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QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 1.- La Química y sus cálculos [1]

1.- COMPOSICIÓN DE LA MATERIA

1.1.- Elementos y compuestos.

Heterogénea (Pizza, granito, agua+aceite) Mezcla Homogénea o Disolución (Vino, agua salada)

Sustancia Compuesto (Agua, ácido sulfúrico) Sustancia pura Elemento (Oxígeno, azufre, hierro)

* Mezcla: Agrupación de sustancias que no tiene propiedades fijas (densidad, temperatura de

fusión, temperatura de ebullición, dureza...) y que puede separarse por procesos físicos

sencillos (filtración, decantación, tamizado...)

- Heterogénea: una porción de ella tiene propiedades distintas a otra porción.

- Homogénea o disolución: cualquier porción que tomemos tiene las mismas propiedades.

* Sustancia pura: Sustancia con propiedades fijas que no puede separarse por procesos físicos

sencillos.

- Compuesto: Combinación de dos o más elementos, por lo que se puede descomponer en ellos.

La parte más pequeña del mismo, que mantiene sus propiedades se llama molécula.

- Elemento químico: Sustancia que no puede descomponerse en otras más simples. Hasta

ahora se conocen 118, que están ordenados en la tabla periódica. La parte más pequeña

de un elemento, que mantiene sus propiedades se llama átomo

1.2.- Leyes de las combinaciones químicas a) Ley de conservación de la materia (Lavoisier)

“La masa de los reactivos es igual a la masa de los productos de la reacción.”

Por tanto, en una reacción química no cambia la masa, es igual antes que después de la

reacción.

b) Ley de las proporciones constantes o definidas (Dalton).

“Un determinado compuesto contiene siempre los mismos elementos en las mismas

proporciones.”

Por tanto, sólo existe una sola fórmula para cada compuesto y en él el porcentaje de cada

uno de los elementos que lo forman es constante.


Por ejemplo: en el agua por cada 16 g de oxígeno hay 2 gramos de hidrógeno, la proporción

en masa de oxigeno con respecto a hidrógeno siempre es 8:1, o lo que es igual, el agua

siempre tiene un 88,89 % de oxígeno y un 11,11 % de hidrógeno.

En el caso del ácido sulfúrico (H2SO4) la proporción de oxígeno, azufre e hidrógeno es

siempre 32:16:1, lo que equivale en este caso a 65,31 % de oxígeno, 32,65 % de azufre y

2,94 % de hidrógeno.

Actividad: Sabemos que el óxido de hierro(II) tiene una composición de 77,73 % de hierro. Si analizamos

una muestra que contiene 111,7 g de hierro por cada 48 g de oxígeno ¿será FeO o no?. Razónalo.

1.3.- Símbolos y fórmulas químicas. Los elementos se representan por símbolos (1 o 2 letras) y los compuestos por fórmulas.

Elementos: Ca, S, Hg, N Compuestos: H2SO3, NH3, Na2S, Zn3(PO4)2

Las fórmulas expresan la composición cualitativa y cuantitativa de un compuesto.

- Si el compuesto es molecular indica la composición de cada molécula.

Por ejemplo, cada molécula de amoniaco (NH3) está formada por 3 átomos de hidrógeno

y 1 de nitrógeno.

- Si el compuesto es iónico indica la proporción entre iones (fórmula empírica).

Por ejemplo, el sulfuro de sodio (Na2S) está formada por iones Na+ e iones S2-, siendo

la cantidad de los primeros el doble que la de los segundos. Es decir, no nos indica que

hay moléculas formadas por un átomo de azufre y dos de sodio, sino que hay una red

cristalina donde hay muchísimos iones de sodio y de azufre unidos entre sí formando

una sola estructura, y de sodio hay el doble que de azufre.

Fórmulas moleculares y fórmulas empíricas.

- Fórmula empírica: Nos ofrece la relación numérica más sencilla entre los átomos que

forman parte

del compuesto.

- Fórmula molecular: Nos dice el número real de átomos que forman una molécula.

Por ejemplo, para la glucosa sería: (CH2O)n la empírica y C6H12O6 la molecular.

2.- UNIDAD DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL.

2.1.- Unidad de masa atómica.

* Definición de u.m.a.: La doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (12

C).

Coincide aproximadamente con la masa del átomo más pequeño que existe, el hidrógeno.

* Masa atómica (mal llamada peso atómico). Es la masa de un átomo expresada en u.m.a.

Coincide aproximadamente con el número másico.


2.2.- Masa atómica, masa molecular y masa fórmula.

* Número atómico (Z): Es el número de protones de un átomo (sirve para identificarlo, es

su “DNI”)

* Número másico (A): Es la suma del número de protones y el de neutrones de un átomo.

Por tanto, es el número de partículas que tiene un átomo en el núcleo.

* Isótopos: Son átomos con los mismos protones pero diferente número de neutrones, o

lo que es igual: átomos con igual Z y distinto A.

Por tanto, son átomos del mismo elemento, que al tener distintos neutrones, tienen

distinta masa.

La masa atómica de un elemento es la media ponderada de las masas de sus isótopos.

Por ejemplo, el cloro tiene dos isótopos, uno de masa 36,966 uma y otro 34,969 uma. El

primero tiene una abundancia del 24,23 % y el segundo del 75,77 %. La masa atómica

del cloro será la media ponderada de esos dos valores, que sale 35,453 uma.

* Masa molecular (mal llamada peso molecular). Es la masa de una molécula expresada en

u.m.a.

Se obtiene sumando las masas de los átomos que la componen.

En los compuestos iónicos es más correcto hablar de masa fórmula, pues no forman

moléculas.

2.3.- Concepto de mol. Número de Avogadro. * Mol es la unidad de cantidad de sustancia (una de las 7 unidades fundamentales del S.I.)

Definición: “La cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de

partículas”, sean éstas átomos, moléculas, iones, electrones, etc.

* El número de Avogadro (NA) es 6,022 · 1023 y no tiene unidades.

* Masa molar (Mm).

Es la masa en gramos de un mol de sustancia, por tanto sus unidades son g/mol.

Cada sustancia tiene una masa molar diferente (es decir 1 mol de diferentes sustancias

pesa diferente), pero en un mol de cualquier sustancia hay el mismo número de

partículas (que siempre es el número de Avogadro).

La relación entre la u.m.a. y los gramos es:

1 g = 6,022 · 1023

uma o bien 1 uma = 1 / NA = 1,66 · 10-24 g

Conviene precisar en el caso de sustancias elementales gaseosas (oxígeno, nitrógeno, etc)

si se trata de 1 mol de átomos (O, N, Cl…) o 1 mol de moléculas (O2, N2, Cl2 …) , pues

no es igual.

El valor numérico de la masa molar coincide con el de la masa molecular, pero la primera

se expresa en gramos y la segunda en uma. Así, la masa molar del agua es 18 g y su

masa molecular 18 uma, lo que significa que 1 mol de agua tiene de masa 18 gramos y

1 molécula de agua tiene de masa 18 uma.

Ejemplos aclaratorios:

- 1 átomo de oxígeno “pesa” 16 uma, que en gramos sería: 16 / NA = 2,66 · 10-23 g

- 1 átomo de hidrógeno “pesa” 1 uma, es decir: 1 / NA = 1,66 · 10-24 g

- 1 molécula de agua “pesa” 18 uma, es decir: 18 / NA = 2,99 · 10-23 g


- 1 mol de átomos de oxígeno “pesan”: NA * 16 / NA = 16 g y contiene 6.022·1023

átomos

- 1 mol de moléculas de oxígeno (O2) “pesan” 32 g y contiene 6,022·1023 moléculas

- 1 mol de átomos de hidrógeno “pesan” 1 g y contiene 6.022·1023 átomos.

- 1 mol de moléculas de hidrógeno (H2) “pesan” 2 g y contiene 6,022·1023 moléculas

- 1 mol de iones SO42- “pesan” 96 g y tiene el número de Avogadro de iones sulfato.

- 1 mol de NH3 tiene de masa 17 g y contiene 6,022·1023 moléculas de amoniaco.

En cuanto a átomos, contiene 6,022·1023 átomos de N y el triple (1,8·1024) átomos

de H.

Revisar el ejercicio resuelto 1 de pág. 14 y hacer las actividades 1 y 2 de la misma página.

3.- EL ESTUDIO DE LOS GASES.

Las magnitudes que definen el estado de un gas son la presión, la temperatura, el volumen y el

número de moles. Vamos a estudiar la relación que existe entre ellas.

3.1.- Ley de Boyle: “A temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la

presión ejercida”.

Matemáticamente se expresa: p·V = cte. o bien p1·V1 = p2·V2

3.2.- Leyes de Charles y Gay-Lussac. “A presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su

temperatura”.

Matemáticamente: .cteT

V o bien

2

2

1

1

T

V

T

V (La temperatura siempre en kelvin)

* Explicación del cero absoluto de temperatura mediante la gráfica V frente a T:

El cero corresponde a la temperatura que tendría cualquier gas cuyo volumen se redujese

a 0.

“A volumen constante, la presión ejercida por un gas es directamente proporcional a su

temperatura”.

.cteT

P o bien

2

2

1

1

T

P

T

P (La temperatura en kelvin)

3.3.- Ley de Avogadro.

“A igualdad de presión y temperatura, en volúmenes iguales de gases diferentes existen el

mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico)”.

Esto significa que el volumen que ocupa un gas y las partículas que contiene son directamente

proporcionales.

Matemáticamente sería: V / n = cte


3.4.- Gases ideales y gases reales. * Gas ideal es aquel en el que las fuerzas entre sus moléculas son nulas y el volumen de las

mismas es despreciable frente al volumen del gas (las moléculas se consideran

puntuales).

* Los gases reales se comportan como ideales cuando están a baja presión y temperatura

moderada o alta.

Consideraremos en este curso que todos los gases se comportan como si fuesen ideales,

para que de esta forma sean válidas todas las leyes anteriores.

3.5.- Ecuación de estado de los gases ideales (ecuación de Clapeyron):

Esta ecuación combina todas las leyes anteriores y se puede expresar de dos formas:

p·V = n·R·T (se utiliza para relacionar las magnitudes de un estado concreto del gas)

𝒑𝟏·𝑽𝟏

𝑻𝟏=

𝒑𝟐·𝑽𝟐

𝑻𝟐 (se utiliza para relacionar entre sí dos estados de una misma cantidad de gas)

El valor de R dependerá de las unidades elegidas: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1 (es lo habitual),

pero si utilizásemos el sistema internacional de unidades, entonces R = 8,31 J·K-1·mol-1

3.6.- Volumen molar y densidad de un gas. El volumen molar es el volumen que ocupa un mol de cualquier sustancia.

Para sólidos y líquidos el volumen molar depende de la sustancia, pero para gases se mantiene

constante para todos ellos.

Como un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de partículas, y como cualquier

sustancia gaseosa ocupa el mismo volumen en las mismas condiciones (P y T), quiere decir

que "un mol de cualquier gas en idénticas condiciones de P y Tª ocupa el mismo

volumen".

En las condiciones normales (273 K y 1 atm) éste volumen es de 22,4 litros y se denomina

volumen molar normal. En otras condiciones habrá que calcularlo: V = 1 · R · T / p

Densidad de un gas. Determinación de masas moleculares.

Podemos determinar la masa molecular de un gas midiendo su densidad (por ejemplo pesando

22,4 L del gas problema en C.N.) y teniendo en cuenta la siguiente expresión:

mM

m

TR

Vpn

·

·1 𝑀𝑚 =

𝑚·𝑅·𝑇

𝑝·𝑉=𝑑·𝑅·𝑇

𝑝

3.7.- Ley de Dalton sobre las presiones parciales: "La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada

gas":

pT = i

ip = p1 + p

2 + p

3 + ...

* La presión parcial de un gas es la que ejercería si ocupara él solo el recipiente y se puede

calcular mediante dos expresiones:


V

TRnp i

i

·· Ti

T

T

ii px

V

TRn

n

np ·

···

Revisar el ejercicio resuelto 2 de la página 19 y hacer la actividad 4 de dicha página.

4.- DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS. (No entra)

5.- DISOLUCIONES. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN.

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las mismas

propiedades físico-químicas en todos sus puntos.

El componente en mayor proporción se denomina disolvente y el/los otro/s se denomina soluto/s.

(En disoluciones acuosas de ácidos, bases o sales el agua se considera siempre el

disolvente).

5.1.- Solubilidad. Se define el término solubilidad en agua como la cantidad máxima de una sustancia que se

disuelve en 100 g de agua a una temperatura dada.

También se puede definir como la máxima concentración posible de un soluto en un disolvente.

Cuando una disolución tiene esa máxima concentración se dice que está saturada.

La solubilidad de los compuestos sólidos o líquidos suele aumentar con la temperatura (a más

temperatura más cantidad se disuelve), pero la de los gases disminuye (a más temperatura

menos se disuelve).

5.2.- Unidades de concentración: La concentración es una relación entre cantidad de soluto y cantidad de disolvente o disolución.

El volumen de soluto y el de disolvente no siempre son aditivos debido a las fuerzas

intermoleculares entre ellos.

Las formas más habituales de expresar la concentración son:

a) % en masa o % en volumen:

Es el número de gramos (o litros) de soluto por cada 100 gr (o litros) de disolución

* También se utiliza ppm (partes por millón): número de gramos de soluto por cada millón de

gramos de disolución.

b) Gramos/litro (g/L):

Son los gramos de soluto por cada litro de disolución. g/L = gramos sol./litros disoluc.

c) Molaridad (M):

Son los moles de soluto por cada litro de disolución. M = moles sol./litros disoluc.

d) Normalidad (N):

Son los equivalentes de soluto por cada litro de disolución. N = equival. sol./litros disoluc.


* El número de equivalentes se obtiene dividiendo los gramos entre la masa equivalente.

Y la masa equivalente se obtiene dividiendo la masa molar entre la valencia (n).

Mequiv = Mm / n

< Para ácidos: n = número de H+ que cede

Valor de n < Para bases: n = número de OH- que tiene (o número de H+ que acepta)

< En reacciones redox: n = nº de electrones intercambiados por mol de

sustancia

* Relación entre Molaridad y Normalidad: N = M·n

e) Molalidad (m):

Son los moles de soluto por cada kilogramo de disolvente. m = moles sol./kilogramos disolv.

f) Fracción molar (xi):

Es la relación entre los moles de un componente (soluto o disolvente) y los moles totales de

disolución. xs = moles sol./(moles sol. + moles disolv.)

xd = moles disolv./(moles sol. + moles disolv)

Se cumple que: xs + xd = 1

Actividad: Se disuelven 15,0 g de ácido crómico puro en agua destilada hasta un volumen final de 100 mL,

obteniéndose una disolución de densidad 1,06 g/cm3. Calcula su concentración expresada en: % en masa,

molaridad, molalidad, g/L, normalidad como ácido, fracción molar de soluto y fracción molar del

disolvente.

Hacer actividad 6 de la página 23.

6.- ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

6.1.- Ecuaciones químicas. En las ecuaciones químicas, además de indicar los reactivos y productos que intervienen en la

reacción, a veces se ofrece más información sobre la misma:

* El estado de agregación o fase de reactivos y productos se hace mediante: (s), (l), (g), (aq).

* La formación de un producto gaseoso se indica colocando a su derecha una flecha hacia arriba.

Por ejemplo, si se obtiene hidrógeno gas se indica: H2 ↑

* La precipitación de un sólido se indica colocando a su derecha una flecha hacia abajo.

Por ejemplo: Ca ↓

* Si hay que aportar calor a la reacción se indica con el símbolo o con la letra “Q” sobre la

flecha de la reacción.

Por ejemplo: CH4 + Cl

2 Δ → CH

3Cl + HCl o bien CH

4 + Cl

2 𝑄 → CH

3Cl + HCl

* Si interviene un catalizador se escribe su símbolo o fórmula sobre la flecha de la reacción.

Por ejemplo: CH3-CH=CH2 + H2 𝑃𝑡 → CH3-CH2-CH3

* Si se produce en presencia de luz se indica con la palabra “luz” o con “h·f” sobre la flecha de

la reacción.

Por ejemplo: CH4 + Cl

2 luz → CH

3Cl + HCl o bien CH

4 + Cl

2 h·f → CH

3Cl + HCl


* Para expresar el calor que se absorbe o se cede en una reacción se añade a su derecha la

entalpía (H) asociada a ella. Ésta será positiva si la reacción es endotérmica (absorbe

calor) y será negativa si es exotérmica (desprende calor).

Por ejemplo: N2 + 3 H2 2 NH3 Ho = -92 KJ

Ajuste de masa y de carga en las ecuaciones químicas:

Una ecuación química se debe ajustar mediante coeficientes, para que cumpla la ley de Lavoisier.

Si en la reacción intervienen iones ésta también se debe ajustar eléctricamente para que la

carga se conserve:

Zn + 2 Ag+ Zn

2+ + 2 Ag S

2- + ½ O2 + H2O 2 OH

- + S

Interpretación de los coeficientes estequiométricos.

Los coeficientes estequiométricos nos indican la proporción en que participan reactivos y

productos en la reacción. Dicha proporción se puede interpretar de varias formas:

- Proporción molecular: Los coeficientes indican la relación entre el número de moléculas

de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción.

- Proporción molar: Los coeficientes nos indican la relación entre el número de moles de

cada una de las sustancias. A partir de esa relación molar podemos calcular la relación

de masas entre las sustancias de la reacción.

- Proporción volumétrica (sólo para gases): Los coeficientes nos ofrecen la relación entre

los volúmenes de los gases que intervienen.

Ejemplo:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

2 moléculas 1 molécula 2 moléculas

2 moles 1 mol 2 moles

4 gramos 32 gramos 36 gramos

2 litros 1 litro ---- (no se sabe, pues no es gas)

6.2.- Reactivo limitante Cuando nos dan cantidades de dos reactivos que no guardan la relación estequiométrica, hay

que determinar de antemano cuál de ellos es el reactivo limitante (el que reacciona por

completo, el que se gasta totalmente) y hacer los cálculos estequiométricos a partir de él.

Revisar ejercicio resuelto 1 de página 25

6.3.- Rendimiento de una reacción. Rara vez en las reacciones se obtiene la cantidad exacta de producto que se espera según los

cálculos estequiométricos. Lo más habitual es obtener realmente menos producto que la

cantidad teórica, debido a que a veces se alcanza un equilibrio antes de que finalice la

reacción y otras veces se forman otros productos secundarios paralelamente a los

principales.

En estos casos hemos de hablar de rendimiento, definido como:


cantidad real obtenida

Rendimiento 100cantidad teórica

Por tanto, en la realidad el rendimiento de una reacción suele ser menor del 100 %, Cuando esto

ocurra, hemos de tenerlo en cuenta a la hora de hacer los cálculos estequiométricos.

Cuando no se indique nada respecto al rendimiento supondremos que es del 100 %

Actividad: La combustión completa de 1,50 g de propano produjo 1030 mL de CO2, medidos en condiciones

normales de presión y temperatura. ¿Cuál fue el rendimiento de la reacción?.

6.4.- Pureza de los reactivos Si hay algún reactivo impuro, hemos de tener en cuenta que sólo la parte pura de él intervendrá

en la reacción, y será esta cantidad pura la que tomaremos para hacer los cálculos.

Actividad: El ácido clorhídrico reacciona con el cinc según la reacción: HCl + Zn → ZnCl2 + H2. Se mezclan

15 g de cinc, que contiene un 5 % de impurezas inertes, con 30 mL de ácido clorhídrico al 21 % en masa y

densidad 1,102 g/cm3. Calcula el volumen de hidrógeno que se desprende medido a 15 ºC y 710 mmHg.

Anexo.- INCERTIDUMBRE EN LAS MEDIDAS. CIFRAS SIGNIFICATIVAS.

Al hacer cálculos matemáticos hemos de tener en cuenta los criterios siguientes:

Cifras significativas: son los dígitos que tiene una medida (no se cuentan los ceros a la

izquierda).

Cálculos con cifras significativas y redondeo:

a) Al sumar o restar, el resultado no puede tener más cifras decimales que el dato que tenga

menos.

Por ejemplo: 0,35 + 23,384 = 23,734 = (esta solución debe tener dos decimales y además

redondeados) ≈ 23,73

b) Al multiplicar o dividir, el resultado no puede tener más cifras significativas que el dato que

tenga menos.

Por ejemplo: 0,034 · 12,9 = 0,4386 = (debe tener dos cifras significativas y estar

redondeada) ≈ 0,44

c) Cuando se hacen varias operaciones sucesivas no se tienen en cuenta las cifras significativas

ni el redondeo hasta llegar al final:

Por ejemplo: 12,3 · 3,268 · 0,61 = 24,519804 = (dos cifras y redondeada) ≈ 25

d) Los números exactos tienen infinitas cifras significativas.


Actividades del Tema 1: LA QUÍMICA Y SUS CÁLCULOS

Del libro:

1.- Calcule el número de átomos contenidos en:

a) 10 g de agua

b) 0,2 moles de C4H10

c) 10 L de oxígeno en condiciones normales de presión y temperatura.

2.- Se dispone de 4,6 g de dióxido de nitrógeno gas. Calcule:

a) Moles de dióxido de nitrógeno.

b) Número de átomos de nitrógeno y de oxígeno.

c) La masa, en gramos, de un átomo de nitrógeno y de una molécula de NO2.

3.- Disolviendo 350 g de cloruro de cinc anhidro en 650 g de agua, se obtiene una disolución cuyo volumen

total, a 20 ºC, es 740 mL. Calcúlese su concentración en:

a) Molaridad. b) Molalidad.

c) Fracción molar de soluto. d) Porcentaje en masa.

4.- Se hacen reaccionar 50 g de un mármol que contiene un 20 % de CaCO3 con 50 mL de HCl comercial al

10 % en masa y densidad 1,047 g/mL. Suponiendo que las impurezas son inertes, determina la masa de

gas CO2 que se desprende. Nota: Los otros productos de la reacción son CaCl2 y H2O.

5.- Calcular la riqueza en CaCO3 de una caliza, sabiendo que 13,06 g de la misma reaccionan con 89,5 cm3 de

una disolución de HCl 2,3 M, produciendo CaCl2 , CO2 y H2O.

6.- Una mezcla gaseosa está formada por 28 g de benceno y 37 g de oxigeno. Calcula los gramos de agua que

se producirán cuando se produzca la combustión de dicha mezcla.

7.- ¿Qué cantidad de piedra caliza, de una riqueza de un 90 % en carbonato cálcico, hay que emplear para

obtener 1000 litros de CO2, medidos en condiciones normales de P y T, por tratamiento con ácido

clorhídrico en exceso?. La reacción es: CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O

8.- El carbonato de calcio reacciona con ácido sulfúrico según:

CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + CO2 + H2O

a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado de densidad d = 1,84 g/cm3 y 96 % de riqueza en masa

será necesario para disolver una muestra de 10 g de CaCO3 puro?

b) ¿Qué cantidad de CaCO3 del 80 % de riqueza en masa será necesaria para obtener 20 L de CO2 , medidos

en condiciones normales de presión y temperatura?

NOTA: Toma los datos de masas atómicas que necesites para cada problema mirando la tabla periódica.

Página 21 23 24 30 31

Números 1 4 y 5 1 y 2 2, 4, 6, 9, 11 y 18 22, 24, 26, 27, 29, 32 y 33


SOLUCIONES

A los problemas del libro:

Pág. 21 nº 1.- 9,51 M ; 16,3 m ; 19,02 N ; xs=0,184 ; xd=0,816

Pág. 23 nº 4.- 158,8 g

Pág. 23 nº 5.- 85,7 g

Pág. 24 nº 1.- 25,6 g

Pág. 24 nº 2.- 4,1 g

Pág. 30 nº 2.- Co60

27; 27 e- ; 27 p+ ; A=60

Pág. 30 nº 4.- 40 g ; 0,51 moles ; 3,1·1023 moléculas ; 1,9·1024 átomos

Pág. 30 nº 6.- En 1 mol de P4

Pág. 30 nº 9.- 10,80 u.m.a.

Pág. 30 nº 11.- 13,1 mL

Pág. 30 nº 18.- 32,1 mL

Pág. 31 nº 22.- 16,8 M ; 14,81 mL

Pág. 31 nº 24.- 8,4 cm3

Pág. 31 nº 26.- 1254 g

Pág. 31 nº 27.- 89,6 %

Pág. 31 nº 29.- 42,9 %

Pág. 31 nº 32.- Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2 NaOH + CaCO3 ; 18868 g ; 10566 g

Pág. 31 nº 33.- 2 H2S + 3 O2 → 2 SO3 + 2 H2O ; 30 L

A los problemas del folio:

1.- 1024

átomos, 1,69·1024

átomos, 5,38·1023

átomos

2.- 0,1 moles, 6,02·1022

átomos., 12,04·1022

átomos, 2,3·10-23 g y 7,6·10-23

g

3.- 3,46 M, 3,93 m, 0,066 y 35 %

4.- 3,17 g

5.- 78,79 %

6.- 8,325 g

7.- 4960 g

8.- 5,55 cm3 y 112 g

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