QUÍMICA EJERCICIOS
EJERCICIOS
EJERCICIO 1 (BOLETÍN 0 – EJERCICIOS DE CONCEPTOS BÁSICOS – EJERCICIO 0.1).
Teniendo en cuenta los conceptos de mol y masa atómica, comenta y/o corrige las afirmaciones
siguientes:
a) La frase “la masa atómica del aluminio es 27,0 g/mol”, significa que: la masa de un átomo de
aluminio es 27,0g.
Esta afirmación es incorrecta.
Que la masa atómica del aluminio sea 27,0 g/mol quiere decir simple y llanamente que un mol
de aluminio tiene una masa de 17,0 gramos.
b) La masa en gramos de un mol de sustancia es numéricamente igual a la masa molecular de la
sustancia.
Este enunciado es correcto.
La masa molecular se una sustancia viene dada en g/mol, por tanto ya representa la masa
existente en gramos dentro de un mol de sustancia.
c) La masa de un mol de
de metano, es la masa de una molécula de metano.
Afirmación falsa.
No es lo mismo un mol que una molécula.
d) El número de átomos en 12 moles de dióxido de carbono es mayor que en 12 g de carbono.
Esto es verdadero, vamos a comprobarlo.
Pasamos en primer lugar los 12 moles de CO2 a átomos:
12 moles CO2 → 12 átomos de CO2.
Luego pasamos los 12 gramos de carbono a átomos y vemos que este resultado es mayor.
1 234
12 g C · · 2,023 · 1023 at/mol = 6,023 · 1023 átomos.
15 6
e) Una unidad de masa atómica es la doceava parte del peso de un mol de átomos de =><;.
Afirmación correcta, está dentro de la definición de UMA.
f) El número de átomos en 1,00 · 10-10 g de carbono es mayor que en 1,00 · 10-10 moles de dióxido de
carbono.
Enunciado incorrecto, pasaremos las dos cantidades a átomos.
1 234
10-10 g C · · 6,023 · 1023 at/mol = 5,02 · 1012 átomos.
15 6
10-10 g moles CO2 · 6,023 · 1023 at/mol = 6,023 · 1013 átomos.
Por tanto, observamos que los moles de CO2 tienen más átomos que los gramos de C.
, QUÍMICA EJERCICIOS
EJERCICIO 2 (BOLETÍN 0 – EJERCICIOS DE CONCEPTOS BÁSICOS – EJERCICIO 0.2).
Sin realizar cálculos numéricos ¿cuál debe
debe ser la afirmación correcta? Un gramo de hidrógeno contiene…
a) Una molécula de hidrógeno.
b) 10-3 átomos de hidrógeno.
c) Un número de Avogadro de átomos.
d) Menos de un billón (1012) de átomos.
El apartado (a) no es correcto, ya que si pasamos a moléculas ese gramo de hidrógeno no nos da el
resultado de una molécula de dicho elemento:
1 234 J,K5L · 1KMN 234éOP4QR
1gH· · = 3,0115 · 1023 moléculas.
56 1 234
Hablando del apartado (b) tampoco se cumple, ya que no obtenemos 10-3 átomos de hidrógeno.
1 234 J,K5L · 1KMN áS323R
1gH· 56
·
1 234
= 3,0115 · 1023 átomos.
El apartado (c) es incorrecto, ya que obtenemos un número de Avogadro de átomos si pasamos este
gramo de hidrógeno a átomos tal y como hicimos en el apartado (b):
1 234 J,K5L · 1KMN áS323R
1gH· · = 3,0115 · 1023 átomos.
56 1 234
Refiriéndonos ahora al apartado (d) este resulta no ser correcto, ya que al obtener un número de
átomos como hicimos en el apartado (b) da mayor que 1012.
EJERCICIO 3 (BOLETÍN 0 – EJERCICIOS DE CONCEPTOS BÁSICOS – EJERCICIO 0.3).
Respecto a las partículas atómicas comenta y/o corrige las afirmaciones siguientes:
a) El número másico de un elemento indica el número de protones de los átomos del elemento.
Falso, indica la suma de protones y neutrones.
b) El número atómico del ión ioduro es igual al del xenón,
xenón, que es el elemento que sigue al iodo en la
tabla periódica.
Incorrecto, el número atómico del ión ioduro no es igual al del xenón, aunque sea el elemento
que lo sigue en la tabla periódica.
c) Todos los isótopos de un elemento tienen distinto número de protones.
protones.
Afirmación falsa, la frase corregida sería:
“Todos los isótopos de un elemento tienen distinto número de neutrones”.
d) El átomo de deuterio ( >=X) es un isótopo del helio.
Falso, el átomo de deuterio es un isótopo del hidrógeno.
e) Los isótopos de un elemento tienen diferente masa atómica, en consecuencia también diferente
número atómico.
Este enunciado es falso también, la forma correcta del mismo sería:
“Los isótopos de un elemento tienen diferente masa atómica, pero no tienen diferente número
atómico”.
, QUÍMICA EJERCICIOS
EJERCICIO 4 (BOLETÍN 0 – EJERCICIOS DE CONCEPTOS BÁSICOS – EJERCICIO 0.4).
Comenta y/o corrige las afirmaciones siguientes:
a) Los iones de átomos diferentes no pueden ser isoelectrónicos.
Afirmación falsa. Sí que pueden serlo.
b) El número de electrones del catión sodio es igual al de los átomos de argón.
Este enunciado es falso. El número de electrones del catión sodio no son igual a los del argón. Si
estuviésemos hablando del neón sí que lo serían.
c) Para que X e Y sean isoelectrónicos, necesariamente al
alguno
guno de ellos debe ser un ion.
Verdadero. Como mínimo habrá que restar o sumar un electrón, ya que X e Y son diferentes.
d) Identifica las especies Na, Na+, F y F- con las letras A, B, C y D que aparecen en la gráfica:
R.A. D Sabemos que:
B
El radio de los cationes es menor que el del átomo y que el valor
de los aniones es menor.
C
A El número atómico del sodio (ZNa = 11) es mayor que el número
atómico del flúor (ZF = 9).
Z
Por tanto, deducimos que: Na → D Na+ → C F→A F- → B
EJERCICIO 5 (BOLETÍN 0 – EJERCICIOS DE CONCEPTOS BÁSICOS – EJERCICIO 0.5).
Considera el concepto de fórmula molecular. La afirmación: “la fórmula molecular indica siempre la
relación numérica más sencilla entre los átomos que forman una sustancia”, ¿es correcta?
Este enunciado es falso.
La fórmula molecular es la forma real del compuesto, mientras que la fórmula empírica es la
relación numérica más sencilla entre los átomos que forman una sustancia.
Una muestra de 0,5 moles de cierta sustancia contiene
contiene 2,00 moles de carbono, 30 · 1023 átomos de
hidrógeno y 12,15 g de magnesio. Calcula su fórmula ¿es la empírica o la molecular?
Lo primero que debemos hacer es pasar todas las cantidades a moles.
Después dividiremos todos los valores entre el más pequeño de ellos, obteniendo con esto los
subíndices de la fórmula empírica.
C 2 mol 2 moles 4
H 30 · 1023 átomos 5 moles 10 C4 H10 Mg → Fórmula empírica.
Mg 12,25 g 0,5 mol 1
Ahora calcularemos su fórmula molecular, que viene dada por (C4 H10 Mg)n.
Hallamos la masa molecular del compuesto → Mm = 12 · 4 + 1 · 10 + 24,3 · 1 = 82,3 g/mol
Calculamos la masa del compuesto a partir de los moles, nos da 82,3 g/mol.
Comparando las masas tenemos finalmente el valor de n → n = 1
, QUÍMICA EJERCICIOS
EJERCICIO 6 (BOLETÍN 0 – EJERCICIOS DE CONCEPTOS BÁSICOS – EJERCICIO 0.6).
Un compuesto contiene un 11,1% de hidrógeno ¿Puedes calcular su masa molecular? Si sabes que además
cada molécula contiene 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, ¿puedes identificarlo?
Si el compuesto, formado por oxígeno e hidrógeno, tiene un 11,1% de hidrógeno, tendrá entonces
un 89,9% de oxígeno.
Tomaremos una referencia de 100 gramos para el porcentaje, pasaremos tanto el hidrógeno como
el oxígeno a moles y, dividiendo entre el más pequeño, obtenemos el subíndice de cada uno.
11,1% H 11,1 g 11,1 moles 2
H2O → Fórmula empírica.
88,9% O 88,9 g 5,56 moles 1
Es agua, así que su fórmula empírica coincide con su fórmula molecular.
EJERCICIO 7 (BOLETÍN 0 – EJERCICIOS DE CONCEPTOS BÁSICOS – EJERCICIO 0.7).
Una gota de ácido sulfúrico puro ocupa 0,025mL. Si la densidad del mismo es 1,981 g/cm3, calcula el
número de moléculas de sulfúrico presentes, el número de átomos de oxígeno y la masa de una molécula
de sulfúrico.
La fórmula del ácido sulfúrico es H2SO4 y su masa molecular → 1 · 2 + 32 · 1 + 16 · 4 = 98 g/mol.
Calculamos la masa del ácido con el producto de la densidad (ρ) por el volumen (V). Este último lo
pasaremos antes a cm3 para obtener la masa en gramos.
1g 1 h2N 1KKK O2N
V = 0,025 mL · 1KN 2g · · = 0,025 cm3.
1g 1 h2N
6
m = ρ · V = 1,981 O2N · 0,025 cm3 = 0,049525 g.
Ahora, dividimos esta masa entre la molecular y, pasándola a moléculas, obtenemos el resultado.
2 K,Kklm5m 6
n=i = = 5,025 · 10-4 moles H2SO4.
j ln 6/234
5,025 · 10-4 moles · 6,023 · 1023 moléculas/mol → 3,04 · 1020 moléculas H2SO4
EJERCICIO 8 (BOLETÍN 0 – EJERCICIOS DE CONCEPTOS BÁSICOS – EJERCICIO 0.8).
Considera el concepto de molaridad. La afirmación: “una disolución 1 M de hidróxido de cobre (II)
contiene 1 mol de sustancia por 100 g de disolución”, ¿es correcta?
La afirmación no es correcta, la definición real sería:
“Una disolución 1 M de hidróxido de cobre (II) contiene 1 mol de sustancia por 1 L de disolución”.
Se disuelven 10,0 g de nitrato de sodio en 250 g de agua. Calcular la molalidad y la molaridad de la mezcla.
Calculamos entonces los conceptos de molaridad (M) y molalidad (m) a partir de sus fórmulas,
suponiendo en la segunda la densidad del agua (ρagua).
s jtu
1K 6 · (MN
234oR R34PS3 v sw v sx · N) y
M= = M = 0,471 M
4pSq3R hpR34POpór 5mK · 1KzN g
s jtu
1K 6 · (MN
234oR R34PS3 v sw v sx · N) y
m = {p43R hpR34|orSo = m = 0,471 m
5mK · 1KzN g · 1 {6/g
