Fracción molar y Normalidad

Soluciones

1- Determina la fracción molar de cada uno de los componentes en 70 grs de una solución acuosa que contiene 26 grs de glicerina ( C3O3H8) y 20  grs de Acetona (C3OH6) 

MM Glicerina=  92 grs/mol 

MM Acetona =  58 grs/mol 

MM H2O = 18 grs/ mol 

Desarrollo: 

Como nos dicen que la solución tiene 70 grs debemos restarle los 26 de glicerina y 20 de acetona para saber los grs de agua. 

70 grs solución - 46 grs = 24 grs de agua 

Debemos transformar a moles las especies. 

Glicerina: 26 grs / 92 grs/mol = 0,282 moles de Glicerina  

Acetona : 20 grs / 58 grs/mol = 0,344 moles de Acetona 

Agua : 24 grs / 18 grs/mol = 1,3 moles de agua 

Sumatoria de moles = 0,282 + 0,344 + 1,3 = 1,926 

x= moles especie / moles totales 

Glicerina = 0,282 / 1,926 = 0,146 

Acetona = 0,344 / 1,926 = 0,178 

Agua = 1,3 / 1,926 =  0,674 

Para poder corroborar si las fracciones molares están correctas , debemos saber que la Suma de todas las fracciones molares es 1, es decir, x1 + x2 + x3 = 1 

Procedemos =  0,146 + 0,178 + 0,674 = 0,998 -----> aprox.  1 (El uso de decimales) 

Nuestras fracciones molares estas correctas. 

2- Se dispone de una solución acuosa de carbonato de potasio al 69% p/p y densidad 1,12 g/ml. 

Calcular: 

a) Molaridad 
b) Molalidad 
c) Fracción molar 
d) Normalidad 

Desarrollo: 

Para calcular la molaridad de la solución utilizamos la formula: 

M= % p/p x D x 10 / MM 

Antes de evaluar debemos saber que el Carbonato es CO3 (carga negativa -2) y el potasio pertenece al grupo I por lo tanto tiene valencia +1, necesitamos 2 potasio 

El carbonato de potasio es: K2CO3 , Cuya masa molar es 138 grs/mol 

Evaluamos: 

M= 69%p/p x 1,12 grs/ml x 10 /138 

a) La molaridad de la solución es 5,6 Molar 

Ahora nos piden Molalidad que se define como: 

m= moles de soluto / Kg de solvente 

Para esto utilizamos el porcentaje 69% p/p que nos dice que hay 69 grs en 100 grs de solución. 

Solución - soluto = Solvente 

100 grs - 69 grs = 31 grs de solvente 

Calculamos los moles de soluto    n= 69 grs / 138 grs/mol = 0,5 moles de K2CO3 

Ahora los gramos los pasamos a Kg 

31 grs : 1000 = 0,031 Kg 

Solo evaluamos: 

m= 0,5 moles / 0,031 Kg 

b) La concentración es  16,12 molal  

Ahora nos piden la fracción molar  

X= moles de soluto o solvente / moles totales 

Como nos dice acuosa utilizamos el H20 y calculamos sus moles 

- n= 31grs / 18 grs/mol = 1,72 moles de H20 

Realizamos Sumatoria :  1,72 moles de H2O + 0,5 moles de K2CO3 =  2,22 moles totales 

Evaluamos: 

X= 0,5 moles / 2,22 moles totales 

c) La fracción molar es 0,22 

Ahora nos piden Normalidad que se define como: 

N= equivalentes- gramos / Litros de solución o También Molaridad x A (CARGA) = N  

Sabemos que el K2CO3 Es una sal entonces podemos ocupar su disociación +2  por lo tanto la carga es 2 

y como tenemos su molaridad solo queda Evaluar 

N= 5,6 Molar x 2 

d) 11,2 Normal 


3- Se tienen 2 litros de una solución acuosa de 0,2 M de Ácido Sulfurico (H2SO4). Calcular

a) Moles en solución
b) Normalidad

Desarrollo: 

Para calcular moles solo debemos usar la Formula de Molaridad 

M= moles de soluto / litros solucion 

M x litros = moles 

evaluamos: 

0,2 M X 2 litros = ?

a) se tiene 0,4 moles de ácido sulfúrico

para calcular los equivalentes-gramos utilizaremos una formula: 

moles x carga (Ácido) = Equivalentes-gramos  

evaluamos: 

0,4 moles x 2 (2 H+) = 0,8 Equivalentes-gramos 

Si recordamos Normalidad es 

N= equivalentes-gramos/ litros solucion 

Evaluamos 

N= 0,8 equivalentes-gramos/2 

N= ? 

b) La solución se encuentra 0,4 Normal 

Corroboramos : Sabemos también que  Normalidad = Molaridad x Carga 

N= 0,2 M x 2 

N= 0,4 Normal 

Nota: cualquiera de los caminos es valido. 

Nota: Salvo error o duda dejar en los comentarios. 

Reactivo limitante

Estequiometria

Tema: Reactivo limitante

1- Si se hacen reaccionar bajo condiciones adecuadas 2 grs de Hg(NO3)2 con 2 grs de Na2S, de acuerdo a la siguiente reacción. PA:  Hg: 200,6 , Na: 23 , N:14 , O:16  uma 

Hg(NO3)2 + Na2S ------------> Hg + NaNO3  

a) Calcule cuantos grs de HgS se forman 

b) ¿Cuantos grs de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? 

Desarrollo:

Siempre! , se debe balancear la ecuación 

Hg(NO3)2 + Na2S ------------> HgS + 2NaNO3  

Como nos piden los grs de HgS , calculamos el Peso atómico de cada uno de los reactantes. 

Na2S= 23 grs x 2 + 32 =  78 grs 

Hg(NO3)2=  200,6 x 1 + 14 x 2 +16 x 6 = 324,6 grs 

Ahora debemos realizar las relaciones estequiometricas para determinar el Reactivo limitante. 

78 grs de Na2S =  324,6 grs Hg(NO3)2

2 grs de Na2S                   x                   

Reaccionaran 8,32 grs de  Hg(NO3)2 . ¿Los tenemos? No solo disponemos de 2 grs 

Ahora lo hacemos con el Na2S 

324,6 grs Hg(NO3)2 = 78 grs de Na2S 

2 grs de Hg(NO3)2                x              

Reaccionaran 0.480 grs de Na2S. ¿Los tenemos? Si disponemos de 2 grs 

Por lo tanto: El reactivo limitante es el Hg(NO3)2 y exceso es Na2S 

Ahora con el limitante debemos hacer las relaciones de los productos para saber cuanto se formara. 

Antes calcular Gramos del HgS : 232,6 grs 

Evaluamos: 

                                                

324,6 grs Hg(NO3)2 = 232,6 grs de HgS

    2 grs Hg(NO3)2                    x                

a) Se formaran 1,433 grs de HgS

para sacar los grs que quedan de reactivo en exceso debemos solo realizar una resta 

grs de reactivo exceso - grs de reactivo exceso que reaccionaran

2 grs de Na2S  - 0,480 grs que reaccionaran Na2S 

b) los gramos de reactivo en exceso que quedan sin reaccionar son 1,52 grs de Na2S 

Nota: Si lo hacen con moles debería dar lo mismo.

2- La reacción entre hidrógeno y oxigeno produce agua. Si los volúmenes de ambos gases se miden en iguales condiciones de presión y temperatura (CNPT) 

a) El volumen de agua si se mezclan 20 Litros de Hidrógeno y 15 Litros de Oxigeno. 

Desarrollo: 

Para poder desarrollar debemos recordar que CNPT nos dice que a 0°C y 1 atm se tienen 22,4 Litros. 

Ahora debemos  Escribir la ecuación de formación del agua.

H2 + 1/2 O2 --------------> H2O 

Entonces ahora debemos realizar las relaciones estequiometricas que son (1:1/2) 

1 mol = 22,4 litros. 

1/2 mol = 11,2 litros.

22,4 litros de H2 = 11,2 litros de O2 

                     20 litros de H2                x                                   

          

Reaccionaran 10 litros de O2. ¿Los tenemos? Si disponemos de 15 litros. 

Ahora con el Hidrógeno 

11,2 litros de O2 = 22,4 litros de H2 

15 litros de O2                 x               

Reaccionaran 30 litros de H2. ¿Los tenemos? No solo disponemos de 20 litros. 

R: El reactivo limitante es el Hidrógeno y exceso el Oxigeno

Ahora utilizamos el reactivo limitante para saber cuantos litros de agua se formaran porque es el primero que se acaba al ocurrir la reacción. 

22,4 litros de H2 = 22,4 litros de H2O

20 litros de H2                       x              

A) Se producirán 20 litros de H20 

Ojo: Esta ultima relación no es necesaria, ya que es 1:1 entonces se formaran la misma cantidad de litros. 

Nota: Solo se puede hacer esto cuando te digan CNPT

3- Dada la siguiente reacción 

25 ml de hidracina (N2H4) de concentración 4 M  reacciona con 25 ml de KBrO3 de concentración 2 M  

a) Determina el reactivo limitante 

Desarrollo: 

Oxido-Reducción 

La reacción ocurre en medio ácido, lo primero que debemos hacer son las semirreacciones 

Partiremos con la Hidrocina lo primero que debemos darnos cuenta si el nitrógeno esta balanceado, en este caso si pero hay 4 hidrógenos que no tenemos en el Nitrógeno molecular (N2), por lo tanto le agregamos 4 protones a la Derecha. 

y en reacciones oxido-reducción deben quedar igualas las cargas a ambos lados como tenemos a la derecha +4 y a la izquierda neutro (0) a la derecha agregamos 4e. 

Ya balanceada comenzamos con el KBRO3 (ionico) 

En este caso el bromo y las cargas están balanceadas, pero no los oxígenos. entonces debemos agregar moléculas de agua (H2O) por cada oxigeno que falta , es decir, debemos agregar 3 H20 

Ya balanceados los oxígenos se nos desbalancea los hidrógenos por lo tanto agregamos 6 protones a la izquierda 

Ya tenemos balanceada la ecuación en especies , pero no en cargas por lo tanto debemos agregar 6e a la izquierda. 

ya balanceadas ambas ecuaciones queda: 

En este caso buscamos el reactivo limitante no necesitamos terminar la reacción redox si no solo saber la transferencia electronica 

al inicio del problemas nos decían que teníamos 25 ml de Hidracina de concentración 4 Molar. Con estos datos calculamos los moles de N2H4  

4 M x 0,025 litros = 0.1 moles de hidracina 

Ahora calculamos los moles de KBrO3 , teníamos 25 ml de concentración 2 Molar 

2 M x 0,025 litros = 0,05 moles de KBrO3 

Para calcular el reactivo limitante lo único que debemos hacer es sacar los equivalentes-gramos de cada especie y el que tenga la menor cantidad es el reactivo limitante. Recordamos 

Moles x A (electrones transferidos) = Equivalentes-gramos 

Dado nuestro redox la hidracina tiene una transferencia de 4 electrones y KBrO3 tiene una de 6 electrones 

Aplicamos la formula 

0,1 moles de hidracina x 4 = 0,4 Equivalente-gramos 

0,05 moles de KBrO3 x 6 = 0,3 Equivalentes-gramos 

El reactivo limitante es el KBrO3 

El ejercicio no lo pide, pero podemos calcular los gramos de reactivo en exceso y eso lo hacemos de la siguiente manera

Equivalentes-gramos Exceso - Equivalentes-gramos Limitante 

0,4 Equivalentes-gramos - 0,3 equivalentes-gramos 

0,1 Equivalente gramos de exceso 

Ahora utilizamos la Formula de : 

PE = grs / Equivalentes-gramos 

Calculamos el Peso equivalente que es 

PE = MM / A (carga) 

MM= N2H4 32 grs/mol 

PE= 32 grs/ mol / 4 

PE= 8 grs/Equivalente-gramos 

Ya ahora solo utilizamos la formula y multiplicamos el PE x los Equivalentes gramos 

8 grs/Equivalentes-gramos x 0,1 Equivalentes-gramos 

Quedan 0,8 gramos de reactivo en exceso. 

Formula Empírica y Molecular

Estequiometria

Tema: Formula Empírica y molecular. 

1- Al realizar un análisis elemental de un compuesto, este indico la siguiente composición  19,3% de Na , y 26,9% de S. Su peso Molecular es 238 grs/mol 

a) Calcular formula empírica

b) Calcular formula molecular 

Desarrollo: 

Se toma una base de un 100% de compuesto , pero en este caso solo hay

 19,3% + 26,9% =46,2%  

Cada vez que no se llegue al 100% lo que falta para llegar es Oxigeno por lo tanto hay un 53,8% de este. 

Na: 19,3% 

S: 26,9% 

O: 53,8% 

Los porcentajes se interpretan como grs 

Na: hay 19,3 grs de sodio 

S: hay 26,9 grs de azufre 

O: hay 53,8 grs de Oxigeno 

Ahora se deben sacar los moles de cada uno de los elementos. 

- Na) 19,3 grs/ 23 grs/mol =  0,839 moles

- S)  26,9 grs/ 32 grs/mol = 0,840 moles 

- O) 53,8 grs/ 16 grs/mol = 3,362 moles 

Ahora la siguiente regla es dividir por el que tenga menor cantidad de moles, en este caso el Na 

Na) 0,839/0,839 = 1 

 S) 0,840/0,839 = 1

O) 3,362/0,839 =  4 

Eso números representan el numero de átomos de cada especie 

a) La formula empírica es NaSO4  

Para calcular la formula Molecular utilizaremos la formula de MM del compuesto / MM empírica

Al inicio del ejercicio nos dice que la MM del compuesto es 238  

y la MM empirica es (23+32+16x4) = 119 grs/mol 

238/119 = 2 

Ese 2 indica el numero de repeticiones de la formula Molecular 

NaSO4 /x2 

B) La formula Molecular es Na2S2O8 

2-  Una muestra de un compuesto que contiene solamente C e H se quema en presencia de oxigeno y se obtuvo 9,24 grs de CO2 y 3,15 grs de H20

a) ¿Cuantos moles de átomos de Carbono y cuantos moles de átomos de hidrógeno contenía la muestra?

b) Calcular formula empírica del compuesto

c) Masa del compuesto que se quemo

Desarrollo: 

Este es un ejercicio Complejo de formula empírica, para hacerlo mas visual tenemos: 

CH + O2 ------------>  CO2 + H2O  (Combustión) 

Sabemos que se obtienen 9,34 grs de CO2 , esos gramos los pasamos a moles 

moles de CO2= 9,34 grs/ 44grs/mol = 0,212 moles de CO2 

Sabemos que se obtienen 3,15 grs de H2O, esos gramos los pasamos a moles

moles de H2O= 3,15grs/ 18grs/mol = 0,175 moles de H2O 

Sabemos que en 1 mol de CO2 hay 0,212 moles , entonces como hay un solo Carbono (C) sabemos que hay 0,212 moles de átomos de C 

Sabemos que en 1 mol de H20 hay 0,175 moles , entonces como hay dos de hidrógeno (H)

Sabemos que hay 0,35 moles de átomos de H 

a) Los moles de C son 0,212 moles y de H son 0,35 moles de átomos. 
Ya obtenidos los moles de C e H , ocupamos nuestra regla de dividir por el que tenga menor cantidad de átomos

C) 0.21 / 0,21 =  1
H) 0,35  /  0,21 =  1,67

No puede quedar con decimales entonces hay que buscar un numero que multiplicado por ese numero me de un numero entero como 1,2,3 ...

En este caso el numero es 3

C) 1 x 3 = 3
H) 1,67x3 = 5

b) La formula empírica es C3H5 

Para calcular la masa del compuesto que se quemo solo se deben sacar los gramos

Masa en grs:  0,21 moles de C x 12 grs/mol + 0,315 moles de H x 1grs/mol

c) Los gramos de compuestos que se quemo es 2,835 grs 


3- Un hidrocarburo tiene la siguiente composición  C: 82,66% y H: 17,34% , su densidad es a 30°C y a 0,1 atm es de 0,2335 g/litros.

a) Calcular Peso molecular del compuesto
b) Calcular formula Empírica
c) Calcular formula Molecular

Desarrollo: 

Para poder desarrollar este ejercicio debemos considerar la Formula: PV= RNT (Ley de gases ideales) 

Sabemos que N es moles , pero también se puede escribir como Grs/Peso atómico

Teniendo en cuenta esto , podemos reescribir la ecuación en busca del peso Atómico

MM = R x grs x T / P x V

Ahora debemos darnos cuenta que tenemos gramos/volumen , eso significa densidad.

MM= R x D x T / P

MM= 0,082 X 0,2335 X 303 / 0,1

a) La masa molecular es 58,015 grs/mol 

Ahora debemos desarrollar los porcentajes que nos entregan al inicio

C) 82,66% = 82,66 grs / 12 grs/mol = 6,88 moles de Carbono

H) 17,34% = 17,34 grs / 1 grs/mol = 17,34 moles de hidrógeno

Utilizamos la regla de dividir por el que tiene menor numero de moles 

C) 6,88/6,88 = 1 
H) 17,34/6,88 = 2,5

Como no puede quedar decimal buscamos un numero para que nos de numero entero , en este caso es 2

C) 1 x 2 = 2
H) 2,5 x 2 = 5

b) La formula empírica es  C2H5 

Ahora utilizamos la formula MM del Compuesto / MM empírica

MM Empírica = 29 grs/mol

58,015 / 29 grs/mol = 2

C2H5 X 2 

c) La formula Molecular es C4H10 

Guía de Ejercicios

   

Guía de ejercicios I 

nota: antes de desarrollar ver ejercicios resueltos(Se encuentran desordenados, para no hacerlos mecánicos)

1. calcular los moles de una solución de NaOH si  se encuentran 35 grs de esta base. (0,875 moles) 
2.  Calcular la Masa molar de las siguientes especies/ CH3COOH-H2SO4-NaSO4
3. El Ácido sulfúrico se encuentra concentrado al 98% p/p (D=1,84 g/ml). Calcular %p/v y molaridad (180,32 % p/v y 18,4 M) 
4. Dada la siguiente ecuación de combustión de grafito 

C (s)+ 02(g) -------------->  CO2(g) 

     a) Si se Tienen 24 grs de C (grafito). ¿Cuantos grs de O2 reaccionaran? (64 grs de 02) 

     5.  Si se hacen reaccionar 4 grs de cobre con 6,3 ml de H2SO4 concentrado (98% p/p , D=1,84 g/ml , de acuerdo a la siguiente reacción sin balancear. 

Cu + H2SO4 ----------> CuSO4 + SO2 + H20 

      a) Calcular cuantos grs de CuSO4 se forman. (10,05 grs) 

Nota: Calcular reactivo limitante. 

     6- Una solución concentrada de permanganato de potasio (KMnO4) al 4M con 200 ml se le agregan 500 ml de agua ¿Cual es la nueva concentración de Permanganato?  (1,6M) 

    7-  Una muestra impura de  0,491 grs de Hidracina (N2H4) reacciona con 54 ml de H2O2 de                        concentración 0,55M  

a) Calcular los moles de N2H4 (0,01485 moles) 

B) Calcular el % de pureza de la Hidracina (96,78 % pureza) 

N2H4 + H2O2 --------> N2  + H2O 

      8- Dado la siguiente base de hidróxido de bario  Ba(OH)2 

MM: Ba =137 Uma 

a) Calcular PE (peso equivalente) (85,5 grs/equivalente-gramos)

b) Si se tiene una muestra de 40 grs. Calcular su Equivalente- gramos (0,467 equivalente-gramos)

     9- Dada la descomposición de una muestra de 45 grs de carbonato de calcio 

CaCO3 (s) -----------------> CaO (s) + CO2 (g) 

a) Calcular la cantidad de moles que se producen de CaO (0,45 moles) 

b) Calcular el volumen en litros de CO2 que se forman a 2 atm de presión y 25°C (5,49 lts) 

nota: para la letra B debes usar PV=RNT

10- Suponga que dispone de 500 ml de una solución de NaOH de concentración 50M , de esta solución se toma una alícuota(Muestra) de 10 ml y se diluye a un volumen final de 100 ml. 

a) ¿Cual es la concentración? (250 Molar) 

11- Mediante análisis se encontró un compuesto de C e H posee un 92,3% de C. Este compuesto es un gas a 150°C y a 1 atm de presión , con una densidad de 2,25 g/l.

a) Calcular Peso Molecular (50,36 grs/mol)
b) Formula empírica (CH)
c) Formula Molecular (C6H6) 

12- Se analizan por combustión 29,00 grs de un Hidrocarburo (formado sólo por Hidrógeno y Carbono), obteniéndose 88,00 grs de CO2 y 45,00 grs de H2O. Hallar:

a) Formula empírica (C2H5)
b) Formula Molecular (C4H10) 

13- una sal que posee 32,38 % de Na, 22,57 % de S y 45,05 % de O.
a) Formula Empírica (NaSO4)  

14- Dada la siguiente reacción

BaSO4 + 2HNO3 ----------------> Ba(NO3)2 (S) + H2SO4 

- 10 grs de sulfato de Bario (BaSO4) con 25 ml reaccionan con 40 grs de Ácido nítrico (HNO3) con 15 ml. 

PA: Ba 137,3 uma - S: 32 uma - O:16 uma - N:14 uma 

Calcule

a) reactivo limitante en gramos. (R: BaSO4)

b) molaridad de Ácido Sulfúrico (H2SO4) (R:1,05 M) 

c) Si ahora el Sulfato de Bario tiene una pureza del 75% ¿Cuántos moles de Ba(NO3)2 se formarán? (R: 0,0321 moles) 

Nota: Deben sumar los 2 volúmenes para sacar molaridad del ácido, porque son aditivos.   

15- Se toman 100 ml de una solucion de concentracion 4 M de Ácido Nítrico (HNO3) y se mezclan con 250 ml de otra solución de Ácido Nítrico de concentración 2 M (HNO3) y finalmente se le añade 500 ml más.

a) Calcular concentración (Molaridad) de la solución resultante (R:1,058 M)

16-  Se tiene una Solución 75% p/v de una base desconocida , que tiene una densidad de 0,87 g/l.

a) Calcular % p/p (R: 86,20% p/p) 
b) Si ahora la Molaridad de la solución  es 4 M , Calcular Peso atómico de la Base. (R:187,49 g/mol)

17- Se toman 400 ml de una solución de NaOH de concentración 0,4 M y se le añaden 1000 ml de agua.
PA Na: 23 g/mol O: 16 H: 1
a) Molaridad de la solución resultante (R:0,114 M)
b) Gramos de NaOH (R:6,4 grs) 
c) Peso Equivalente de la base. (R: 40 grs/Equivalente-gramos) 

18- En un recipiente se encuentra 45 grs de Ácido Acético (CH3-COOH) con 100 grs de agua
Calcular
a)  % p/p (R:31,0% p/p)
b) Fracción molar (X= 0,119 Ácido y X=0,88 agua) 

19- Se tienen 23 litros de un gas a 35°C y 4 Atm

a) Calcular moles del gas (R: 3,64 moles) 
b) Numero de atomos (R: 2,192x10 Exp 24) 
c) Si ahora se tienen 4 moles en CNPT ( 0°C y 1 atm). ¿Que volumen de este gas se obtienen? (R:89,544 litros)

20- Se tienen 25 grs de Ácido Acético (CH3-COOH)

Calcular

a)  Numero de moleculas (R: 2,505x10 Exp 23)
b) Numero de atomos (R: 2,505x10 Exp 23)

21- Se tienen 1 mol de HBr y 1 mol de HCl . Justifica V O F (CONCEPTUAL)

____ tienen la misma cantidad de masa (grs) (R:Falso)
____ tienen distintos numero de atomos  (R:Falso) 
____ Si estos compuestos son gases en CNPT se obtienen iguales litros. (R:Verdadero) 

22-La combustión incompleta de carbono produce monoxido de carbono (CO), según la siguiente reacción no balanceada. 

C (s) + O2 (g) ------------> CO(g) 

Calcule e indique: 

a) ¿Cuantos moles de oxigeno reaccionan con 20 grs de Carbono? (R:0,831 moles) 

b)  ¿Cuantos litros en ml en CNPT se obtienen a partir de 5 moles de oxigeno? (R:112.000 ml) 

23- Dada la siguiente neutralizacion entre el hidróxido de bario con ácido clorhídrico 

Ba(OH)2 + 2HCL ---------->   BaCl2 + 2H20 

Si reaccionan 45 ml de hidróxido de bario de concentración 0,5 Normal con 67 ml de Ácido clorhídrico  

Calcule e indique 

a) Molaridad del Ácido (R:0,335M) 

b) Molaridad de la Sal (R:0.100M)

c) PE (Peso Equivalente de la Sal) (R: 103,66 grs/Equivalente-gramos) 

24- Una solución acuosa de Amoniaco (NH3) se encuentra al 56% p/p  y a una temperatura de 20°C y una 1 atm , tienen una densidad de 0,723 g/l. 

Calcule e indique

b) Molaridad del amoniaco (R:23,8 M) 

a) Fracción Molar de cada uno ( R: 0,578 -0,422) 

25- De acuerdo a la siguiente ecuación sin balancear

Na2CO3 + AgNO3 -------------> Ag2CO3 + NaCO3

MM: Ag:107,9 ,Na:23 N:14 , C: 12 Uma 

 Se mezcla una solución de Na2CO3 que tiene 5 grs con una solución de AgNO3 que contiene 5 grs. Cuando la reacción llega a su término , la solución se evapora a sequedad dejando una mezcla de Sales

A) Calcular cuantos grs de cada especie esta presentes al final de la reacción 

Nota: Calcular reactivo limitante 

(R: AgNO3: 0 grs - Na2CO3: 3,445 grs - Ag2CO3 : 4,054 grs - NaCO3 2,499 grs)  

26- Selectividad Año 2015. 

Mg(OH)2 + 2HCl ------------> MgCl2 + 2H20 

a) ¿Qué volumen de una disolución de Mg(OH)2 0,5 M sería necesario para neutralizar 25 mL de la disolución de HCl del 12 % en riqueza (p/p) y de densidad 1,05 g · mL–1? (R:86,2 ml) 

27- Se dispone de una solución de Al(OH)3 que contiene 5 equivalentes-gramos
MM Al: 27 O: 16 H: 1

a) Calcular gramos de la solución  (R:130 grs)
b) Si la solución se encuentra en un recipiente con 100 ml de agua ¿Cual es la concentración Molar? (R:16,6 M)
   

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Eje temático: Soluciones (Ejercicios Resueltos)

1- Una solución de HCl se encuentra en un recipiente al 98% p/p y una densidad de solución de 1 g/ml ¿Cual es su molaridad? H: 1 uma  Cl: 35,5 uma 

Desarrollo: 

Molaridad= %p/p x densidad x 10 / peso atómico 

M= 98% p/p x 1 g/ml x 10 /  36,5 uma 

R= 26,84 molar 

2-  Si en la combustión del metano (CH4) se queman 20 grs . ¿Cuantos grs de agua (H20) se producirán?    C: 12 uma , O: 16 uma , H: 1 uma

CH4 + 2O2 -------------> 2H20 (g) + CO2 (g)            

Desarrollo:  

primero debemos balancear la ecuación 

 CH4 +2O2 -------------> 2H2O + CO2

Ya balanceada , usaremos la relación en gramos 

Sabemos que 1 mol de metano tiene 16 grs y 1 mol de agua tiene 18 grs (Pero en este caso tenemos 2 moles) 

16 grs de metano = 36 grs 

        20 grs de metano      x grs        

R= Se producen 45 grs de agua. 

3-  Si el ácido sulfúrico (H2SO4) se encuentra al 76% p/p en 100 ml de solución acuosa.
Datos:
-  H2SO4 : 98 uma

a) Calcular moles del ácido sulfúrico
b) Calcular molaridad del ácido
c) Calcular moles del solvente


Desarrollo:

para calcular el numero de moles del ácido lo primero que debemos hacer es interpretar el dato del 76% p/p 

76% p/p = 76 grs de soluto (H2SO4) en 100 grs de Solución  

Ahora que interpretamos correctamente el dato de peso/peso, utilizamos la formula 
N= grs/Peso atómico 

N= 76 grs/98 uma

a) 0,775 moles de H2SO4 

Ya obtenidos los moles solo queda hacer la conversión de 100 ml a litros 

100 ml : 1000 ml  = 0,1 lts

M= moles de soluto/ lts solución

M= 0,775 moles de ácido/0,1 lts

b)  0,0775  Molar 
               
Como nos dicen que la solución es acuosa se interpreta que el ácido se encuentra con agua 

100 grs de solucion - 76 grs de soluto = grs de Solvente

grs de solvente = 24 grs de agua (H2O)

n= 24 grs /18 grs/mol

c) 1,33 moles de H20 

4-  En una Solución se encuentra concentrado Ácido clorhidrido (HCl) al 10% p/p con una densidad de 1,048 grs/ml

a) Calcular % p/v

Desarrollo: 

Para calcular el % p/v debemos considerar la formula :  %p/v = % p/p x densidad 

Solo evaluamos :

% p/v = 10% p/p x 1,048 grs/ml

a) 10,48% p/v 

5-  En la siguiente neutralizacion se tienen 40 grs de Base (NaOH) con un 90% de pureza (Riqueza)

NaOH + HCl ---------------> NaCl + H2O 

a) Calcular la cantidad de moles que se forman de sal (NaCl) 

Desarrollo: 

La ecuación esta balanceada por lo tanto solo desarrollamos 

Debemos fijarnos en que en el encabezado del ejercicio nos dicen que la base esta al 90% de pureza , eso quiere decir que solo el 90% reacciona y hay un 10% impuro por lo tanto 

40 grs de NaOH x 0.9% = grs puros de NaOH 

R: 36 grs puros de NaOH

Por estequiometria sabemos que la relación entre la base y la sal son (1:1) , por lo tanto los moles serán iguales 

 N= 36 grs/ 40 grs/mol 

R: hay 0,9 moles de NaCl 

6- Una muestra impura de 50 g de Zn reaccionan con 129 ml de HCl de concentración 35% p/p y densidad 1,18 g/cc. de acuerdo a la siguiente ecuación no balanceada: Zn: 65,34  , Cl: 35,5  uma. 

Zn + HCl --------------> ZnCl2 + H2 

 a) Calcular el % de pureza de cinc (Suponga que la impureza es inerte frente al HCl) 

Desarrollo:  Problema complejo. 

Debemos balancear la ecuación química. 

Zn + 2HCl ---------------> ZnCL2 + H2 

Utilizamos nuestra formula de M= % p/p x D x 10 / MM 

M= 35% p/p x 1,18 g/cc x 10 / 35,5 grs/mol 

R: 11,6 molar 

Ahora pasamos la molaridad a moles con los ml que nos dan 

129 ml : 1000 ml = 0,129 lts   

11,6 Molar x 0,129 lts = moles de HCl 

R: 1,49 moles de HCl 

Ahora utilizamos la relación estequiometrica (2:1) , 2 moles de HCl reacciona con 1 mol de Zn , por lo tanto tendremos la mitad de moles de Zn

2 moles de HCl = 1 mol de Zn

         1,49 moles de HCl             x                     

R: 0,745 moles de Zn 

Ahora convertimos los moles de zn a a grs 

N x Masa molar = Grs 

0,745 moles x 64,34 = 47,93 grs de Zn 

Ahora utilizamos una formula nueva que es 

% de pureza =  grs puros/ grs impuros x 100 

% pureza = 47,93 grs / 50 grs x 100 

R: La pureza del Zn es 95,86% 

7-  Una  muestra de 48,3 ml de HCl reacciona con 1,24 grs de CaCO3 puro.
MM Ca:40 C:12 O:16 Uma.

a) Calcular Molaridad del HCl

2HCl + CaCO3 ---------------> CaCl2 + CO2 + H20 

  

Desarrollo: 

Lo primero que debemos hacer es calcular el numero de moles de CaCO3 

n = grs x Masa molar

n= 1,24 grs / 100 grs/mol

n= 0,0124 moles de CaCO3 

Ahora utilizamos la estequiometria (1:2)

2 moles de HCl = 1 mol de CaCO3

                           x              0,0124 moles de CaCO3 

Los que reaccionan son 0,0248 moles de HCl 

Pasamos los ml a lts

M= 0,0248 moles soluto / 0,0483 lts

R: 0,513 Molar 


8- Se hacen reaccionar 40 grs de Cadmio puro con 120 ml de HCl 2M , de acuerdo a la siguiente reacción. MM Cd: 112,4 Cl:35,5 H:1  Uma.

Cd + HCl -------------> CdCl2 + H2 

a) Determina el reactivo limitante y exceso

Desarrollo: 

Balanceamos la ecuación

Cd + 2HCl ---------->  CdCl2 + H2 

Calculamos los moles de cada uno.  

Moles del cadmio= 40 grs / 112,4 grs/mol = 0,355 moles de Cd 

Ahora calculamos los moles de HCl 

2 M  x 0,120 ml = 0,24 moles de HCl 

Ahora debemos hacer las relaciones estequiometricas 

2 moles de HCl =  1 mol de Cd

 0,24 moles de HCl              x                

Se producen 0,12 moles de Cd ¿Los tenemos? Si tenemos 0,355 

Ahora lo hacemos con el HCl 

1mol de Cd = 2 moles de HCl 

0, 355 moles de Cd                x                    

     

Se producen 0,71 moles de HCl ¿Los tenemos? No solo tenemos 0,24 moles 

Por lo tanto: 

R: Nuestro reactivo limitante es el HCl y exceso Cadmio 

9-  Se tienen 40 grs de un base  K(OH) .
- Calcular

a) Peso equivalente
b) Equivalente gramos

Desarrollo: 

Peso Equivalente se escribe como PE , y lo calculamos de la siguiente manera

PE= MM/ A

A: Carga electrónica

Bases: el A es la cantidad de OH
Ácidos: el A es la cantidad de H
Sales: El A es la disociación

En este caso el A es de una Base y nos dicen que es el KOH , entonces aplicamos formula.

PE: 56 grs/mol / 1

PE: 56 grs/Equivalente-gramos 

Si fuera el caso de un Ácido como el sulfúrico (H2SO4)

PE= 98 grs/mol / 2
PE= 49 grs/equivalente-gramos

Volviendo al problema ya tenemos el PE de la base que es 56 , calculamos los equivalente gramos

Equivalentes gramos son una unidad única de los químicos este valor nunca cambia.

Utilizaremos la siguiente formula

PE= grs/ Equivalente-gramos

E-gramos = grs/ PE

Equivalente gramos = moles x A (Carga)


E-gramos =  40 grs/56 grs/E-gramos

R: 0,714 Equivalente-gramos 

10-    En una solución acuosa de 100 ml  se encuentra Ácido sulfúrico 5 M y titula (Neutralizan) con Hidróxido de sodio 2 M ¿Cuál es el volumen final de solución?

 Desarrollo: 

En este caso utilizaremos la formula de Dilucion

C1 x V1 = C2 x V2 

Evaluamos: 

100 ml x 5M = 2M  x V2 

Despejamos 

V2 = 250 ml 

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