Ejercicios solucionados de química 0708

Moles, moléculas, átomos, gases.-

1. a) ¿Cuál es la masa. expresada en gramos, de un átomo de sodio?
b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0'5 g de este elemento?
c) ¿Cuántas moléculas bar en una muestra que contiene 0'5 g de
tetracloruro de carbono?
Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35'5.

a) Pa(Na) = 23u Avogado: 1mol 6,022 · 1023 moléculas
= 6,022 · 1023 átomos de Na
Factores de conversión: 1 át · 23gr
= 3,819 · 1023 gr.
6.020 · 1023 át
b) 0,5 gr de Al 0,5 gr · 6,022 · 1023 át =
1,115 · 1022 át.
Pa(Al) = 27u 27 gr
c) 0,5 gr CCl4 0,5 gr · 6,022 · 1023 moléculas =
1,955 · 1021 moléculas.
Pm(CCl4) = 154u 154gr

2. En 200 g de dicromato de potasio (K2Cr2O7):
a) ¿cuántos moles de dicromato de potasio hay?
b) ¿cuántos moles de átomos de cada elemento hay?
c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay?

200gr de K2Cr2O7 a) 200gr · 1mol = 0,68
moles
Pa(K)=39,1u 294,2 gr
Pa(Cr)=52u b) K2 2 · 0,68 moles = 1,36 moles-át.
Pa(Cl)=35,5u Cr2 2 · 0,68 moles = 1,36
moles-át.
Pm(K2Cr2O7)=294,2u O7 7 · 0,68 moles = 4,76
moles-át.
c) 4,76 moles-át. · 6,022 · 1023 atomos = 2,86
· 1024 át.
1 mol
3. Ordenar razonadamente de mayor a menor peso:
a) 3,33.1024 moléculas de dihidrógeno fosfato sódico (NaH2PO4)
b) 4,26.1023 átomos de helio,
c) 2,32.1023 moléculas de nitrógeno.
d) 3 litros de oxígeno medidos en condiciones normales.

1º a) 3,33 · 1024 moléc. NaH2PO4 (Pm=120u) 3,33 · 1024moléc. ·
120gr. = 663,56 gr.
6,022 · 1023 moléc.
4º b) 4,26 · 1023 át. He 4,26 · 1023
át. · 4gr. = 23,829gr.
6,022 · 1023 moléc.
2º c) 2,32 · 1023 moléc. N2 (Pm=28u) 2,32 · 1023 moléc. ·
28gr = 10,787gr.
6,022 · 1023 moléc.
3º d) 3 L. En CN. De O2 (Pm=32gr) 3 L. de O2
· 32 mol = 4,28gr
22,4 l.

4. En 3,2 g de Pb3(PO4)2:
a) ¿Cuántos moles de fosfato plumboso hay?
b) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay?
c) ¿Cuántos átomos de plomo hay?

Pm (Pb3(PO4)2) = 811,6 u a) 32gr. · 1
mol = 0,003942 moles

811,6 gr.
b) 0,00394 moles · 8 moles-át. = 0,03152 moles-át. ; 0,03152 moles-
át. · 6,022 · 1023 át. = 1,898 · 1022 át.
1mol 1 mol-át
c) 0,00394 moles · 3 moles-át. = 0,01182 moles-át. ; 0,01182 moles-
át. · 6,022 · 1023 át. = 7,118 · 1021 át.
1mol 1 mol-át

5. En 0'5 moles de CO2, calcule:
a) El número de moléculas de CO2 .
b) La masa de CO2.
c) El número total de átomos.
Masas atómicas: C = 12; O = 16.
a) 0,5 moles · 6,022 · 1023 moléc = 3,011 · 1023 moléculas
1 mol
b) 0,5 moles · 44 gr = 22 gr.
1mol
c) 3,011 · 1023 moléculas
O: 2 · 3,011 · 1023 moles-át. 6,022 · 1023 át de O
C: 1 · 3,011 · 1023 moles-át. + 3,011 · 1023 át. de C
9,033 · 1023 át. TOTALES

6. Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule:
a) Cuántos moles de agua bar en el vaso.
b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso.
c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.
Masas atómicas: H = 1; 0= 16.

a) 100gr · 1mol = 5,5 moles
18gr.
b) 5,5 moles · 6,022 · 1023 moléc = 3,3121 · 1024 moléculas
1mol.
c) 3,3121 · 1024 · 2 moles-át. 6,6242 · 1024 át de H
3,3121 · 1024 · 1mol-át. + 3,3121 · 1024 át.
de O
9,9363 · 1024 át. TOTALES

7. Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no:
a) 17 g de NH3 ocupan, en Condiciones Normales, un volumen de 22,4 litros.
b) En 17 g NH3 hay 6'023. 1023 moléculas.
c) En 32 g de O2 hay 6'023. 1073 átomos de oxígeno.
Masas atómicas: H = 1; N = 14; 0= 16.

a) Verdadero. El Pm(NH3)= 17u ; Según la ecuación de estado de los
gases ideales en CN. 1mol de cualquier gas ocupa 22,4 L. ; Así, como
17 gr de NH3 son 1mol de NH3 , dicho mol ocupará en CN 22,4 L.
b) Verdadero. Ya hemos dicho antes que 17gr de NH3 son 1mol; que según
el nº de Avogadro contiene 6,022·1023 moléculas.
c) Falso. 32gr de O2 · 1mol de O2 = 1 moles de O2 = 6,022 ·
1023 moléculas de O2 12,044 · 1024 átomos de O.
32gr

8. En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, hay:
a) El mismo número de moles.
b) Idéntica masa de ambos.
c) El mismo número de átomos.
Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las
respuestas.

a) Verdadero. El Principio de Avogadro dice: volúmenes iguales de
diferentes gases medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura contienen el mismo nº de partículas ; por lo tanto tendrán el
mismo nº de moles. (0,446 moles)
b) Falso. Siguiendo con el principio de Avogadro, vemos como 0,446 moles
de H (0,446gr H.) no tienen la misma masa que 0,446 moles de O2 (0,0278gr
de O2).
c) Verdadero. Ya que ambas son moléculas biatómicas.


Disoluciones.-


10. Calcula la molaridad de una disolución de K2SO4 obtenida al añadir agua
a 12 g de sulfato potásico hasta completar 300 cm3 de disolución.

12 gr de K2SO4 · 1mol = 0,0688moles de K2SO4 ; M = n
M = 0,0688 = 0,23M
174,2gr V(l). 0,3
L

11. 100 ml de una disolución 0,25 M de ácido nítrico se disuelven hasta
obtener 1L de disolución. ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?

El nº de moles es el mismo en ambos ; nº moles1 = M1 · V1
; nº moles2 = M2 · V2
De lo cual deducimos que:
M1 · V1 = M2 · V2
Aplicamos: 0,25 · 0,1
= M2 · 1
Solución: M2 = 0,025 M

12. Tenemos 100 cm3 de una disolución de glucosa (C6H12O6) en agua que es
1,5 M. La densidad de la disolución es 1,1 gr/ml. ¿Cuántos gramos de
glucosa y agua tenemos?

ns = M · V 1,5M · 0,1 = 0,15 moles de C6H12O6 0,15moles
C6H12O6 · 180gr = 27gr de C6H12O6
m = v = 100ml = 91gr de disolución.
1mol C6H12O6
d 1,1gr/ml 91gr de disol. – 27gr
de C6H12O6 = 64gr de H2O

13. a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en
peso y densidad 1'22 gr/ml.
b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0'5 L de
disolución 0'25 M?
Masas atómicas: H = 1; N = 14; 0= 16; Pm=63

a) m = v En 1L 1000gr = 819,67gr Si en
100gr de disolución hay 36gr de HNO3:
d 1,22 En
819,67gr habrá ------ x = 295,08gr de HNO3
M = ns = 295,08 / 63 = 4,684 M
V(l) 1
b) - La masa que tomo de 1 = masa que hay en 2
- Calculo la masa que tendrá que haber en 2: M = ns = ns =
M2 · V2 = 0,25 · 0,5 = 0,125moles de HNO3
v
0,125moles de HNO3 · 63gr = 7,875gr de HNO3 tendrá que
haber.
1mol
- ¿Qué volumen debo coger para tener estos gr?: 7,875gr HNO3 ·
100gr = 21,87gr de HNO3 de 1
36gr
v = m = 21,87gr = 17,93ml deberé coger de 1
d 1,22

14. ¿Qué volumen de ácido sulfúrico de d = 1,8 gr/ml Y del 91,33% es
necesario para preparar 250 mL de otra disolución que sea 0,2 M en ácido
sulfúrico. Pm(H2SO4)= 98u

Utilizando el mismo razonamiento que en el problema anterior, Calculo la
masa en2 : M = ns
v
ns = M2 · V2 = 0,2 · 0,25 = 0,05 moles de H2SO4 0,05moles de
H2SO4 · 98gr = 4,9gr de H2SO4 habrá.
1mol H2SO4
- ¿Qué volumen debo coger para tener estos gr?: 4,9gr H2SO4 ·
100gr = 5,36 gr de H2SO4 de 1
91,33gr
v = m = 5,36gr = 2,98ml deberé coger de 1
d 1,8g/ml

15. Se prepara una disolución disolviendo l80g de hidróxido de sodio en 400
g de agua. La densidad de la disolución resultante es de 1,340 gr/cc.
a) Calcular la molaridad de la disolución.
b) Calcular los gramos de hidróxido de sodio necesarios para preparar 1
litro de disolución 0,1 M.

a) v = m = 580gr disol. = 432,835ml
d 1,340gr/mL
180gr · 1mol NaOH = 4,5 moles de NaOH M = ns =
4,5 = 10,4 M
40gr v(l) 0,432 L
b) 0,1 mol NaOH · 40gr = 4gr de NaOH
1mol

16. Una disolución preparada con 44 g de yoduro potásico y 250 mI de agua,
tiene una densidad de 1,12 gr/ml.
Calcular la molaridad, fracción molar, y tanto por ciento de yoduro de
potasio de la disolución. Pm = 166u

Calculo del volumen: d = m/V; V= m/d = (250 + 44)/1,12 = 262,5 mL
M = ns = 44gr/166gr = 0,265 moles KI = 1,01M
V(l) 0,262 L 0,262 L

250gr de H2O .1mol/18 g = 13,9 moles
χ = moles componente = 0,265moles KI = 0,0187
moles totales 14,15

% KI = gr componente · 100 = 44 · 100 = 15 %
gr disolución 294

17. Si 25 mL de una disolución 2'5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un
volumen de 450 ml:
a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original?
b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?
Masas atómicas: 0= 16; S = 32; Cu = 63'5.

25ml Cu · 2,5moles CuSO4 = 0,0625moles CuSO4 0,0625moles CuSO4 ·
63,5gr = 3,968 gr de Cu
1000ml 1mol
de CuSO4
M = ns = 0,0625 = 0,138M
V(l) 0,450 L


1 Estructura atómica, propiedades periódicas.-


18. ¿Qué conjunto de números cuánticos son posibles?: (2,2,1,1/2); (3,-2,-
1,1/2); (3,2,1,1/2), (1,0,0,-1/2)
n l m s
(2, 2, 1, 1/2) No. L tiene que ser menor que N.
(3,-2,-1, 1/2) No. L no puede ser negativo.
(3, 2, 1, 1/2) Sí.
(1, 0, 0, -1/2) Sí.

19. Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes:
Al (Z=13), Na(Z=l1), OZ-(Z=8). ¿Cuál o cuáles
tienen electrones desapareados?

Al (Z=13) ls22s22p6 3s23p1 --- el e- 3p1 está desapareado.
Na (Z=l1) ls22s22p6 3s1 --- el e- 3s1 está desapareado.
O2- (Z=8) ls22s22p6

20. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de elementos neutros:
(ls22s22p2), (ls22s22p5) (ls22s22p6 3s23p64s1) y (ls22s22p4). Indique
razonadamente el grupo y periodo a que pertenece cada elemento, los
elementos de mayor y menor energía de ionización y los de mayor y menor
radio atómico.

(ls22s2 2p2) C ; 2ºperiodo (n=2), 14ºgrupo (m=2)
(ls22s22p5) F ; 2ºperiodo (n=2), 17ºgrupo (m=5)
(ls22s22p63s23p64s1) K ; 4ºperiodo (n=4), 1er grupo (m=1)
(ls22s22p4) O ; 2ºperiodo, 16ºgrupo (m=4)

E.I. F > O > C > K.
En un grupo la EI disminuye al descender porque en este sentido aumenta el
nº de capas de e- y el electrón a extraer está menos unido porque está más
lejos.
En un periodo la EI aumenta al ir hacia la derecha porque aumenta el nº de
protones sin aumentar el nº de capas de e-, con lo que la atracción es
mayor.
La variación en un periodo es mayor que en un grupo.
R.A. K > C > O > F.
En un grupo aumenta de arriba a aabajo, pues hay cada vez más niveles
electrónicos que hacen aumentar el tamaño del átomo.
En un periodo disminuye al principio, pues aumenta la atracción
electrostática entre el núcleo y los electrones de la última capa, lo que
contrae el volumen del átomo.
La variación en un grupo es mayor que en un periodo.

21. Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 Y 35,
respectivamente.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) ¿Serían estables los iones X2+, Y2+ e Z-. Justifique las respuestas.

a) Z=13: Al ls22s22p63s23p1.
Z=20: Ca ls22s22p63s23p64s2.
Z=35: Br ls22s22p63s23p64s23d104p5.
b) Al2+: ls22s22p63s1. No sería estable por no tener la última capa
completa.
Ca2+: ls22s22p63s23p6. Mayor estabilidad, ya que tiene la última
capa completa.
Br2+: 1s22s22p63s23p64s23d104p6. Mayor estabilidad, ya que tiene la
última capa completa.

22. Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, m, l): (3,2,0);
(2,3,0), (3,3,2), (3,0,0), (2,-1,1), (4,2,0).
a) Cuáles son permitidos y por qué.
b) Los orbitales atómicos que se corresponden con los grupos cuyos números
cuánticos sean posibles.
n l m
(3,2,0) Si 3 d.
(2,3,0) No L no puede ser mayor que N.
(3,2,3) No M no puede ser mayor que L.
(3,0,0) Sí 3s
(2,1,-1) Sí 2p
(4,2,0) Si 4 d

23. Los átomos neutros X, Y y Z tienen las configuraciones: X(ls22s22p1),
Y(ls22s22p5) Z(ls22s22p63s2).
a) Indique el grupo y periodo en el que se encuentran.
b) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad,
c) ¿ Cuál es el de mayor energía de ionización?

(ls22s22p1) B 2ºperiodo, 13ºgrupo.
(ls22s22p5) F 2ºperiodo, 17ºgrupo.
(ls22s22p63s2) Mg 3ºperiodo, 2ºgrupo.
E.N.: F > B > Mg. Tendencia de un átomo para atraer el par de electrones
del enlace.
En un grupo disminuye al descender porque en este sentido aumenta el nº de
capas de e- y la atracción por los electrones externos es menor.
En un periodo aumenta al ir hacia la derecha porque aumenta el nº de
protones sin aumentar el nº de capas de e-, con lo que la atracción es
mayor.
La variación en un periodo es mayor que en un grupo.
E.I.: F.
En un grupo la EI disminuye al descender porque en este sentido aumenta el
nº de capas de e- y el electrón a extraer está menos unido porque está más
lejos.
En un periodo la EI aumenta al ir hacia la derecha porque aumenta el nº de
protones sin aumentar el nº de capas de e-, con lo que la atracción es
mayor.
La variación en un periodo es mayor que en un grupo.

24. Dados los elementos cuyos números atómicos son 7,17 Y 20.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Razone a qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen.
c) ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifique la respuesta.

Z=7 N.: ls22s22p3 2ºperiodo, 15º grupo. c) N3-
Z=17 Cl.: ls22s22p63s23p5 3erperiodo, 17ºgrupo. Cl-
Z=20 Ca.: ls22s22p63s23p64s2 4ºperido, 2ºgrupo. Ca2+


2 Enlaces.-


25. Dadas las siguientes moléculas: CCl4, BF3 y PCl3 . Represente sus
estructuras de Lewis.
Cl F
CCl4 Cl C Cl BF3 B
F

1 Cl F

Cl
PCl3 P Cl
Cl


27. Dados los átomos X = ls22s2p63s23p64s23d1O4p5 e Y = ls22s22p63s23p64s1
indica razonadamente:
a) ¿cuál es un metal y cuál un no metal?
b) ¿qué tipo de enlace formaría X con Y?
c) ¿qué fórmula tendría ese compuesto?

a) X= Cl: No Metal. tiene su 4ª capa casi completa.
Y= K: Metal tiene muy pco ocupada su 4ª capa (1e-)
b) Un enlace iónico; un enlace entre un metal y un no metal. K
Cl
c) KCl ; 1 a 1, enlace simple.

28. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O.
a) Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos.
b) Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición.
Justifíque las respuestas.

a) CaF2 E. covalente ionico
CO2 E. covalente molecular (apolr).
H2O E. covalente molecular (polar) .
. b) El punto de ebullición depende de la intensidad de
las fuerzas que unen las partículas que forman el compuesto. En el CaF2
hay que romper una red iónica que es fuerte, por lo que su Peb será el
mayor. En los otros dos casos hay que romper fuerzas intermoleculares: En
al agua puentes de hidrógeno que son más fuertes que las fuerzas de
dispersión que hay que romper en el CO2 Así de menor a mayor ptos. de
ebullición CO2 < H2O < CaF2
29. En función del tipo de enlace explique por qué:
a) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2.
b) El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.

a) El KCl forma un e. iónico, por lo que tiene ptos. de fusión altos.
El Cl2 forma un e. covalente, por lo que sus ptos. de fusión son
bajos, pues las moléculas están unidas por fuerzas intermoleculares de
dispersión (por ser apolar) que son muy débiles
b) El CH4 forma una molécula apolar, por lo que es soluble en disolventes
apolares.
El KCl forma un e. iónico, por lo que es soluble en agua y en otros
disolventes polares.

30. Dados los elementos A (Z=13), B (Z=9) y C (Z=19)
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad.
c) Razone cuál tiene mayor volumen.

A (Z=13) Al: ls22s22p63s23p1
B (Z=9) F: ls22s22p5
C (Z=19) K: ls22s22p63s23p64s1

b) E.N. F > Al > K.
En un grupo disminuye al descender porque en este sentido aumenta el nº de
capas de e- y la atracción por los electrones externos es menor.
En un periodo aumenta al ir hacia la derecha porque aumenta el nº de
protones sin aumentar el nº de capas de e-, con lo que la atracción es
mayor.
La variación en un periodo es mayor que en un grupo.
c) V.A. K > Al > F
En un grupo aumenta de arriba a aabajo, pues hay cada vez más niveles
electrónicos que hacen aumentar el tamaño del átomo.
En un periodo disminuye al principio, pues aumenta la atracción
electrostática entre el núcleo y los electrones de la última capa, lo que
contrae el volumen del átomo.
La variación en un grupo es mayor que en un periodo.

31. Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes
afirmaciones:
a) El cloruro de sodio es soluble en agua.
b) El hierro es conductor de la electricidad.
c) El metano tiene bajo punto de fusión.

NaCl e. iónico: soluble en agua y en otros disolventes polares.
Fe Metal; buen conductor en estado sólido pues los electrones se mueven
libremente
CH4 e. covalente molecular. Para fundir del metano sólo es necesario
vencer las fuerzas de dispersión que hay entre moléculas apolares, y estas
fuerzas son muy débiles, por lo que el punto de fusión es muy bajo.

32. a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI si lo es?
b) ¿Por qué la molécula BF3 es apolar, aunque sus enlaces estén
polarizados?

a) El H2 y el I2 forman moléculas apolares sólo son solubles en
disolventes apolares.
El HI forma un molécula polar, y se disuelve en el agua que también es
polar.
b) Porque al ser de geometría trigonal, los 3 momentos dipolares se
anulan, quedando como molécula apolar.

ESTEQUIOMETRÍA

33. Se hacen reaccionar 20 g de Zn del 30% de riqueza con HCl en exceso.
¿Cuántos litros de H2 se recogerán?
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2.
20gr al 30% 20gr · 30gr = 6gr de Zn puro. 6gr de Zn ·
1mol = 0,09moles Zn.
100gr 65,4gr
0,09moles Zn · 1mol de H2 = 0,09moles de H2 · 22,4 L = 2,1 L
1mol de Zn 1mol

34. El bicarbonato de sodio (NaHCO3) se descompone por efecto del calor en
dióxido de carbono, agua y carbonato de calcio. Ajuste la reacción y
calcule los gramos de bicarbonato de sodio que deben reaccionar para
obtener 250 ml de dióxido de carbono medidos a 200ºC y 760 mm Hg.
Pm(NaHCO3)=84
2NaHCO3 + (calor) Na2CO3 + CO2 + H2O
gr de NaHCO3 250ml
a 473ºK y 1at.
P · V = n · R · T 1 · 0,25 = n · 0,082 · 473 n = 0,25
= 0,0064 moles de CO2
38,786
0,0064 moles de CO2 · 2molesNaHCO3 = 0,01289 moles de NaHCO3
1 mol CO2
0,01289 moles de NaHCO3 · 84gr = 1,08276 gr
1mol

35. ¿Qué volumen de disolución de ácido sulfúrico 2 M reaccionará con 250 g
de CaCO3) dando suIfato de calcio, dióxido de carbono y agua?
Pm(CaCO3)=100u
H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + CO2 + H2O
¿V? 2M 250gr
250gr = 2,5 moles CaCO3 Esteq.: 2,5 moles CaCO3 · 1mol H2SO4
= 2,5 moles H2SO4
100gr 1mol CaCO3
2,5 moles H2SO4 · 1000ml = 1250ml 1,25 L
2 moles

36. La combustión completa del etanol genera dióxido de carbono y agua.
Se desea conocer el número de moléculas de agua que se producirán si
quemamos 15 moléculas de dicho alcohol.
C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O

15 moléculas · 1mol = 2,49 · 10-23 moles de
C2H5OH
6,022 · 1023moléc.
2,49 · 10-23 moles de C2H5OH · 3 moles H2O = 7,47 · 10-23 moles
de H2O
1mol C2H5OH
7,47 · 10-23 moles de H2O· 6,022 ·1023 moléc. = 45 moléculas.
1mol

37. a) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 27ºC y 740 mm Hg., es posible
obtener al añadir ácido clorhídrico en exceso sobre 75 gr de zinc que
tienen un 7% de impurezas inertes?
b)¿Cuál será la cantidad de cloruro de cinc resultante?
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2.
93%pureza ¿v? a 27ºC y 740mm Hg
75gr
a) 75gr. · 93gr = 69,75gr puro Zn. 69,75gr Zn · 1mol =
10,665moles Zn.
100gr 65,4gr
P · V = n · R · T V = n · R · T = 26,2359 = 27 L.
P 0,973at.
b) ns = gr gr = ns · Pm 1,0665 · 136,4 = 146gr.
Pm

39. A un vaso de precipitados que contiene 7,6 g de aluminio se le añaden
10 ml. de un ácido clorhídrico comercial del 36% (P/p) y densidad 1,180
g/cc, obteniéndose tricloruro de aluminio e hidrógeno.
a) Indique, después de hacer los cálculos necesarios, cuál es el reactivo
limitante.
b) Calcule qué volumen de hidrógeno se obtiene en las condiciones en las
que se realiza el proceso si éstas son 25°C y 750mm Hg.

Al + 3HCl AlCl3 + 3/2 H2 7,6gr Al · 1mol
Al = 0,2814 moles Al
7,6gr 10ml ¿V?
27gr
36%p/p a 25ºC
32,7gr HCl · 1molHCl = 0,896 moles HCl
d=1,18gr/ml y 750 mm Hg
36,5gr
Supongo HCl R.L..:
3moles Al 1mol Al
0,896 necesitará.: 0,2986 moles de Al, pero NO los tengo.
Supongo Al R.L..:
1mol Al 3moles HCL
0,2814 necesitará.: 0,8442 moles de HCl, que Sí los tengo.
Al R.L. Estequiometría.: 0,2814moles Al · 3/2moles H2
= 0,4221 moles H2
1mol Al
Luego aplico: P · V = n · R · T V = 0,4221 · 24,436 V =
10,45 L
0,9868

40. El aluminio reacciona con el ácido clorhídrico, dando cloruro de
aluminio e hidrógeno. Se hacen reaccionar 90 g de una muestra de aluminio
de 80% de riqueza en peso con ácido clorhídrico. Calcule:
a) El volumen de disolución de ácido 5 M necesario para la reacción.
b) El volumen de hidrógeno gaseoso, medido a 20°C y 700 mmHg que se
obtienen.
2 Al + 6 HCl 2AlCl3 + 3 H2
90gr ¿v? b) ¿v?
80% m/m 5M (/27)
90gr al 80 = 72 gr de Al. 2,6 moles de Al 2,6
moles Al · 6moles de HCl = 8 moles de HCl.
100
2moles Al
v = ns = 8moles = 1,6 L
M 5 P · V = n · R
· T
b) 8moles de HCl · 3moles H2 = 4 moles H2 V = 4 ·
24,026 = 104,3 L.
6moles HCl 0,92