Solución a las cuestiones y problemas de final de unidad

1. El peso atómico del sodio es 23. ¿Cuántas veces será la masa de un átomo
de Na mayor que la de un átomo de C-12?
23/12 = 1,9.

2. Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

“Un mol de agua, a), contiene el número de Avogadro de moléculas, y b),
a 0 °C y 760 mm Hg, ocupa 22,4 L”.
a) Verdadero; un mol de cualquier sustancia contiene el número de Avogadro de
moléculas.
b) Falso; el agua en esas condiciones no está en estado gaseoso.

3. En un recipiente de 10,0 L se mezclan 6,011 g de argón con 8,645 g de oxí-

geno y, después de cerrado, se calienta a 300 °C. Calcular la presión par-
cial del oxígeno y la total de la mezcla.
n (Ar) = 6,011 g/39,9 g·mol–1 = 0,151 mol;
n (O2) = 8,645 g/32,0 g·mol–1 = 0,270 mol;
0,270  0,0821  573
pO = = 1,27 atm.
2 10,0
(0,270 + 0,151)  0,0821  573
pt = = 1,298 atm.
10,0

4. En 4,83 g de un hidrocarburo gaseoso hay 4,14 g de carbono. Hallar su

fórmula molecular si esos gramos a 18 °C y 740 mm Hg ocupan un volu-
men de 2,82 L.
Masa de H = 4,83 – 4,14 = 0,69 g; masa de C = 4,14 g.
Moles de C = 4,14 g/12,0 g·mol–1 = 0,345.
Moles de H = 0,69 g/1,0 g·mol–1 = 0,69.
Relación moles C/moles H = 1/2.
Por tanto, fórmula empírica: CH2.
Con la ecuación de los gases se halla la masa molar:
4,83  0,082  291
Mm = = 42 g/mol.
(740/760)  2,82
Mr = 42.
Debe cumplirse que la fórmula molecular sea: (CH2)n y, por tanto: n ·14 = 42; es
decir, n = 3. Fórmula molecular: C3H6.

5. En 35,0 g de agua se disuelven 5,0 g de cloruro de hidrógeno. La densidad

de la disolución es de 1,06 g/cm3. Hallar su concentración:
a) En porcentaje en peso.
b) En g/L.
c) En M.
d) En N.

Unidad 2. La cantidad en química

 5,0 g x
a) = ; x = 12,5%
(5,0 + 35,0) g 100 g
b) V = m /d = 40,0 g / 1,06 g·cm–3 = 37,7 cm3
5,0 g
conc. = = 133 g/L.
37,7·10–3 L

1 mol x
c) = ; x = 3,6 mol.
36,5 g 133 g
conc. = 3,6 M
d) Como el HCl sólo tiene un H sustituible, eq = Mm ; por tanto, será 3,6 N.

6. Completar las siguientes ecuaciones, ajustarlas e indicar el tipo de reac-

ción:
a) Ácido fosfórico + hidróxido magnésico → …
b) Cinc + ácido sulfúrico → …
c) Pentóxido de fósforo + agua → …
d) Cinc + sulfato de plata → …
e) Óxido bárico + dióxido de azufre → …
∆
f) Hidróxido de hierro (III) → …

a) 2 H3PO4 + 3 Mg(OH)2 → Mg3(PO4)2 + 6 H2O; doble descomposición.

b) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2; desplazamiento.
c) P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4; síntesis.
d) Zn + Ag2SO4 → ZnSO4 + 2 Ag, desplazamiento.
e) BaO + SO2 → BaSO3; síntesis.
f) 2 Fe(OH)3 + calor → Fe2O3 + 3 H2O; descomposición.

7. Se mezclan 20 g de cinc puro con 200 mL de HCl 6 M. ¿Cuál será el reacti-

vo limitante? ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 27 °C y 760 mm Hg,
se desprenderá?

n (Zn) = 20 g/65,4 g·mol–1 = 0,306 mol.

n (HCl) = 0,200 L  6 mol/L = 1,20 mol.
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2. 1 mol de Zn reacciona con 2 mol de HCl; por tanto, no
hay suficiente Zn (0,306 mol) para que reaccione todo el HCl (1,20 mol). El Zn es
el reactivo limitante.
1 mol (Zn) 0,306
= , x = 6,85 L (c.n.)
22,4 L x
6,85  760 V · 760
= , V = 7,53 L.
273 300

8. Al añadir agua a 80 g de carburo cálcico, CaC2, se produce hidróxido cálci-

co y gas acetileno. ¿Qué volumen de oxígeno, medidos a 20 °C y 747 Torr
(1 Torr = 1 mm Hg), se consumirá en la combustión de este?

Unidad 2. La cantidad en química

 CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2
2 C2H2 + 5 O2 → 4 CO2 + 2 H2O
n (CaC2) = 80 g/64 g·mol–1 = 1,25 mol = n (C2H2), puesto que según la primera
reacción, 1 mol de CaC2 produce 1 mol de C2H2. A partir de la segunda reacción,
vemos que 2 mol C2H2 requieren 5 mol de O2:
2 mol (C2H2) 1,25
= ; x = 3,125 mol (O2).
5 mol (O2) x
Haciendo uso de la ecuación de los gases perfectos:
3,125  0,082  293
V= = 76,4 L.
747/760

9. Al tratar una muestra de 0,558 g de una aleación de cinc y aluminio con

un ácido (ver figura), se recogieron 609 cm3 de hidrógeno sobre agua a
15 °C y 746 mm Hg. ¿Cuál es la composición de la aleación? (Presión de
vapor del agua a 15 °C: 13 mm Hg).

HCl

H2 (gas)

H2 (gas)

HCl

H2 (gas) H2 (gas)

Zn +Al (sólidos)

Calculamos el volumen en c.n.:

609 cm3  (746 – 13) mmHg V ·760 mmHg
= ; V = 557 cm3 (c.n.)
288 K 273 K
Puesto que 1 eq (H2) = 11,2 L (c.n.): 11,2 L/1 eq = 0,557/x; x = 0,0497 eq (H2).
Debe cumplirse que:
n.° eq (Zn) + n.° eq (Al) = n.° eq (H2)
eq (Zn) = 65,4/2 = 32,7 g;
eq (Al) = 27,03/3 = 9,00 g
Llamando x a la masa de Al, será 0,558 – x la masa de Zn;
por tanto:
(0,558 – x) x
+ = 0,0497; x = 0,405 g(Al)
32,7 9,00
0,405/0,557 = x/100; x = 72,6% de Al; 100 – 72,6 = 27,4% de Zn.

Unidad 2. La cantidad en química

10. Teniendo en cuenta las cifras significativas, efectuar las siguientes opera-
ciones:
a) 5,4 g + 6,07 g + 0,762 g.
b) 3,6 cm  0,432 cm.
c) 15,2 L/3,1 L.
a) 12,2 g; b) 1,6 cm2; c) 4,9.

11. Escribir los nombres de: Cl2O3, H2S, Sr(NO2)2, PbO2, NO, NH3, OH–,
H3AsO4, Cd, Co2+. De los cinco primeros, indicar también qué tipo de
compuestos son (óxido…).
Trióxido de dicloro (óxido); hidruro de azufre (hidruro); nitrito de estroncio
(sal); óxido de plomo (IV) (óxido); monóxido de nitrógeno (óxido); amoníaco;
ion hidróxido; ácido ortoarsénico; cadmio; ion cobalto (II).

12. El boro tiene dos isótopos, el B-10 y el B-11, cuyas masas atómicas son,
respectivamente, 10,0129 y 11,0093. Siendo sus abundancias relativas
19,61% y 80,39%, calcular el peso atómico del boro.
19,61 80,39
10,0129  + 11,0093  = 10,81.
100 100
13. ¿Dónde hay más átomos, en un mol de plomo o en uno de aluminio? Razo-
nar la respuesta.
El mismo. En un mol de cualquier sustancia hay el número de Avogadro de par-
tículas.

14. ¿Dónde hay más moléculas de amoníaco?:

a) En 1,5 moles.
b) En 17 g.
c) En 28 L, medidos en condiciones normales.
En a), pues (17g/17g·mol–1) < 1,5 y (28 L/22,4 L·mol–1) < 1,5.

15. Decir si los enunciados que siguen son verdaderos o falsos:

a) “En un mol de CO2 habrá 6,02·1023 moléculas solo si se encuentra en
condiciones normales”.
b) “En un mol de sulfato de aluminio hay 3  6,02·1023 átomos de azufre”.
c) “Un mol de hierro en condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 L”.
a) Falso. b) Verdadero. c) Falso.

16. ¿Cuál es el peso en gramos de una molécula de N2? ¿Qué número de molé-
culas hay en 0,005 g de N2 en c.n.? ¿Y si los 0,005 g estuvieran a 200 °C y
1,5 atm?
28 g/6,02·1023 moléculas = 4,65·10–23 g/molécula.
28 g 0,005 g
= ; x = 1,08·1020 moléculas.
6,02·10 moléculas
23
x
Las mismas: 1,08·1020 moléculas.

Unidad 2. La cantidad en química

17. Si la molécula de fósforo está formada por cuatro átomos, ¿cuántos moles
de fósforo molecular hay en 9,29 g? ¿Cuántos átomos de fósforo habrá en
esos mismos gramos?
1 mol x
M (P4) = 124; = ; x = 0,075 mol (P4).
124 g 9,29 g
4  6,02·1023 átomos x
= ; x = 1,8·1023 átomos.
1 mol (P4) 0,075 mol (P4)

18. Tenemos dos depósitos cerrados del mismo volumen, uno de ellos con hi-
drógeno, y el otro, con dióxido de carbono; ambos a presión y temperatu-
ra ambiente.
a) Comparar el número de moléculas de los dos gases.
b) Si se eleva la temperatura del primer depósito, ¿cuál será ahora el resulta-
do de la comparación en cuanto a: 1) la presión, 2) el número de moles y
3) la energía cinética media de las moléculas?

a) El mismo número de moléculas.

b) 1) Aumenta. 2) El mismo. 3) Aumenta.

19. Tras una reacción química, se han obtenido 0,26 g de O2 a 18 °C y

748 Torr. Si se repite exactamente la reacción y se recoge el O2 burbujean-
do sobre agua en las mismas condiciones, ¿qué volumen de gas se obten-
drá? Dato: pv (agua) = 15,5 Torr, a 18 °C.

n (O2) = 0,26 g / 32,0 g·mol–1 = 8,125·10–3 mol, y, haciendo uso de la ecuación ge-
neral de los gases:
8,125·10–3  0,0821  291
V= = 0,201 L.
(748 – 15,5)/760

20. Un recipiente de 4,00 L contiene N2 a 25 °C y 604 mm Hg, y otro, de 10,0 L,

contiene He a 25 °C y 354 mm Hg. Se mezclan conectando los dos reci-
pientes. Calcular:
a) Las presiones parciales de cada gas y la presión total de la mezcla.
b) La fracción molar del nitrógeno en la mezcla.
(354/760)  10,0
n He = = 0,190 mol;
0,0821  298
(604/760)  4,00
n N2 = = 0,130 mol.
0,0821  298
Utilizando la ecuación general de los gases:
0,190  0,0821  298
a) p He = = 0,332 atm = 252 mm Hg.
14
0,130  0,0821  298
p N2= =0,227 atm = 173 mm Hg.
14

Unidad 2. La cantidad en química

 p t = 252 + 173 = 425 mm Hg.
b) X (N2) = 0,130/(0,190 + 0,130) = 0,406.

21. Calcular los gramos de agua que hay en un matraz de 500 mL lleno de va-
por de agua, a 100 °C y 745 mm Hg.

pVMm (745/760)  0,500  18

m= = = 0,29 g.
RT 0,0821  373

22. Sabiendo que la densidad de un cierto gas a 30 °C y 310 mm Hg es de

1,02 g/L, calcular la masa molecular de dicho gas.
dRT 1,02  0,0821  303
Mm = = = 62,1 g/mol; M = 62,1 u.
p 310/760

23. Un matraz de vidrio, en el que se ha hecho el vacío, pesa 20,191 g. Lleno

con oxígeno pesa 20,878 g, y con un óxido de nitrógeno (a las mismas p
y T ), 21,136 g. ¿Cuál es ese óxido?:
a) N2O b) NO
c) NO2 d) N2O4
m (O2) = 0,687 g; m (óxido) = 0,945 g.
m (óxido)/m (O2) = 0,945 g/0,687 g = 1,376.
El resultado correcto es a), puesto que, al dividir la masa molecular del N2O (44)
por la del oxígeno (32) sale 1,375.

24. Calcular la masa de aire a 23 °C y 749 mm Hg que hay en una habitación

que mide 4,5  3,1  2,4 m (tomar como «peso molecular» del aire 29).
V = 4,5  3,1  2,4 = 33,5 m3. En c.n.:
33,5  749 V ·760
= ; V = 30,4 m3 = 30,4·103 L.
296 273
29 g x
= ; x = 39 400 g = 39,4 kg.
22,4 L 30,4·103 L

25. La fórmula de la vitamina C es C6H8O6. ¿Cuál es su composición centesimal?

M (C6H8O6) = 176
C: (72/176)  100 = 40,91%;
H: (8/176)  100 = 4,54%;
O: (96/176)  100 = 54,55%.

26. La composición centesimal de un compuesto es 52,53% de bromo, 10,52%

de oxígeno y 36,95% de cadmio. ¿Cuál es su fórmula empírica?
Se halla la relación en moles y, a continuación, se pasa a enteros, dividiendo por
el menor:
1 mol (Br) x
= ; x = 0,6574 mol (Br); 2 mol Br.
79,91 g 52,53

Unidad 2. La cantidad en química

 1 mol (O) y
= ; y = 0,6575 mol (O); 2 mol O.
16,00 g 10,52
1 mol (Cd) z
= ; z = 0,3287 mol (Cd); 1 mol Cd.
112,4 g 36,95
Fórmula empírica: Cd(BrO)2

27. El análisis de un hidrocarburo da 92,32% de C y 7,68% de H. Si tomamos 5 g,

una vez transformados en vapor ocupan un volumen de 1,906 dm3, medidos
a 90 °C y 760 mm Hg. Calcular su fórmula empírica y su fórmula molecular.
Se procede como en el problema anterior:
92,32 g(C)/12,00 g·mol–1 = 7,693 mol (C); 1 mol de C.
7,68 g(H)/1,008 g·mol–1 = 7,619 mol (H); 1 mol de H.
Fórmula empírica: CH. Fórmula molecular: (CH)n.
5 g0,0821 atm·L·K–1·mol–1300 K
Mm= = 78,19 g/mol; Mr = 78,19.
1 atm  1,575 dm3
Debe cumplirse que 13·n = 78; luego, la fórmula molecular es: C6H6.

28. Un compuesto hidratado, conocido como sal de Mohr, se encuentra for-

mado por 14,2% de hierro, 9,2% de ion amonio, 49,0% de ion sulfato y
27,6% de agua. Calcular la fórmula más sencilla de esta sal.
14,2 g Fe/55,85 g·mol–1 = 0,254 mol Fe.
9,2 g (NH4+)/18,0 g·mol–1 = 0,511 mol (NH4+).
49,0 g(SO42–)/96,0 g·mol–1 = 0,510 mol (SO42–).
27,6 g (H2O)/18,0 g·mol–1 = 1,533 mol (H2O).
Al dividir por el menor valor, se obtienen los valores: 1 mol de Fe, 2 mol de NH4+,
2 mol de SO42– y 6 mol de H2O.
La fórmula es: Fe(NH4)2(SO4)2·6 (H2O).

29. La combustión de 2,573 g de un compuesto orgánico dio 5,143 g de CO2 y

0,9015 g de H2O. Si este sólo contiene C, H y O, ¿cuál es la fórmula empíri-
ca del compuesto?
12 g (C) x
= ; x = 1,403 g (C).
44 g (CO2) 5,143
2 g (H) y
= ; y = 0,1002 g (H).
18 g (H2O) 0,9015
Masa de oxígeno = 2,573 – 1,403 – 0,100 = 1,070 g de O.
1,403 g de C / 12 g·mol–1 = 0,1169 mol de C.
0,1002 g de H / 1,008 g·mol–1 = 0,09940 mol de H.
1,070 g de O / 16,00 g·mol–1 = 0,06688 mol de O.
Al dividir por el menor valor, se obtienen los valores: 1,747; 1,486 y 1 para el C,
H y O, respectivamente. Para transformarlos en valores enteros, multiplicamos
todos ellos por 4, con lo que la fórmula buscada es: C7H6O4.

Unidad 2. La cantidad en química

30. Razonar si el enunciado que sigue es verdadero o falso:
“En 1 cm3 de una disolución de glicerina (Mr = 92) 0,1 M y en 1 cm3 de una
disolución de urea (Mr = 60) 0,1 M habrá el mismo número de moléculas
del soluto”.
Verdadero. En 1 cm3 de una disolución 0,1 M hay 1·10–3 L  0,1 mol/L = 1·10–4 mol
y, si hay el mismo número de moles en las dos disoluciones, hay el mismo número
de moléculas.

31. ¿Dónde hay más H2SO4?:

a) En 40 mL de una disolución 2,5 N.
b) En 40 mL de una disolución al 25% y densidad 1,4 g/mL.
En b), puesto que:
2,5 eq/ 1 L = x/0,040 L; x = 0,1 eq = 4,9 g (en a)).
La masa de 40 mL de disolución es m = 40 mL  1,4 g/mL = 56 g, y de ellos so-
lo el 25% es soluto: (25/100)  56 = 14 g (en b)).
32. Se prepara una disolución a partir de 40 g de alcohol etílico, CH3CH2OH,
añadiéndole agua hasta alcanzar un volumen total de 250 cm3 de disolu-
ción. ¿Cuál es su molaridad?
n(CH3CH2OH) = 40 g/46 g·mol–1 = 0,87 mol; 0,87 mol / 0,250 L = 3,5 M.
33. Se mezclan 120 cc de una disolución de ácido nítrico 0,20 M con 80 cc de
una disolución de ácido clorhídrico 0,10 M. Calcular la molaridad de la di-
solución resultante respecto a los iones hidrógeno, nitrato y cloruro.
n(HNO3) = n(NO3–) = 0,120 L  0,20 mol/L = 0,024 mol.
n(HCl) = n(Cl–) = 0,080  0,10 = 0,0080 mol.
n(H+) = 0,024 + 0,0080 = 0,0032 mol.
V (total) = 0,200 L.
[H+] = 0,032/0,200 = 0,16 M.
[NO3–] = 0,024/0,200 = 0,12 M.
[Cl–] = 0,0080/0,200 = 0,040 M.
34. Se dispone de un ácido nítrico comercial del 70% y densidad 1,42 g/cm3.
a) ¿Qué volumen de dicho ácido debemos tomar para preparar 0,25 dm3
de ácido nítrico 0,40 M?
b) Calcular la molaridad y la fracción molar de soluto en la disolución
original.
Necesitamos tomar: 0,25 L  0,40 mol/L = 0,1 mol de HNO3.
a) La molaridad del ácido nítrico del que disponemos es: un litro de disolución tie-
ne una masa de 1,42·103 g, de los cuales (70/100)  1,42·103 = 994 g, es decir,
994 g/63 g·mol–1 = 15,8 mol, son soluto; luego: M = 15,8.
15,8 mol/1 L = 0,1/x; x = 6,3·10–3 L = 6,3 cm3.
b) De cada 1 420 g de disolución, 426 g son de disolvente y contienen 15,8 mol de
soluto. Luego: 15,8 mol / 0,426 kg = 37 m.
15,8
XS = = 0,40.
15,8 + (426/18)

Unidad 2. La cantidad en química

35. Completar las siguientes ecuaciones, ajustarlas y decir de qué tipo son:
∆
a) Hg(OH)2 → … b) Al + H2SO4 → …
c) KI + Cl2 → … d) H2 + Br2 → …
a) Hg(OH)2 + calor → HgO + H2O; descomposición.
b) 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2; desplazamiento.
c) 2 Kl + Cl2 → 2 KCl + I2; desplazamiento.
d) H2 + Br2 → 2 HBr; síntesis.

36. Teniendo en cuenta que las sales: BaSO4, PbS, AgCl, AgI, ZnS, CuS, PbI2 y
PbCl2 son insolubles en agua, señalar si al mezclar las disoluciones si-
guientes se produce o no precipitado (en caso afirmativo, escribir la ecua-
ción en forma iónica):
a) Cloruro de cinc + sulfato de plata → …
b) Yoduro potásico + nitrato de plomo (II) → …
c) Nitrato potásico + cloruro magnésico → …
d) Sulfuro sódico + sulfato de cobre (II) → …
Se produce precipitado en los siguientes casos:
a) Cl– + Ag+ → AgCl↓
b) 2 I– + Pb2+ → PbI2↓
c) S2– + Cu2+ → CuS↓

37. La reacción de combustión del carbono en cantidad controlada de oxíge-

no produce monóxido de carbono: 2 C + O2 → 2 CO. La cantidad de este úl-
timo es menor que la teórica, debido a que también tiene lugar la reac-
ción: C + O2 → CO2. Si a partir de 4,54 g de C se han obtenido 6,88 L de CO
en condiciones normales, ¿cuál ha sido el rendimiento?
Según la reacción, 1 mol (12 g) de C produce 22,4 L de CO (c.n.). Por consi-
guiente:
12 g (C)/22,4 L (CO) = 4,54/x; x = 8,47 L (CO). Como se han obtenido 6,88 L, el
rendimiento es: (6,88/8,47)  100 = 81,2%.

38. Calcular la cantidad de hidróxido sódico y agua que se necesita para pre-
parar 2 L de una disolución al 20% cuya densidad es de 1,22 g/cm3. ¿Cuál
será su molaridad?
La masa de dos litros de disolución es: 1,22 g/cm3  2 000 cm3 = 2 440 g. De ellos,
(20/100)  2 440 = 488 g (12,2 mol) son de soluto y 1 952 g son de agua. La diso-
lución es 12,2 mol/2 L = 6,1 M.

39. En el proceso de fermentación de la glucosa, C6H12O6, se produce alcohol

etílico, CH3CH2OH, y se desprende CO2. ¿Qué cantidad de alcohol se produ-
cirá a partir de 4,25 kg de glucosa? Suponer un rendimiento del 25 %.
C6H12O6 → 2 C2H6O + 2 CO2
180 g 4 250 g
= ; x = 2 172 g.
2  46 g x
25
 2.172 = 543 g.
100

Unidad 2. La cantidad en química

40. ¿Qué volumen de disolución de amoníaco, del 18% y densidad 0,93 g/cm3,
se necesita para formar, por reacción con ácido clorhídrico, 50 g de clo-
ruro amónico?
NH3 + HCl → NH4Cl
1 mol NH4Cl/53,5 g = x/50 g; x = 0,935 mol NH4Cl.
La disolución utilizada tiene una molaridad:
930 g/L  (18/100)
= 9,85 mol/L.
17 g/mol
Luego, se necesitan: 9,85 mol/1 L = 0,935 mol/x; x =0,095 L.

41. Al hacer estallar 100 cm3 de una mezcla de H2 y O2, y volver los gases a las
condiciones primitivas, queda un volumen de 10 cm3 de O2 en exceso. Ha-
llar la composición de la mezcla analizada.
2 H2 + O2 → H2O; 2x + x = 100 – 10 = 90; x = 30
Volumen de H2 = 2  30 = 60 cm3; Volumen de O2 = 30 + 10 = 40 cm3.

42. Un globo se llena con hidrógeno procedente de la reacción siguiente:

CaH2 (s) + 2 H2O (L) → Ca(OH)2 + 2 H2 (g)
a) ¿Cuántos gramos de hidruro de calcio harán falta para producir 250
mL de hidrógeno en c.n. capaces de llenar el globo?
b) ¿Qué volumen adquirirá el globo si asciende hasta una zona donde la
presión es de 0,500 atm y la temperatura de –73 °C?

a) 42 g (CaH2)/44,8 L (H2) = x/0,250 L; x = 0,23 g.

V  0,500 250  1
b) = ; V = 366 cm3.
200 273

43. Para hallar la normalidad de una disolución de ácido, se pesaron 1,947 g

de carbonato sódico anhidro, que, una vez disueltos en agua, se valora-
ron, gastándose 17,1 cm3 de la disolución de ácido. Calcular la normali-
dad de esta.
1 eq Na2CO3/53 g = x/1,947 g; x = 0,0367 eq.
0,0367 eq/0,0171 L = 2,15 N.

44. Se tiene una mezcla de sulfato de amonio y de cloruro de sodio. Con la finali-
dad de determinar el % en peso de cada sal, se trata con hidróxido de sodio
(en exceso) una disolución formada a partir de 20 g de la mezcla de sales. Co-
mo resultado de este tratamiento, el amonio se transformó en amoníaco. Sa-
biendo que se obtuvieron 3,4 g de amoníaco, calcula el % en peso de cada sal
en la mezcla inicial.
El amoníaco obtenido procede del sulfato de amonio, según la reacción:
(NH4)2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O + 2 NH3
Puesto que las masas molares del sulfato de amonio y del amoníaco son, res-
pectivamente, 132 g/mol y 17 g/mol, puede escribirse:

Unidad 2. La cantidad en química

 1  132 g (NH4)2 SO4 x
= ; de donde x = 13,2 g de (NH4)2SO4.
2  17 g NH3 3,4
La diferencia 20 – 13,2 = 6,8 g será la cantidad de cloruro de sodio en la muestra
y la composición porcentual:
100  13,2 / 20 = 66% de sulfato de amonio
100  6,8 / 20 = 34 % de cloruro de sodio

45. Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular de un compuesto

orgánico que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, sabiendo que:
– En estado de vapor, 2 g de compuesto, recogido sobre agua a 715 mm de
Hg y 40 °C, ocupan un volumen de 800 mL.
– Al quemar completamente 5 g de compuesto, se obtienen 11,9 g de di-
óxido de carbono y 6,1 g de agua.
Dato: Presión de vapor del agua a 40 °C = 55 mm de Hg.
a) Todo el carbono del compuesto se encuentra en el CO2, y todo el hidrógeno,
en el H2O. Teniendo en cuenta las masas molares de ambos, puede escribirse:
44 g CO2 / 12 g C = 11,9 g / x; x = 3,24 g C
18 g H2O / 2 g H = 6,1 g / y; y = 0,68 g H
El oxígeno se halla por diferencia:
5 – (3,24 + 0,68) = 1,08 g O.
Hallamos en moles la relación de cada elemento:
3,24 g C / 12 g/mol = 0,27 mol C
0,68 g H / 1 g/mol = 0,68 mol H
1,08 g O / 16 g/mol = 0,068 mol O
Esa relación expresada en números enteros es: 4 mol C: 10 mol H: 1 mol O, lue-
go la fórmula empírica es: C4H10O.
b) Se determina la masa molecular del compuesto orgánico mediante la ecua-
ción de los gases perfectos:
(715-55) / 760 atm  0,800 L =
= (2 g/ Mm)  0,082 atm·L·K–1·mol–1  (273 + 40) K
Mm = 73,9 g/mol. Masa que coincide con la de la fórmula empírica. Por tanto,
la fórmula molecular y la empírica coinciden.

46. El carbonato de magnesio reacciona con ácido clorhídrico para dar cloru-
ro de magnesio, dióxido de carbono y agua.
a) Calcular el volumen de ácido clorhídrico, de densidad 1,095 g/mL y del
20% en peso, que se necesitará para que reaccione con 30,4 g de carbo-
nato de magnesio.
b) Si en el proceso anterior se obtienen 7,4 litros de dióxido de carbono,
medidos a 1 atm y 27 °C, ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción?
a) La ecuación química ajustada es:
MgCO3 + 2 HCl → MgCl2 + H2O + CO2

Unidad 2. La cantidad en química

 La masa molar del MgCO3 es 84,3 g/mol, y, por tanto, tenemos:
30,4 g/ 84, 3 g·mol–1 = 0,36 mol de MgCO3.
De la ecuación química se deduce que 1 mol de MgCO3 reacciona con 2 mol
de HCl puro, y, en consecuencia, los 0,36 mol lo harán con 2  0,36 mol =
0,72 mol de HCl, que son 0,72 mol  36,5 g/mol = 26,3 g de HCl puro. (La
masa molar del HCl es 36,5 g/mol).
La masa de 1 litro de disolución de HCl es m = V·d = 1 000 mL  1,095 g/mL =
= 1 095 g, y, de ella, el 20%, es decir, 1 095  (20/100) = 219 g son de HCl pu-
ro. Puede escribirse entonces: 1 000 mL/219 g HCl = x / 26,3 g HCl; x = 120 mL.
b) Según la ecuación, deben obtenerse 0,36 mol de CO2 que, en las condiciones
indicadas, aplicando la ecuación de los gases pV = nRT:
1 atm·V = 0,36 mol  0,082 atm·L·K–1·mol–1  (27 + 273) K; V = 8,9 L.
Como solo se obtuvieron 7,4 L, el rendimiento fue: (7,4/8,9)  100 = 83%.

47. Se desea preparar 250 mL de una disolución de ácido sulfúrico 3 M utili-

zando para ello el reactivo de una botella cuya etiqueta señala una densi-
dad para el ácido de partida de 1,84 g/mL y una riqueza en peso del 96%.
a) Calcular e indicar cómo se prepararía dicha disolución.
b Nombrar y dibujar el material de laboratorio que se necesitaría.

a) Se necesitan 0,250 L  3 mol/L = 0,75 mol de ácido puro que, teniendo en cuen-
ta la masa molar del H2SO4 (98 g/ mol), son: 0,75 mol  98 g/mol = 73,56 g.
Un litro del reactivo de la botella tiene de masa: m = V·d = 1 000 mL  1,84
g/mL = 1.840 g, de los cuales, el 96% es ácido puro, es decir: 1.840 
(96/1 000) = 1.776 g de H2SO4 puro. Luego:
1 000 mL disolución / 1 776 g H2SO4 = V / 73,56; V = 41,6 mL.
Deben tomarse 41,6 mL de ácido comercial.
b) Consultar el ejemplo 5 de esta unidad.

Unidad 2. La cantidad en química