1.- Se disuelven 180 gramos de NaOH en 400 gramos

1.- Se disuelven 180 gramos de NaOH en 400 gramos de agua, resultando un
volumen de 432,836 ml. Determinar:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
La densidad de la disolución
La concentración de NaOH en gramos por litro
La concentración molar de NaOH
La concentración de NaOH en % en peso
La concentración molal de NaOH
Las fracciones molares del soluto y disolvente
Masas atómicas: Na = 23 ; O = 16 ; H = 1
SOLUCIÓN
a. La densidad de la disolución son los gramos de disolución por unidad de
volumen de la disolución
Gramos disolución = 180 + 400 = 580 gramos
Densidad = 580/432,836 = 1,340 g/ml
b. La concentración en gramos por litro son los gramos de soluto por litro de
disolución
Concentración g/l = 180 g/0,432836 l = 415,862 gramos soluto/litro disolución
c. La concentración molar M son los moles de soluto por litro de disolución
Masa molecular NaOH = 23 + 16 + 1 = 40
Moles de soluto = 180/40 = 4,5 moles NaOH
Molaridad M = 4,5 moles/0,432836 l = 10,397 M
d. La concentración en % en peso es los gramos de soluto por cada 100 de
disolución
% en peso = 180 g soluto/580 g disolución · 100 = 31,034 %
e. La concentración molal m son los moles de soluto por kilogramos de disolvente
Molalidad m = 4,5 moles soluto/0,4 kg soluto = 11,25 m
f. Las fracciones molares de soluto y disolvente son, respectivamente moles
soluto/moles totales y moles disolvente/moles totales
Masa molecular H2O = 2 + 16 = 18
Moles de H2O = 400/18 =22,222
Moles totales = 4,5 + 22,222 = 26,722
Fracción molar soluto = 4,5/26,722 = 0,168
Fracción molar disolvente =22,222/26,722 = 0,832
2.- Se mezclan en un recipiente 20 gramos de nitrógeno con 30 gramos de oxígeno
alcanzando a 270ºC una presión de 700 mm. Calcular:
a.
b.
c.
d.
La densidad de la mezcla
La concentración de cada gas en % en peso
Las fracciones molares de cada gas
Las presiones parciales de cada gas
Masas atómicas: N = 14 , O = 16
SOLUCIÓN
a. La densidad de la mezcla son los gramos de mezcla por litro de mezcla (no
confundir con la concentración en gramos de un gas por litro de mezcla)
Moles N2 = 20/28 =0,7142
Moles O2 = 30/32 = 0,9375
Moles mezcla = 1,6517
Presión en atmósferas = 700/760 = 0,921
PV = nRT
Volumen mezcla = nRT/P = 1,6517·0,082·(273+270)/0,921 =
79,852 litros
Densidad mezcla = 50 g/ 79,852 l = 0,626 gramos mezcla/litro mezcla
b. El % en peso de un gas son los gramos de gas por cada 100 de mezcla
% en peso de N2 = 20/50 · 100 = 40 %
% en peso de O2 = 30/50 · 100 = 60 %
c. La fración molar de un gas es moles gas/moles totales
Fracción molar N2 = 0,7142/1,6517 = 0,4324
Fracción molar O2 = 0,9375/1,6517 = 0,5676
d. Presión parcial de un gas en la mezcla es lo que contribuye a la presión total. Se
calcula
Pi = Fracción molar·Presión total ; o bien Pi = niRT/V
Presión parcial N2 = 0,4324 · 700 = 302,68 mm
Presión parcial O2 = 0,5676 · 700 = 397,32 mm
JUNIO 2002 OPCIÓN 1 PREGUNTA 4
3.- El carbonato de calcio sólido reacciona con una disolución de ácido clorhídrico
para dar agua,cloruro de calcio y dióxido de carbono gas. Si se añaden 120 ml de la
disolución de ácido clorhídrico, que es del 26,2 % en masa y tiene una densidad de
1,13 g/ml, a una muestra de 40,0 g de carbonato de calcio sólido, ¿cuál será la
molaridad del ácido clorhídrico en la disolución cuando se haya completado la
reacción? (Suponga que el volumen de la disolución permanece constante). Masas
atómicas: Carbono = 12; oxígeno = 16; calcio = 40; cloro = 35,5; hidrógeno = 1 (2,5
puntos)
SOLUCIÓN
El proceso químico que tiene lugar es el siguiente:
Masa molecular del CaCO3 = 40 + 12 + 3·16 = 100
Masa molecular del HCl = 1 + 35,5 = 36,5
Moles de carbonato de calcio = 40,0/100 = 0,4 moles, que precisan: 0,4·2 = 0,8 moles
de HCl
Se añaden 120 ml · 1,13 g/ml = 135,6 g de disolución. Es decir: 135,6 · 26,2/100 =
35,5272 g de HCl puro.
Por tanto, se añaden: 35,5272/ 36,5 = 0,9733 moles HCl
Quedarán en los 120 ml: 0,9733 moles añadidos - 0,8 moles consumidos = 0,1733
moles HCl
Y la Molaridad será: M = 0,1733/0,120 = 1,44 M
SEPTIEMBRE 2002 OPCIÓN 1 PREGUNTA 4 APARTADO A
4.- Se desean preparar 500 mi de una disolución de amoniaco 1,20 M a partir de una
disolución de amoniaco del 27,3 % en peso y de 0,900 g/ml de densidad. Calcule el
volumen que hay que tomar de la disolución del 27,3 %. Masas atómicas: nitrógeno =
14; hidrógeno = 1. (1 punto)
SOLUCIÓN
Masa molecular NH3 = 14 + 3·1 = 17
Moles NH3 necesarios = 0,5· 1,2 = 0,6 moles
Gramos necesarios NH3 = 0,6·17 = 10,2 gramos
Gramos de disolución del 27,3% = 10,2· 100/27,3 = 37,3626 gramos
Volumen en ml de disolución del 27,3% = 37,3626/0,9 = 41,5144 ml
JUNIO 2003 OPCIÓN 1 PREGUNTA 4
5.- En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos:
36,23 % en masa de HCl, densidad 1,180 g/cm3. Calcule: a) la molaridad y la fracción
molar del ácido. b) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para
preparar un litro de disolución 2 molar. Masas atómicas: H = 1,0; Cl = 35,5 (2,5
puntos)
SOLUCIÓN
Tomando un litro de disolución:
Gramos de disolución = 1,180 g/cm3 · 1000 cm3 = 1180 gramos disolución/litro
Gramos de soluto = 1180 gramos · 36,23 % = 427,514 gramos de HCl
Gramos de disolvente = 1180 - 427,514 = 752,486 gramos de H2O
Masa molecular HCl = 35,5 + 1 = 36,5
Masa molecular H2O = 2 + 16 = 18
Moles soluto = 427,514/36,5 = 11,71 moles HCl/litro = Molaridad
Moles de disolvente = 752,486/18 = 41,80 moles H2O/litro
Moles totales = 11.71 + 41,80 = 53,51 moles
Fracción molar del HCl = 11,71/ 53,51 = 0, 2188
En 1 litro de disolución 2 molar hay 2 moles de HCl, es decir, 2 · 36,5 = 73 gramos de
HCl, que corresponden a 73 · 100/36,23 = 201,49 gramos de disolución
Por tanto el volumen = 201,49/1,180 = 170,75 cm3
También como la molaridad de la disolución concentrada es 11,71, podemos calcular el
volumen:
2/11,71 = 0,17079 litros = 170,79 cm3
SEPTIEMBRE 2003 OPCIÓN 1 PREGUNTA 5 APARTADO B
6.- Se dispone de una botella de ácido acético que tiene los siguientes datos: densidad
1,05 g/ml, riqueza en masa 99,2 %. Calcule el volumen que hay que tomar de esta
disolución para preparar 500 mL de disolución de ácido acético 1,0 M. Masas
atómicas: Carbono = 12; oxígeno = 16; hidrógeno = 1. (1 punto)
SOLUCIÓN
En 500 ml de disolución 1,0 M hay 0,5 x 1 = 0,5 moles de ácido acético
Masa molecular del CH3-COOH = 24+32+4 = 60
Gramos de ácido acético = 0,5 x 60 = 30 gramos de ácido puro
Gramos de disolución del 99,2% = 30 x 100/99,2 = 30,242 gramos de disolución
Y para una densidad de 1,05 gr/ml el volumen será = 30,242/1,05 = 28,802 ml
SEPTIEMBRE 2005 OPCIÓN 1 PREGUNTA 5. APARTADO A
7.- Para preparar 0,50 litros de disolución de ácido acético 1,2 M se dispone de un
ácido acético comercial del 96 % de riqueza en peso y densidad 1,06 g/ml. Calcule el
volumen de disolución de ácido acético comercial necesario para preparar la
disolución deseada. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16 (1 punto)
SOLUCIÓN
Masa molecular CH3-COOH = 60
Masa de ácido puro en los 0,5 litros 1,2M = 0,5 x 1,2 x 60 = 36 gramos
Masa de disolución concentrada que se necesita = 36 x 100/96 = 37,5 gramos de
disolución
Volumen de la disolución concentrada = 37,5/1,06 = 35,377 ml
SEPTIEMBRE 2005 OPCIÓN 2 PREGUNTA 5
8.- Se dispone de 20 ml de una disolución de cloruro de cromo (III) que es 0,50 M. a)
¿Cuántos gramos de cloruro de cromo (III) contiene? Si a la disolución anterior le
añadimos agua destilada hasta tener un volumen total de 1 litro: b) Calcule la nueva
concentración c)¿Qué masa de cloruro de cromo (III) contiene la disolución diluida?
Masas atómicas: Cloro = 35,5; cromo = 52 (2,5 puntos)
SOLUCIÓN
Masa molecular del CrCl3 = 158,5
a) Moles de CrCl3 en la disolución 0,020 litros x 0,5 M = 0,01 moles
Masa de CrCl3 = 0,01 x 158,5 = 1,585 gramos
b) La concentración nueva al tener 0,01 moles en 1 litro será 0,01 M
c) La masa de CrCl3 no ha variado (se ha añadido agua) = 1,585 gramos
9.- El aluminio metálico reacciona con el ácido sulfúrico de una disolución del ácido
para dar sulfato de aluminio e hidrógeno gaseoso. Masas atómicas: Hidrógeno = 1;
Aluminio = 27; Azufre = 32; Oxígeno = 16
a. Escribir y ajustar la reacción correspondiente
b. Si disponemos de 0,5 litros de una disolución 0,8 M en ácido sulfúrico. ¿Qué
cantidad de aluminio se necesita para consumir todo el ácido?
c. Si añadimos 5,4 gramos de aluminio a 300 ml de disolución 1,5 M. ¿Cuál será
la molaridad en ácido sulfúrico de la disolución resultante?
d. Si añadimos 5,4 gramos de aluminio a 300 ml de ácido 1,5 M de ácido
¿Cuántos moles y gramos de sulfato de aluminio se obtendrán y cuál será la
molaridad en Al2(SO4)3?
e. Calcular la mínima masa de aluminio y el mínimo volumen de disolución 0,6
M de ácido sulfúrico que se necesita para obtener un volumen de 10 litros de
hidrógeno medido a 27ºC y 740 mm, suponiendo que el rendimiento para la
obtención de hidrógeno es del 80%
SOLUCIÓN
Escribir y ajustar la reacción correspondiente (recuerda que es imprescindible
dominar la formulación):
2 Al (s) + 3 H2SO4 (sol)
Al2(SO4)3 (sol) + 3 H2 (g)
Si disponemos de 0,5 litros de una disolución 0,8 M en ácido sulfúrico. ¿Qué
cantidad de aluminio se necesita para consumir todo el ácido?
Moles de ácido disponibles = 0,5 · 0,8 = 0,4 moles de H2SO4
Como según la estequiometría de la reacción se consumen 3 moles de ácido por
cada 2 átomos gramo de aluminio:
0,4 · 2/3 = 0,27 moles de aluminio;
Es decir: 0,27 · 27 = 7,29 gramos de aluminio
Si añadimos 5,4 gramos de aluminio a 300 ml de disolución 1,5 M. ¿Cuál será la
molaridad en ácido sulfúrico de la disolución resultante?
Átomos gramos de aluminio añadidos = 5,4/27 = 0,2 moles
Moles disponibles de ácido sulfúrico = 0,3 · 1,5 = 0,45 moles de H2SO4
Moles que se consumen de ácido = 0,2 · 3/2 = 0,3 moles de H2SO4
Moles que quedan de ácido en la disolución = 0,45 - 0,3 = 0,15 moles de H2SO4
La molaridad M = 0,15/0,3 = 0,5 M
Si añadimos 5,4 gramos de aluminio a 300 ml de ácido 1,5 M de ácido ¿Cuántos
moles y gramos de sulfato de aluminio se obtendrán y cuál será la molaridad en
Al2(SO4)3?
En la disolución disponemos de 0,2 átomos gramo de aluminio y de 0,45 moles
de ácido, por lo que, teniendo en cuenta la relación estequiométrica, el reactivo
limitante es el alumnio, es decir:
Moles de sulfato de aluminio = 0,2 · 1/2 = 0,1 moles de Al2(SO4)3
Masa molecular del Al2(SO4)3 = 342 g/mol
Gramos de Al2(SO4)3 = 0,1 · 342 = 34,2 gramos
Molaridad en Al2(SO4)3 M = 0,1/0,3 =0,33 M
Calcular la mínima masa de aluminio y el mínimo volumen de disolución 0,6 M de
ácido sulfúrico que se necesita para obtener un volumen de 10 litros de hidrógeno
medido a 27ºC y 740 mm, suponiendo que el rendimiento para la obtención de
hidrógeno es del 80%
Cálculo de los moles de H2: PV =nRT 740/760 · 10 = n · 0,082 (273 + 27) n = 0,396
moles de H2
Según la estequiometría por cada 2 átomos gramo de aluminio se obtienen 3 moles de
hidrógeno, pero como el rendimiento es del 80 % sólo se obtendrán 3 · 0,8 = 2,4 moles
de H2; es decir:
Átomos gramos de aluminio que se necesitan = 0,396 · 2/2,4 = 0,33 at.g Al
Gramos de Al = 0,33 · 27 = 8,91g Al
Según la estequiometría de la reacción por cada 3 moles de H2SO4 se obtienen 3 moles
de H2, pero con el rendimiento del 80 % sólo se obtendrán 2,4, es decir:
Moles necesarios de H2SO4 = 0,396 · 3/2,4 = 0,495 moles H2SO4
Volumen disolución 0,6 M de H2SO4 necesario = 0,495/0,6 = 0,825 litros = 825 ml
SEPTIEMBRE 2003 OPCIÓN 1 PREGUNTA 4
10.- Se dispone de una mezcla de 2,4 g de cloruro de sodio y 4,5 g de cloruro de
calcio. Se disuelve en agua y a la disolución se añade nitrato de plata 0,50 M hasta
conseguir la precipitación total del cloruro de plata, que se filtra, se lava con agua y
se seca. a) Calcule la masa de sólido obtenido, b) Calcule el volumen de disolución de
nitrato de plata utilizado. Masas atómicas: Cloro =35,5; sodio = 23; calcio = 40; plata
=108. (2,5 puntos)
SOLUCIÓN
a. Masa molecular NaCl = 23 + 35,5 = 58,5
Masa molecular CaCl2 = 40 + 71 = 111
Masa molecular AgCl = 108 + 35,5 = 143,5
Moles NaCl = 2,4/58,5 = 0,041
Moles de CaCl2 = 4,5/111 = 0,041
La masa en gramos de los 0,123 moles de AgCl = 0,123 · 143,5 = 17,651
gramos
b. Se necesitan 0,123 moles de AgNO3
Por tanto el volumen de disolución 0,5 M de AgNO3 necesario será:
V= 0,123/0,5 = 0,246 litros
SEPTIEMBRE 2004 OPCIÓN 1 PREGUNTA 4
11.- Se mezclan 3 litros de oxígeno (O2), medidos a 87ºC y 3,0 atmósferas, con 7,30 g
de magnesio metálico y se dejan reaccionar para formar óxido de magnesio.
Suponiendo que la reacción es completa, calcule: a) Qué reactivo está en exceso. b)
Los moles de este reactivo que quedan sin reaccionar. c) La masa de óxido de
magnesio que se forma. Masas atómicas: Oxígeno = 16; magnesio = 24,3 R = 0,082
atm.l.mol-1.K-1 (2,5 puntos)
SOLUCIÓN
Masa molecular de MgO = 24,3 + 16 = 40,3
La reacción ajustada: 2Mg + O2 ==> 2MgO
Moles iniciales de O2 = PV/RT = (3 . 3) / (0,082 . 360) = 0,30 moles
Moles iniciales de Mg = 7,30 / 24,3 = 0,30
a) El reactivo que está en exceso es el O2
b) Moles que reaccionan de O2 = 0,30 Mg . 1 mol O2 / 2 Mg = 0,15 moles
Quedan sin reaccionar 0,15 moles de O2
c) Moles de MgO que se forman = moles de Mg inicales que reaccionan = 0,30 moles
Masa MgO formada = 0,30 . 40,3 = 12,09 gramos
JUNIO 2006 OPCIÓN 2 PREGUNTA 4. APARTADO A
12.- Determina el volumen de oxígeno, recogido a 25ºC y 1 atm de presión, obtenido a
partir de 14,2 g de KClO3 a través de la reacción
KClO3 (s)
KCl (s) + O2
Masas moleculares: M(K) = 39,1 g/mol, M(Cl) = 35,5 g/mol, M(O) = 16,0 g/mol
R= 0,082 atm.l.mol-1.K-1 (1 punto)
SOLUCIÓN
Masa molar KClO3 = 39,1+35,5+48= 122,6 g/mol
Moles iniciales KClO3 = 14,2/122,6 = 0,1158 moles
Reacción ajustada: KClO3 (s)
KCl (s) + 3/2 O2
Por cada mol de KClO3 que se descompone se producen 3/2 moles de O2, por tanto el
número de moles de O2 será: 0,1158 x 3/2 = 0,1736 moles O2
El volumen de O2: V = nRT/P = (0,1736 x 0,082 x 298)/1 = 4,2421 litros
SEPTIEMBRE 2006 OPCIÓN 1 PREGUNTA 4
13.- Determinar los gramos de hierro que se obtienen de la reacción de 175,0 g de
Fe3O4 y 105,6 g de CO a través de la reacción
Fe3O4 (s) + CO (g)
Fe (s) + CO2 (g)
Masas molares: M(Fe) = 55,8 g/mol, M(C) = 12,0g/mol, M(O) =16,0 g/mol (2,5
puntos)
SOLUCIÓN
La reacción ajustada:
Fe3O4 (s) + 4 CO (g)
Fe (s) + 4 CO2 (g)
Masa molar de Fe3O4 = 167,4 + 64 = 213,4 g/mol
Masa molar de CO = 12 + 16 = 28 g/mol
Masa molar de Fe = 55,8 g/mol
Según la reacción:


por cada 213,4 g de Fe3O4 se obtendrían 55,8 g de Fe y con 175,0 g de Fe3O4 se
obtendrían: 55,8x175/213 = 45,845 g de Fe
por cada 4x28 = 112 g de CO se obtendrían 55,8 g de Fe y con 105,6 g de CO se
obtendrían: 55,8x105,6/112 = 52,611 g de Fe
Por tanto, el reactivo limitante es el Fe3O4 y el que está en exceso el CO
En definitiva, se obtendrán: 45,845 g de Fe
SEPTIEMBRE 2003 OPCIÓN 2 PREGUNTA 5
14.- Uno de los compuestos que contribuyen al olor de numerosos productos lácticos,
como la leche o el queso cheddar, es una cetona. La combustión de 3,0 g de este
compuesto produjo 8,10 g de dióxido de carbono y 3,33 g de agua. Sabiendo que el
compuesto sólo contiene carbono, hidrogeno y oxígeno, calcule su fórmula empírica
Masas atómicas: Carbono = 12; hidrógeno = 1; oxígeno = 16. (2,5 puntos)
SOLUCIÓN
Masa molecular del CO2 = 44
Masa molecular del H2O = 18
Gramos de C en 8,10 gramos de CO2 = 8,10 · 12/44 = 2,20909
Gramos de H en los 3,33 gramos de H2O = 3,33 · 2/18 = 0,37
Resto hasta los 3,0 gramos de sustancia son de O = 3- 2,20909 - 0,37 = 0,42091 gramos
de O
Los correspondientes moles para cada uno de los elementos son:
moles de C = 2,20909/12 = 0,18409
moles de H = 0,37/1 = 0,37
moles de O = 0,42091/16 = 0,02631
Dividiendo por el menor para hallar el números de átomo de cada elemento en relación
al menor:
0,18409/0,02631 = 7 átomos de C por cada uno de O
0,37/0,02631 = 17 átomos de H por cada uno de O
En definitiva, la fórmula empírica resultante es C7H14O
JUNIO 2005 OPCIÓN 1 PREGUNTA 5
15.- Un compuesto orgánico contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno.
Cuando se queman 8 g del compuesto se obtienen 15,6 g de CO2 y 8 g de H2O en el
análisis de los productos de la combustión. Su masa molecular es 90. Calcule: a) su
fórmula empírica y b) su fórmula molecular. Masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0; O =
16 (2,5 puntos)
SOLUCIÓN
Masa molecular CO2 = 12 + 16x2 = 44
Masa molecular H2O = 2x1 + 16 = 18
Cálculo del número de gramos de cada elemento por cada 8 gramos de sustancia:



Gramos de C en el CO2 = 15,6 x 12/44 = 4,2545 g
Gramos de H en el H2O = 15,6 x 2/18 = 0,8889 g
Resto hasta 8g son de O = 8 - 4,2545 - 0,8889 = 2,8566
Cálculo de la relación de moles por cada 8 gramos de sustancia:



moles de C = 4,2545/12 = 0,3545
moles de H = 0,8889/1 = 0,889
moles de O = 2,8566/16 = 0,1785
Dividiendo por el menor para hallar la relación con respecto al que menos moles tiene:



Para el C = 0,3545/0,1785 = 2
Para el H = 0,8889/ 0,1785 = 5
Para el O = 0,1785/0,1785 = 1
a) La formula empírica es: C2H5O
b) Calculamos la fórmula molecular (C2H5O)n
(12x2 + 1x5 + 16)n = 90; 45n = 90; n = 2
Por tanto, la formula molecular es: C4H10O2
JUNIO 2006 OPCIÓN 2 PREGUNTA 4
16.- Por calentamiento de una muestra de 2,00 g de magnesio en presencia de
nitrógeno puro en exceso se obtienen 2,77 g de un compuesto que solo contiene
magnesio y nitrógeno. Determina la fórmula empírica de este compuesto. Masas
moleculares: M(Mg) = 24,3 g/mol; M(N) = 14,0 g/mol
SOLUCIÓN
Por cada 2,77 gramos del compuesto, contiene 2 gramos de magnesio y 0,77 gramos de
nitrógeno. Hallamos cuántos moles son en cada uno de los elementos:
moles N = 0,77/14 = 0,055
moles Mg = 2/24,3 = 0,0823
Dividimos por el menor para hallar la relación con respecto a 1:
0,055/0,055 = 1 átomos de N
0,0823/0,055 = 1,5 átomos de Mg por cada 1 de N
Multiplicamos por 2 para que resulten números enteros, con lo que será: Mg3N2