COLEGIO BLAS PASCAL

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1. ¿Cuántos at-g contiene una muestra de 216 g de aluminio? P.A.(Al = 27) a) 5 b) 6 c) 7 d) 8 e) 9

2. Determine el número de átomos gramo en 884

g de cromo. P.A.(Cr = 52) a) 19 b) 18 c) 17 d) 16 e) 15

3. En 8 g de calcio. ¿Cuántos átomos de calcio existen?

P.A.(Ca = 40) a) 1,2046 x 10

22 d) 1,2046 x 10

-23

b) 12,046 x 1023

e) 1,2046 x 1023

c) 12,046 x 10

-22

4. La masa de un clavo es de 14 g y contiene 80% de hierro. Hallar la cantidad de átomos de hierro en el clavo. a) 12 x 10

-23 b) 1,2 x 10

25 c) 1,2 x 10

-23

d) 12 x 1023

e) 1,2 x 1023

5. El peso molecular del yeso CaSO4 . 2 H2O es : P.A.(Ca = 40, S = 32, O = 16, H = 1) a) 127 b) 126 c) 177 d) 172 e) 162

6. Se tiene _____ mol-g en 336 g de C6H4(NO2)2 a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

7. ¿Cuántos gramos de hierro se pueden extraer de 60 g

de Fe2O3? P.A.(Fe = 56, O = 16)

a) 50 b) 45 c) 42 d) 40 e) 48

8. ¿Cuántos gramos de magnesio se pueden extraer de

5 mol de MgCO3?

a) 24 b) 120 c) 600 d) 360 e) 450

9. Se dispone de 340 g de amoniaco, indicar cuántos gramos de nitrógeno se obtienen.

a) 310 b) 680 c) 632 d) 34 e) 280

10. Determine el número de mol-g en

12,046 x 1024

moléculas de CO2. a) 0,2 b) 20 c) 2

d) 2,2 e) 0,21 11. Determinar cuántos gramos de manganeso son

necesarios para obtener 790 g de permanganato de potasio KMnO4. P.A.(Mn = 55, K = 39, O = 16)

a) 550 b) 275 c) 137,5 d) 213,8 e) 427,6

12. Hallar los gramos de oxígeno en 19,6 g de ácido

sulfúrico H2SO4. a) 8,12 b) 21,8 c) 2,18

d) 8,21 e) 12,8 13. ¿Cuántos at-g de oxígeno existen en 10 mol-g de

alumbre AlK(SO4)2 . 12 H2O? a) 0,02 b) 0,2 c) 2

d) 200 e) 20

14. Se tienen 24 mol-g de “Albendazol” (C12H15N8O2S) poderoso antimelmíntico, combate los parásitos intestinales. Calcule el número de at-g de azufre. P.A.(S = 32, N = 14, C = 12, O = 16, H = 1) a) 1 b) 6 c) 48 d) 24 e) 12

15. ¿Cuántos gramos de azufre se pueden extraer de 100

g de SO3? P.A.(S = 32, O = 16) a) 40 b) 41 c) 50 d) 80 e) 70

TAREA DOMICILIARIA Nº 1

1. De las siguientes muestras. ¿Cuál es la que tiene mayor masa? P.A.(Cl = 35,5, N = 14, O = 16, Al = 27, Fe = 56) a) 6,023 x 10

23 átomos de calcio

b) 2 at-g de Fe c) 3 mol-g de Al2O3

d) 6,023 x 1024

moléculas de HCl e) 12,046 x 10

23 moléculas de N2O

2. Una muestra de azufre pesa 48 g. Determine la

cantidad de átomos. P.A.(S = 32)

a) 1 NA b) 2 c) 2,5 d) 1,5 e) 0,5

3. ¿Cuántos gramos de calcio se pueden obtener de 8 mol de CaCO3? a) 120 b) 240 c) 320

d) 480 e) 640

4. Se dispone de 720 g de agua, indicar cuántos gramos de hidrógeno se obtienen. a) 120 b) 60 c) 100

d) 80 e) 140

5. Determinar cuántos gramos de sodio son necesarios para obtener 1200 g de NaOH. P.A.(Na = 23, O = 16, H = 1)

a) 720 b) 840 c) 460 d) 690 e) 960

6. Determinar cuántos gramos de carbono son necesarios para obtener 880 g de C3H8. a) 510 b) 720 c) 680

d) 840 e) 960

7. La masa de 0,3 moles de Al2(SO4)3 es : P.A.(Al = 27, S = 32, O = 16) a) 94,4 b) 182,9 c) 220,1

d) 102,6 e) 145,7

8. Diez moles de Ca(HCO3)2 es : P.A.(Ca = 40, O = 16, C = 12, H = 1) a) 1220 b) 1622 c) 11620 d) 1620 e) 1020

9. Determine el número de átomos – gramo de

hidrógeno en 8 moles de MgCO3 7 H2O. P.A.(Mg = 24, O = 16, C = 12, H = 1) a) 170 b) 144 c) 112

d) 176 e) 164

COLEGIO BLAS PASCAL

10. ¿Cuántas moles gramo hay en 900 gramos de agua (H2O)? P.A.(O = 16, H = 1)

a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7

11. ¿Cuántas moléculas de S8 existen en 15 mol-g de Au2(SO4)3? P.A.(Au = 197, S = 32, O = 16) a) 5,256 NA b) 6,652 c) 5,625

d) 5,265 e) 5,562

12. ¿Cuál de las masa es mayor? a) 10 mol de moléculas de hidrógeno b) 3 x 10

23 átomos de carbono

c) 0,10 mol-g de oxígeno d) 50 g de hierro e) 5 mol-g de nitrógeno

13. Se tiene una muestra de 220 g de propano C3H8,

Calcule el número de mol-g de hidrógeno (H2). a) 20 b) 6 c) 24 d) 12 e) 2

14. Las siguientes sustancias tienen igual masa en gramos. Determine aquella que posee el mayor

número de moléculas.

a) NH3 ( M = 17) d) H2S ( M = 34)

b) O2 ( M = 32) e) CO2 ( M = 44)

c) H2 ( M = 2)

15. El número de moléculas en 4 g de CH4 es :

a) 1,5 x 1031

d) 1,5 x 10-23

b) 1,5 x 10

30 e) 1,5 x 10

23

c) 1,5 x 10-30

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1. Hallar la composición centesimal (C.C.) del sodio en :

NaOH. P.A.(Na = 23, O = 16, H = 1) a) 57,5% b) 68,4% c) 32,7% d) 40% e) 60%

2. Hallar la C.C. del azufre en : SO2. P.A.(O = 16, S =

32) a) 50% b) 60% c) 40% d) 70% e) 30%

3. Hallar el % de magnesio en : MgSO4.

P.A.(Mg = 24, S = 32, O = 16) a) 10% b) 20% c) 30% d) 40% e) 45%

4. Hallar el % de calcio que existe en : CaCO3. P.A.(Ca = 40, O = 16)

a) 24% b) 12% c) 36% d) 40% e) 50%

5. ¿Cuál es la composición centesimal de un compuesto orgánico, cuando el número de átomos de hidrógeno

es el doble que el número de átomos de carbono? P.A.(C = 12, H = 1) a) 75% , 25% d) 50% , 50% b) 85% , 15% e) 80% , 20% c) 60% , 40%

6. Calcular la composición centesimal del tetracloruro de carbono : CCl4. P.A.(C = 12, Cl = 35,5) a) 81,2% Cl – 18,8% C b) 77,8% Cl – 22,2% C

c) 95,9% Cl – 4,1% C d) 92,21% Cl – 7,79% C

e) 86,21% Cl – 13,7% C

7. Calcular el contenido de cloro en tanto por ciento por mol de cloroformo : CHCl3. P.A.(C = 12, H = 1, Cl = 35,5) a) 89,12% b) 17,52% c) 94,18%

d) 85,46% e) 23,78%

8. El porcentaje en peso de cada elemento en el ácido sulfúrico H2SO4 es : P.A.(H = 1, S = 32, O = 16) a) 2,04% H ; 32,65% S ; 65,3% O

b) 9,51% H ; 62,10% S ; 37,39% O c) 1,02% H ; 49,37% S ; 49,61% O d) 4,08% H ; 14,52% S ; 81,4% O e) 3,06% H ; 39,87% S ; 57,07% O

9. Hallar la formula mínima de un compuesto formado por 92,3% C ; 7,7% H. P.A.(C = 12, H 1) a) CH b) CH2 c) C2H3 d) CH3 e) C2H5

10. Determine la F.E. de un óxido de cobre sabiendo que

el % de cobre es 80. P.A.(Cu = 63,5, O = 16) a) CuO2 b) Cu2O3 c) Cu3O d) CuO e) Cu3O2

11. Se tiene 500 g de un óxido de plomo que contiene 453,3 g de plomo. Hallar su F.E. a) Pb3O b) PbO2 c) PbO d) Pb3O4 e) Pb2O5

12. El análisis de un compuesto da la siguiente

composición centesimal : H = 5% Si = 35% O = 60%. Hallar su F.E. P.A.( H = 1, S = 32, O = 16) a) H4SiO3 b) H2SiO3 c) H2SiO4 d) HSiO3 e) H4Si3O

13. Hallar la formula molecular de un compuesto formado

por 40% C , 53,3% O y 6,7% H. Si el peso de 1 mol-g es 180 g. a) CH2O b) C5H10O5 c) C2H4O2

d) C3H6O3 e) C6H10O6

14. Calcular la formula molecular de un hidrocarburo, si su peso molecular es 78 y su composición centesimal es : C = 92,3%. P.A.(C = 12, H = 1)

a) C2H2 b) C7H5 c) C3H18

d) C6H6 e) C5H12

15. ¿Cuál es la fórmula de un hidrocarburo formado por

85,8% de carbono y 14,2% de hidrógeno. Si el peso de una molécula de este gas es 2,1 x 10

-22 g?

P.A.(C = 12, H = 1) a) CH9 b) H2C c) C2H9 d) C9H10 e) C5H10

TAREA DOMICILIARIA Nº 2

1. Hallar el % de azufre en : SO3. P.A.(S = 32, O = 16) a) 40% b) 75% c) 50% d) 60% e) 25%

2. Hallar la composición centesimal del hierro en :

Fe2O3. P.A.(Fe = 56, O = 16) a) 50% b) 45% c) 42% d) 35% e) 25%

3. Hallar el % de calcio en : CaO. P.A.(Ca = 40, O = 16) a) 60% b) 28,6% c) 71,4%

d) 40% e) 55,6% 4. Hallar la composición centesimal del hidrógeno

en el agua : H2O. P.A.(H = 1, O = 16) a) 11,1% b) 88,8% c) 32,1% d) 53,8% e) 5,56%

5. ¿Cuál es la composición centesimal de un compuesto cuando el número de átomos de oxígeno es el doble que el número de átomos de azufre? P.A.(S = 32, O = 16) a) 25% 75% d) 60% 40% b) 80% 20% e) 90% 10%

c) 50% 50% 6. Calcular la composición centesimal del

C6H33COONa. P.A.(C = 12, Na = 23, O = 16, H = 1) a) 44,6% C ; 20,8% H ; 10,1% O ; 24,5% Na

b) 42% C ; 26,4% H ; 17,3% O ; 14,3% Na c) 52,4% C ; 15,6% H ; 19,7% O ; 12,3% Na d) 48,8% C ; 19,2% H ; 18,6% O ; 13,4% Na e) 57,1% C ; 17,8% H ; 21,5% O ; 3,6% Na

7. ¿Cuál es la composición centesimal del clorato

de potasio KClO3? P.A.(K = 39, Cl = 35,5, O = 16) a) 44,6% K – 31,6% Cl – 23,8% O b) 31,8% K – 29% Cl – 39,2% O c) 41,4% K – 33% Cl – 25,6% O d) 32,8% K – 27,2% Cl – 40% O

e) 39,7% K – 19,2% Cl – 41,1% O 8. Calcular el contenido de potasio en tanto por

ciento por mol de nitrito de potasio KNO2. P.A.(K = 39, N = 14, O = 16) a) 37,4% b) 73,2% c) 56,9%

d) 63,6% e) 45,9%

9. Hallar la formula empírica de un compuesto

formado por 81,82% de carbono y 18,18% de hidrógeno e indique el número de átomos que hay.

a) 4 b) 6 c) 8 d) 11 e) 13

10. Determine la F.E. de un óxido de hierro sabiendo que el % de hierro es 70. P.A.(Fe = 56, O = 16) a) FeO b) Fe2O3 c) Fe3O4

d) FeO2 e) Fe3O6 11. Calcular la F.E. de una sustancia ácida si su

composición centesimal es : H = 1,18% ; Cl = 42,01% y O = 56,81%. P.A.(H = 1, Cl = 35, O = 16)

a) HClO b) HClO5 c) HClO2 d) HClO3 e) HClO7

12. La F.E. de un óxido que contiene 72% en peso de Mn es : P.A.(Mn = 55, O = 16) a) Mn3O4 b) MnO2 c) MnO3 d) MnO e) Mn2O5

13. La glucosa tiene peso molecular 180 (CxHyOz). Si la composición centesimal de la glucosa es la siguiente : % C = 40 , % H = 6,65. Calcular su F.M.

a) CH2O b) C6H12O6 c) C3H6O3

d) C5H10O5 e) C8H16O8 14. La aspirina tiene una composición centesimal : C

= 60% , O = 35,56% y el resto de hidrógeno. Calcular la formula molecular de la aspirina, si su peso molecular es 180. P.A.(C = 12, H = 1,

O = 16) a) C10H9O3 b) C9H8O4 c) C8H11O5 d) C8H14O5 e) C6H12O7

15. Se ha hallado la formula empírica de la droga antimalarice quinina C10H12ON. Si el peso molecular de la quinina calculado por osmosis es

324. calcular la F.M.

a) C40H48O4N4 d) C20H24O2N2 b) C10H12ON e) C60H72O6N6 c) C30H36O3N3

Peso de un átomo EPeso Atómico de E =

1peso (C-12)

12

31 2 AA A

1 2 3

X ; X ; X ; ....

% % % .....

#at-g(E)xPA(E)%E = x100

M

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA

1. El peso de un átomo (Masa de un átomo). Está dado por la

suma de la masa que aportan los protones y los neutrones

(mp = 1,6x10-24 g mn)

Como las masas obtenidas resultan ser muy pequeñas, se

conceptualizó la UMA.

1U.M.A = 1,6x10-24 g

2. Peso Atómico o Masa Atómica. Es la masa relativa de un

átomo, comparándola con la 1/12 parte de la masa de C -

12.

Es por esta razón que el P.A de un elemento es adimensional (no tiene unidades)

3. Peso Atómico Promedio. Se determina con el promedio

ponderado de las masas atómicas de los isótopos de un

elemento y sus respectivos porcentajes de abundancia en la naturaleza.

Dónde:

A1; A2; A3;… = masas isotópicas

%1; %2; %3…… = % de abundancia

1 1 2 2 3 3(% ) + A (% ) + A (% ) + ...PA(E) =

100

A

Principales pesos atómicos

Elemento PA Elemento PA

H

C

O

N

Na Ca

K

Cu

Fe

Br

1

12

16

14

23 40

39

63,5

56

80

P

Cl

S

Si

Mg Ag

Au

Al

Zn

Hg

31

35,5

32

28

24 108

197

27

65

200,6

4. Átomo – Gramo (at–g): Es el peso atómico de un elemento

pero expresado en gramos. Esta masa siempre contiene

6,023x1023 átomos de dicho elemento.

1at–g(E)=1 mol átomos (E)=PA (E) g

5. Peso Molecular (PM) ó Masa Molecular. Es la suma de

los pesos atómicos de los átomos que constituyen una molécula.

6. Peso – Fórmula o Masa – Fórmula. Es la suma de los

pesos atómicos de todos los átomos que constituyen un

compuesto iónico.

7. Mol – gramo o molécula gramo (mol-g) (n). Es el peso

en gramos de un mol de moléculas (6,023x1023 moléculas)

de un sustancia química covalente. Se determina expresando

el peso molecular en gramos

1mol-g(X)=1mol moléculas(X)=M(X)g

8. Peso Formula – gramo (PF-g). Es el peso en gramos de

un mol de iones (6,023x1023 iones) de un sustancia química iónica. Se determina expresando el peso formula en gramos

1PF-g(X)=1mol iones(X)=M(X)g

9. Concepto de mol. Es la cantidad de sustancia de un

determinada especie química (moléculas, iones, átomos, protones, electrones, etc.) y que siempre contiene

6,023x1023 unidades de dicha especie química.

1 mol = 6,023x1023 = NA unidades

Así: 1 mol (átomos) = 6,023x1023 átomos

1 mol (moléculas) = 6,023x1023 moléculas

1 mol (iones) = 6,023x1023 iones.

10. Interpretación de una fórmula química

Como partícula. Representa una molécula o una unidad

fórmula.

Como masa. Representa un mol-g o un peso fórmula gramo. En este caso los subíndices indican el número de

moles de átomos o número de átomos-gramos de cada

elemento.

11. Volumen molar (Vm). Es el volumen que ocupa especialmente 1 mol-g de cualquier gas y que a

condiciones normales es igual a 22,4 litros

1mol-g cualquier gas 22,4 litros

12. Composición porcentual

Nos indica el porcentaje en masa de cada elemento que lo forma, con respecto a la masa total de dicho compuesto.

13. DETERMINACIÓN DE FE – FM

Se trata de establecer una relación cuantitativa entre los

elementos o iones que forman un compuesto

FÓRMULA EMPÍRICA

Nos indica la relación o proporción mínima del número de

átomos-gramo de cada elemento que integra la sustancia.

Es la fórmula simplificada de la fórmula real

FÓRMULA MOLECULAR.

Se le puede llamar también fórmula global. Es la fórmula

real, puesto que indica la proporción verdadera por cada

mol de sustancia

FM = n (FE)

Reglas para determinar la fórmula empírica y fórmula

molecular

1º. Se determina el #at-g de cada elemento, como sigue:

W(E)g# at-g(E) =

PA(E)

2º. Si no son enteros, se procede a la división entre el menor

valor de ellos.

3º Si persiste los decimales se le multiplica por un factor a

todos los resultado anteriores, de lo contrario con estos datos se establece la F.E

4º Finalmente se determina la F.M, pero para ello el problema

debe dar como dato el peso molecular del compuesto para

luego calcular “n”.

2 átomos de

H

1 átomo de S

4 átomos de

O

7 átomos

totales

3 4H PO 1 molécula contiene

3 átomos de hidrógeno

1 átomo de fósforo

4 átomos de oxígeno

7 átomos totales

3 4H PO 1 mol-g contiene

3 mol de H <> 3 at-g de H

1 mol de P <> 1 at-g de P

4 mol de O <> 4 at-g de O

7 mol átomos totales