3.-REACCIONES QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRÍA. REPASO: DISOLUCIONES. La concentración de una disolución nos da una idea de la proporción de soluto que hay en una disolución. Esta proporción de puede expresar de varias formas: a)% en masa:gramos de soluto que hay en 100 g de sisolución πππ π (π) ππ π πππ’π‘π %masa = πππ π ππ πππ πππ’ππóπ (π πππ’π‘π+πππ πππ£πππ‘π) × 100 Las unidades de masa puedes ser cualquiera, siempre que usemos las mismas para soluto y disolución b)% en volumen : volumen de soluto (mL) disuelto en 100mL de disolución π (ππΏ)π πππ’π‘π % volumen = π (ππΏ)ππ πππ πππ’ππóπ × 100 Las unidades de volumen puedes ser cualquiera, siempre que usemos las mismas para soluto y disolución c)Molaridad: moles de soluto en cada litro de disolución πº πππππ ππ π πππ’π‘π M = π (πππ‘πππ )ππ πππ πππ’ππóπ d) g/L : masa (g) de soluto en cada litro de disolución πππ π (π)π πππ’π‘π g/L =π (πππ‘πππ )πππ πππ’ππóπ 3.1REAQCCIONES QUÍMICAS Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias de partida (reactivos) se transforman en otras diferentes (productos) mediante una redistribución de sus enlaces. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. TEORÍAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Existen teorías de las reacciones químicas que permiten explicar muchos conceptos importantes de las mismas: .- TEORÍA DE LAS COLISIONES Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso que los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen. Para que tenga lugar una reacción química los choques deben ser eficaces y cumplir las dos condiciones siguientes: 1 1.- Que los átomos, moléculas o iones de los reactivos posean suficiente energía (cinética), para que al chocar, puedan romperse sus enlaces y formarse otros nuevos. Según esta condición, a la energía mínima requerida para efectuar una reacción se la llama energía de activación. No se deben confundir los conceptos energía de reacción con energía de activación, pues hacen referencia a aspectos distintos de una reacción química. La energía de reacción proporciona el balance energético que acompaña a una reacción química, independientemente de cómo se verifique la reacción. La energía de activación se refiere a la barrera energética que hay que vencer para que tenga lugar la reacción química 2.- Que el choque se verifique con una orientación adecuada, pues aunque los átomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener lugar con una orientación desfavorable. Ejemplo: Efecto de orientación. Por tanto, para que una reacción química tenga lugar, es necesario que los átomos, moléculas o iones existentes entren en contacto, es decir, choquen, y mediante la colisión, se rompan los enlaces de las sustancias reaccionantes y se establezcan los nuevos enlaces .- TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN (COMPLEJO ACTIVADO) Las moléculas de los reactivos antes de ser convertidas en productos deben pasar por una especie intermedia inestable de alta energía potencial. El COMPLEJO ACTIVADO existe en el tope de la barrera de energía potencial como resultado de una colisión efectiva. No corresponde ni a los reactivos ni a los productos y puede ir tanto en una dirección como en la otra. 2 Ejemplo: Ecuaciones químicas. Coeficientes estequioétricos. 222 En un proceso químico (o reacción química) se produce una profunda alteración de la materia. Se parte de unas sustancias (reactivos) y lo que se obtiene después del proceso (productos) son unas sustancias completamente diferentes a las de partida. Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas. En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha separados por una flecha: Reactivos Productos El proceso de ajustar (o igualar) la ecuación consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes) para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos, ya que en una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos. O lo que es lo mismo: En una reacción química la masa permanece constante (Ley de Conservación de la Masa o Ley de Lavoisier). Con ello garantizamos que los reactivos están en las proporciones justas (cantidades estequiométricas) para reaccionar. Productos: CO2 y H2O Reactivos: CH4 y O2 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O Coeficiente del oxígeno: 2 Esta reacción ajustada nos da la siguiente información: 3 Coeficiente del agua: 2 CH4 + 2 O2 1 molécula de CH4 CO2 2 moléculas de O2 reacciona con + 2 H2O 1 molécula de CO 2 2 moléculas de H 2O para dar O también: CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O 1 mol 2 moles 1 mol 2 moles de CH4 de O 2 de CO 2 de H 2O 16,0 g 2x 32,0 = 64,0 g 44,0 g 2x 18,0 = 36,0 g reaccionan con para dar Masa de reactivos: = 16,0 + 64,0 = 80,0 g Masa de productos: 44,0 + 36,0 = 80,0 g βEn una reacción química la masa se conserva. Esto es, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productosβ. (Ley de Lavoisier) En el caso de que las sustancias sean gases, y siempre que se midan en las mismas condiciones de presión y temperatura, la relación en moles se puede establecer como relación en volumen: βVolúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de molesβ (Hipótesis de Avogadro) 2 C 2H 6 (g) + 2 litros 7 O2 (g) + 7 litros 4 CO2 (g) + 6 H2O (g) 4 litros + 6 litros 3.2CÁLCULOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS Cálculos masa - masa El dato está expresado en gramos y la incógnita la piden también en gramos. Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se obtienen cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico? MnO2 4 + 4 HCl Mn Cl2 + Cl2 + 2 H2O 7,5 g de HCl 1 mol de HCl 1 mol de MnCl 2 36,5 g de HC l 4 moles de HC l 126,0 g de MnCl2 ο½ 1 mol de MnCl2 6,5 g de MnCl2 Factor leído en la ecuación ajustada. Nos transforma dato (HCl) en incógnita (MnCl2) Cálculos masa - volumen El dato está expresado en gramos y la incógnita, por ser un gas, piden su volumen en litros Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá cuando reaccionen 7,5 g de ácido clorhídrico? a) Si se mide en c. n. b) Si se mide a 1,5 atm y 50 0 C a) Cálculo del volumen de Cl2 medido en c.n. 7,5 g de HCl 1 mol de HCl 1 mol de MnCl 2 36,5 g de HC l 4 moles de HC l 22,4 L de Cl2 ο½ 1 mol de Cl2 1,2 L de Cl2 Esta relación se puede usar únicamente cuando el gas esté medido en c. n. Factor leído en la ecuación ajustada b) Cálculo del volumen de Cl2 medido a 1,5 atm y 50 0 C Primero se calcula el número de moles de producto y a continuación se usa la ecuación de los gases: 7,5 g de HCl nR T Vο½ ο½ P 1 mol de HCl 36,5 g de HC l 1mol de Cl2 4 moles de HC l ο½ 0,051mol de Cl2 atm L 323 K K mo l ο½ 0,901L ο½ 901cm3 1,5 atm 0,051 moles 0,082 Cálculos volumen - volumen Si las sustancias consideradas están en fase gaseosa la relación establecida por la ecuación ajustada puede considerarse relación en volumen, siempre que los gases estén medidos en las mismas condiciones de P y T (volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moles) Ejemplo: Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando reaccionan 0,5 L de H2 (se supone que ambos gases están medidos a igual P y T) 5 N2 (g) + 3 H2 (g) 0,5 L H2 Cálculos con rendimiento distinto del 100% 2NH3 (g) 2 L NH3 ο½ 0,333 L NH3 3 L H2 Lo más frecuente es que, debido a razones diversas, a la hora de la realización práctica de una reacción química las cantidades obtenidas sean distintas de las calculadas teóricamente. Se define el rendimiento de la reacción como: rο½ gramos reales 100 gramos teóricos Ejemplo: El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico para dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II). a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso c) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II) se obtienen 18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el rendimiento del proceso? a)Ecuación ajustada: Pb (NO3)2 + 2 KI ο Pb I2 + 2 KNO3 b)Gramos de yoduro de plomo (II) que deberían obtenerse teóricamente: 15,0 g Pb(NO3 )2 1 molPb(NO3 )2 331,2 g Pb(NO3 )2 1 molPbI2 461,0 g PbI2 ο½ 20,9 g PbI2 1 molPb(NO3 )2 1 molPbI2 ο‘ Cálculo del rendimiento: 18π ππ πππΌ2 ππππππ ο‘ 20,9 π ππ πππΌ2 π‘πóπππππ × 100 g teóricos = 88´5 % rendimiento real Cálculos con rendimiento distinto del 100% Ejemplo: El ácido sulfúrico reaccionan con 10,3 g de zinc para dar sulfato de zinc e hidrógeno a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso b) Calcular la cantidad de sulfato de zinc obtenida si el rendimiento para el proceso es de un 75 % H2SO4 + Zn 6 ZnSO4 + H2 Cantidad de sulfato de zinc que se debería obtener (teórico) 10,3 g Zn 1 mol Zn 1 mol ZnSO4 161,5 g ZnSO4 ο½ 25,4 g ZnSO4 65,4 g Zn 1 mol Zn 1 mol ZnSO4 25,4 g ZnSO4 teóricos 75 g ZnSO4 reales 100 g ZnSO4 teóricos ο½ 19,1g ZnSO4 reales Factor que considera el rendimiento de la reacción. Procesos con reactivo limitante A la hora de llevar a cabo una reacción química puede suceder que uno de los reactivos esté en exceso, entonces la reacción transcurrirá mientras exista algo del otro reactivo. Una vez que éste se acaba la reacción se para, quedando el exceso del primero sin reaccionar. El reactivo que al agotarse hace que la reacción se detenga se denomina reactivo limitante. Los cálculos se efectúan considerando las cantidades que reaccionan. Ejemplo: Una mezcla de 100,0 g disulfuro de carbono y 200,0 g de cloro (gas) se pasa a través de un tubo de reacción caliente produciéndose la reacción: CS2 + 3 Cl2 ο CCl4 + S2Cl2 Calcular la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá ο‘ Como dan cantidades para ambos reactivos, vemos si están en cantidades estequiométricas (justas): 1mol CS2 100,0 g CS2 200,0 g Cl2 76,2 g CS2 ο½ 1,31mol CS2 1mol Cl2 ο½ 2,82 moles Cl2 71,0 g Cl2 Como (según se lee en la ecuación química) 1 mol de CS2 reacciona con 3 moles de Cl2, para reaccionar con 1,31 moles de CS2 se necesitarían: 1,31 x 3 = 3,93 moles de Cl2. Por tanto, como sólo existen 2,82 moles de Cl2: Reactivo en exceso (no reacciona todo): CS2 . Reactivo limitante (reacciona todo) : Cl2 ο‘ A la hora de efectuar los cálculos ha de tenerse presente que parte del CS 2 quedará sin reaccionar. Por tanto, ha de usarse, bien el reactivo limitante (reacciona totalmente), o bien la parte que reacciona del reactivo en exceso: Usando el reactivo limitante: 7 2,82 mol Cl2 1 mol S2Cl2 135,0 g S2Cl2 ο½ 126,9 g S2Cl2 3 mol Cl2 1 mol S2Cl2 Si los reactivos que se emplean en la reacción no son puros ha de tenerse en cuenta el dato de pureza y realizar los cálculos sólo con la parte de la muestra que reacciona. Reactivos impuros Ejemplo: Al calentar el óxido de mercurio (II) se descompone en oxígeno (gas) y mercurio metálico. Calcular la cantidad de mercurio metálico que podremos obtener al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % de pureza. 2 HgO ο 2 Hg + O2 Parte de la muestra no es HgO. Por eso hablamos de βóxidoβ cuando nos referimos a la muestra impura 20,5 g de óxido 80 g de HgO 1 mol HgO 2 mol Hg 100 g de óxido 216,8 g HgO 2 mol HgO 200,6 g Hg 1 mol Hg ο½ 15,2 g Hg Factor que convierte los gramos de muestra en gramos de Hg O Determinación de la pureza de un reactivo Basándonos en la cantidad de productos obtenidos (o de reactivos que reaccionan) se puede establecer la pureza de un reactivo o su contenido en determinada sustancia (riqueza) Ejemplo: Una muestra impura de 50,0 g de zinc reacciona con 53,7 g de ácido clorhídrico. Calcular el % de zinc presente en la muestra (riqueza) Zn + 2 HCl ο ZnCl2 + H2 ο‘ La cantidad de zinc presente en la muestra se puede calcular a partir del ácido consumido suponiendo que las impurezas no reaccionan con el ácido: 53,7 g HCl ο‘ ο‘ ο‘ 8 1 mol HCl 1 mol Zn 65,4 g Zn ο½ 48,1g Zn 36,5 g HCl 2 mol HC l 1 mol Zn ο‘ El cálculo de la pureza se reduce a calcular un tanto por ciento: 100,0 g muestra 48,1g Zn g Zn ο½ 96,2 ο½ 96,2 % Zn 100,0 g muestra 50,0 g muestra 100,0 g muestra Relación entre el Zn puro y la masa total de muestra Factor para calcular el tanto por ciento. Recordar que por el β100β del denominador no se divide ya que forma parte de la unidad final. Lo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en forma de disolución acuosa y que se trabaje directamente con cantidades de disolución y no de soluto: Reactivos en disolución (molaridad) Ejemplo: Se hacen reaccionar 6,5 g carbonato cálcico con ácido clorhídrico 1,5 M. Calcular la cantidad de ácido 1,5 M necesario para reacción completa. CaCO3 + 2 HCl ο 6,5 g de CaCO3 CaCl2 + CO2 + H2O 1 mol CaCO3 2 mol HC l 100,1 g CaCO3 1 mol CaCO3 1000 cm3 disolución ο½ 86,7 cm3 disolución 1,5 mol HC l Este factor permite transformar moles de HCl (soluto) en volumen de disolución usando la definición de molaridad. Una forma muy corriente de expresar la concentración de una disolución es en tanto por ciento en peso (masa). Si se pretende operar con volumen de disolución es preciso, además, conocer la densidad de la disolución Reactivos en disolución (tanto por ciento en peso) Ejemplo: Se hacen reaccionar 4,5 g de zinc con ácido clorhídrico del 35% en peso y 1,18 g/cm3 de densidad. Calcular el volumen de ácido necesario para reacción completa 2 HCl + Zn 9 ZnCl2 + H2 4,5 g Zn 1 mol Zn 2 mol HCl 36,5 g HCl 100,0 g ácido 1cm3 ácido ο½ 12,2 cm3 ácido (disolución) 65,4 g Zn 1 mol Zn 1 mol HC l 35,0 g HC l 1,18 g ácido El dato de densidad permite convertir gramos (masa) en cm3 (volumen) de disolución Factor que convierte moles de HCl en gramos de HCl Usando la definición de concentración en tanto por ciento en peso se puede convertir gramos de HCl (soluto) en gramos de ácido (disolución) 3.3.-TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS No vamos a hacer una clasificación exhaustiva, sino sólo describiremos algunas de las más importantes. Reacciones de combustión. Químicamente son oxidaciones, pero al contrario que éstas son reacciones que transcurren muy rápidamente y con un desprendimiento notable de energía 2 C + O2 2CO +Q C + O2 C O2 + Q Siempre que se queme un hidrocarburo (compuesto que contiene únicamente carbono e hidrógeno) se obtiene CO2 y agua: CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O Reacciones de neutralización. Entre un ácido y una base. Se obtiene la sal del ácido y agua: Ácido + Base ο Sal + Agua. H Cl + Na OH 10 Na Cl + H2O H2SO4 + Ba (OH)2 Ba SO4 + 2 H2O HNO3 + KOH K NO3 + H2O H2CO3 + 2 NaOH Na2 CO3 + 2 H2O Reacción de los óxidos con el agua. El comportamiento es muy distinto cuando reacciona un óxido no metálico o uno metálico. En el primer caso se obtiene un ácido y en el segundo una base. Por esta razón se dice que los óxidos no metálicos tienen un carácter ácido, mientras que los metálicos tienen un carácter básico. SO3 + H2O CO2 + H2O CaO + H2O Ca(OH)2 Na2O + H2O 2NaOH 11 H2SO4 H2CO3 Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por los metales. La mayor parte de los metales reaccionan con los ácidos desplazando el hidrógeno (que se desprende como gas) y el metal se disuelve formando la sal correspondiente. Esta reacción se produce muy fácilmente en al caso de metales alcalinos y alcalino-térreos. 2 HCl + Mg H2 SO4 + Fe Mg Cl2 + H2 FeSO4 + H2 Algunos metales como la plata, el cobre o el mercurio no desplazan el hidrógeno de los ácidos. EJERCICIOS 1)Sabiendo que el óxido de níquel (III) reacciona con el aluminio para daróxido de aluminio y níquel, calcula los gramos de níquel que se obtienen a partir de 200g de óxido de níquel (III) y la cantidad de aluminio necesario tara que la reacción sea total. Sol: 71g de Ni 2)La urea ( N2H4CO) se obtiene mediante la reacción del amoníaco con dióxido de carbono, obteniéndose además agua.Si reaccionan 100g de amoníaco con200g de CO2 a)¿Cuántos gramos de urea se obtienen si el rendimiento es del 80%? b) ¿Cuántos gramos sobran de reactivos? Sol: a)141g de urea, b)70,6 g de CO2 3) Por un litro de disolución 3 M de NaOH se hace pasar una corriente de CO2 hasta que reacciona todo el NaOH disuelto. Calcule: a) el volumen de CO2 , medido en c.n. consumido en toda la reacción; b) la masa del carbonato sódico formado en la reacción. (R:33.6 L, 159 g) 4)El descubrimiento del arsénico, en la Edad Media, se atribuye a San Alberto Magno (1193-1280), patrón de los químicos. El elemento arde en el aire formando el venenoso óxido As4O6, llamado arsénico blanco: As (s) + O2(g) β As4O6(s) ¿Cuántos litros de oxígeno, medidos a 25 ºC y 1,0 atm, se consumen en la formación de 6.2 g de As4O6? (sol: 1,1 l) 5) mayor uso comercial del ácido clorhídrico es la eliminación de la herrumbre del acero ( el hierro también reaccionan con el HCl, pero mucho más lentamente, de modo que se puede eliminar la herrumbre sin pérdida significativa de hierro).la ecuación del proceso es: Fe2O3 (s) + HCl(aq) β FeCl3(aq) + H2O (l) ¿qué volumen de disolución 0,2 M de HCl se requiere para disolver 2.6 g de Fe2O3? (sol: 0.49L) 6)L os objetos de plata se ennegrecen en presencia de H2S, un gas que se forma en la descomposición de la comida, debido a la la formación de Ag2S, que es negro. Ag (s) + H2S (g) + O2(g) β Ag2S (s) + H2O (l) Si en la mezcla de la reacción hay 30,0 g de plata, 0,52 g de H2S y 5,8 moles de O2 ¿qué masa de Ag2S se forma? (sol: 3,8 g) 7)Un horno de cal utiliza como materia prima una piedra caliza, CaCO3, con un 15% de impureza silícica. Calcula los metros cúbicos de CO2que se desprenden por tonelada de piedra caliza.(sol 109.4 m3) AFIANZAR 1) Se tratan 850 g de CaCO3con una disolución 2 M de HCl. Calcula: a) El volumen de disolución necesario para que reaccione todo el carbonato; b) El peso de CO2 obtenido y su volumen medido en condiciones normales. (sol. 8,5 L; 374 g; 190.4 L) 12 2) Diez gramos de un mineral que tiene un 60 % de Zn, se hacen reaccionar con una disolución de H2SO4del 96 % de riqueza en peso y D = 1823 Kg/m3. Calcula: a) la masa de sulfato de zinc producido, b) el volumen de H2 desprendido en la reacción medidos en c.n. (R: 15,085g, 2.04 L) 3) Calcula la molaridad de una disolución de hidróxido sódico que contiene el 25% de soluto y una densidad de 1,25g/L Sol: 7,8M 4) El dicloruro de hierro reacciona con el bario para dar cloruro de bario y hierro. Si reaccionan 50g de dicloruro de hierro con 25g de bario, a)¿Cuántos gramos de hierro se obtienen? B)¿Cuántos moles de cloruro de bario se obtienen? Sol a)10,2g de Fe b) 0,18 moles de BaCl2 5) Se han quemado 10L de sulfuro de hidrógeno con suficiente oxígeno formándose dióxido de azufre y agua.Calcula el volumen de oxígeno medido a 0ºC y 760mHg necesarios. Sol. 15L 6) Se descomponen por calentamiento 60kg de carbonato cálcico. Calcula: La masa de óxido de calcio obtenida. B)¿Cuál sería el resultado anterior si el rendimiento fuera del 80%? C)¿Qué volumen de CO2 se obtendrá a 127ºC y 1 atm? Sol: a)33,6kg b)26,88kg c)19,7 m3 7)¿Cuántos gramos por litro de hidróxido sódico hay en una disolución 1,2M? Sol: 48g 8)¿Cuántos mL de disolución 0,4M de ácido sulfúrico se necesitan para neutralizar 50mL de una disolución 0,14M dse trihidróxido de hierro? Sol: 26,25 mL 9)¿Cuántos gramos de oxígeno habrá en 1 mol de fosfato cálcico? Sol: 128g 10)¿Cuántos gramos de de ácido clorhídrico habrá en en 200mL de ese ácido con las siguientes indicaciones. : d= 1,17g/mL , riqueza= 36,6% en masa . Sol: 85,6g 11)a)¿Cuántos gramos de cloro hay en 5 oles de dicho gasβb) ¿Cuántos moles de de cloro hay en 10L de dicho gas a 20ºC y 1atm? Sol: a) 356g b) Sol: 0,42moles REPASAR )12)El clorato potásico se descompone al calentarlo en cloruro potásico y oxígenoCalcula : a)El volumen de oxígeno que se obtendrá de 5og de clorato potásico a la presión de 700mmHg y 23ºC. b)La masa de cloruro potásico obtenida. Sol: a)16,2L b)30,4g 13)a) Calcula la molaridad de un ácido sulfúrico diluido de densidad 1,1 g/mL y riqueza del 65%. B)Qué volumen de ese ácido se necesita para neutralizar medio mol de KOH? Sol: a)14,6 M, b) 34,3Ml 13 14)La sosa comercial (NaOH) viene impurificada con cloruro sódico. Si al analizarla se comprueba que 10mL de una disolución preparada disolviendo 30g de muestra en 1L de disolución ha gastado 14mL de HCl 0,5M, calcula la pureza de la muestra. Sol:93,3% 15)¿Qué masa de caliza (carbonato cálcico) podrá reaccionar con50 mL de HCl 11,7M? Sol:29,2g 16)Calcula los gramos de hidróxido sódico comercial del 85% de riqueza en masa que se necesitan para preparar 0,5L de una disolución de sosa 0,25 M. Sol: 5,9g 17)La sosa se prepara comercialmente haciendo reaccionar el carbonato sódico con cal apagada (hidróxido cálcico) a) ¿Cuántos gramos de sosa se pueden obtener tratando 2kg de carbonato sódico? B) Con un rendimiento del 80% , cuanto carbonato sódico se hubiera necesitado para obtener la misma cantidad de sosa? Sol: a)1510g b) 2500g 18) Una bebida alcohólica contiene un 40% en masa de etanol. Una persona, de 70 kg de masa, ingiere 100 g de la misma. Se sabe que la cantidad de alcohol que pasa a la sangre es de un 15 % del alcohol bebido por la boca y el resto se evapora en el aliento y se reparte por los órganos internos del cuerpo. Si La máxima tasa de alcohol en sangre permitida para conducir en España es 0,5 gramos/litro estima si esta persona dará positivo en un test de alcoholemia, si se considera que la cantidad de sangre que contiene el cuerpo humano es de un 8 % del peso del cuerpo 19)El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre (II) , dióxido de nitrógeno y agua . Calcular : a) ¿Cuántos mL de una disolución del 90% en masa y 1,4 g/L de densidad se necesitan para que reaccionen 10g de cobre? B) ¿Quçe volumen de NO2 medido a 20ºC y 670mmHg se obtienen? Sol. A) 32mL de disol, b) 8,6 litros 20)El cinc reacciona con el ácido sulfúrico para dar sulfato de cinc e hidrógeno. Calcula : a)¿qué cantidad de sal se obtendrá a partir de 100g de de cinc con suficiente ácido? B ) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtendrá a 710mmHg y 20ºC? Sol. A) 246g, b) 39,4 L 21)El amoniaco se obtiene haciendo reaccionar hidróxido sódico con cloruro de amonio, obteniéndose además cloruro sódico y agua..¿cuántos gramos de una muestra de cloruro amónico del 20% de riqueza serán necesarios para obtener 2L de amoníaco a 20ºC y 700mmHg de presión? Sol.5,12g 22) En la etiqueta de de un frasco de ácido clorhídrico, figura : densidad: 1,19 g/mL riqueza: 37% en masa ¿Qu.e masa de HCl habrá en 200mL de esta disolución? Sol: 88,8g 23)Se ponen a reaccionar 50g de cloruro bárico con 57,5g de sulfato sódico para dar cloruro sódico y sulfato de bario. Calcula los gramos de cloruro ´sodico que se pueden preparar y el exceso de reactivo, Sol. 28,1 g, 23,4g de sulfato sódico 14 24)Calcula la cantidad de caliza con un 85% de riqueza en carbonato cálcico que podrá reaccionar con 100mL de HCl 1M. Sol. 5,88g 25) El cloruro de titanio (IV) reacciona con el magnesio para dar cloruro de magnesio y titanio metal . Si se hacen reaccionar 30g de cloruro de titanio y 14g de magnesio, calcula: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? B) ¿Cuántos gramos de titanio se obtienen? Sol. El cloruro de Ti, b) 7,56g 26) Un paciente tiene un nivel de colesterol de 214. Como muchas otras medidas bioquímicas, este resultado corresponde a las unidades de mg/ dL. Determina la concentración molar de colesterol en la sangre de este paciente. Fórmula empírica del colesterol: C27H46O.(Res: 5,54*10-3mol L-1) 27)La hidracina es un combustible de cohetes que arde con oxígeno produciendo nitrógeno y agua.Si el depósito del cohete lleva 10kg de hidracina¿Qué cantidad de oxígeno se debe transportar para consumir toda la hidracina? Sol:10kg PROFUNDIZAR 28)Se hace reaccionar ácido sulfúrico con cobre para obtener sulfato de cobre (II) , dióxido de azufre y agua. ¿Qué cantidad de cobre es necesaria para obtener 300g de sulfato ¿ Sol: 119,4g 29)Se disuelve hidróxido sódico formando 250mL de disolución. Tomamos 50mL de ésta y se comprueba que son neutralizados con 5g de ácido nítrico puro ¿Qhé cantidad de hidróxido había en la muestra de 50 mL? ¿Y en la disolución de 250mL? Sol: 3,17g y 15,87g 30)Tenemos una ezcla de 9 g de una mezcla de propano y butano en una proporción2:1. ¿Calcula el volumen de CO2 obtenido al quemarlos a una temperatura de 40ºC y 750mmHg. Sol: 16,25 L 31)Al calentar cloruro sódico con ácido sulfúrico concentrado se produce ácido clorhídrico. ¿Qué cantidad e ácido sulfúrico al 90% en masa se necesita para obtener 30kg de HCl al 30% en masa? Sol: 13,4 kg 32)Para calcular la pureza de un sulfato amónico se hacen reaccionar 25g del mismo con un exceso de hidróxido cálcico , tras la reacciónse desprenden 1,25 L de amoniaco medidos a 710mmHg y 23ºC ¿Qué tanto por ciento de sulfato amónico hay en la muestra? Sol: 12,7% 33)Tenemos una mezcla de monóxido de carbono, hidrogeno y propano y se queman con 150mL de oxígeno ; tras reaccionar nos queda una mezcla de 100mL de gases formada por CO2 y oxígeno sobrante , ya que el agua formada se condensa. El 80% de la mezcla de gases resultanres es CO2, calcula la composición de la muestra inicial. Sol: C0= 60mL , H2 =133,3mL , propano= 6,6mL 15 34)El magnesio seacciona con el ácido sulfúrico dando sulfato de magnesio e hidrógeno.a)¿Cuántos gramos de magnesio se necesitan para que reaccionen con 75mL de ácido sulfúrico del 96% y 1,35g/mL de densidad? B) ¿Qué volumen de hidrógeno a 20ºC y 700mmHg se producen? C)¿Cuántos gramos de sulfato se producen? Sol. A) 24,1g ,b) 25,5mL c)129,4g 35)La fosfina es un gas venenoso que se produce al reaccionar el fosfuro sódico Conagua, produciéndose además hidróxido sódico. ¿Qué cantidad e fosfina se obtendrá al disolver 125mL de fosfina en agua? Sol: 25,5g 36)Se quiere medir la acidez de un vinagre( % de ácido acético); para ell se disuelven 15g de vinagre hasta 100mL, de esa disolución se toman 20mL y se valoran con hidróxido sódico 0,i M consumiéndose 18mL. Calcula el % de acético en ese vinagra Sol: 3,6% . 16
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