   La masa de zinc que ha reaccionado. b.   La cantidad de sustancia del hidrógeno obteni­do y su volumen en condiciones normales.  20. Si descomponemos un gas denominado clorato po­tásico (KClO3) mediante calor; podemos obtener oxígeno. Calcula la masa de oxígeno obtenido al descomponer 3 moles de clorato potásico.