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Disoluciones y estequiometría ejercicios resueltos Química 1 Bachillerato paso a paso
Disoluciones y estequiometría ejercicios resueltos Química 1 Bachillerato
Ejercicios resueltos paso a paso de disoluciones y estequiometría para Química de 1 Bachillerato. Molaridad, concentración en g/L, porcentaje en masa, diluciones, ajuste de reacciones, factores de conversión, reactivo limitante, pureza y rendimiento.
Disoluciones y estequiometría son dos de los bloques más importantes de Química de 1 Bachillerato. Muchos alumnos no fallan por no saber la fórmula, sino por no ordenar los datos, no pasar bien las unidades o no usar los coeficientes de la reacción ajustada.
Este recurso está pensado para trabajar con método. En los ejercicios de disoluciones se distingue con cuidado entre masa, volumen, moles y concentración. En los ejercicios de estequiometría se usa una cadena clara de factores de conversión siempre que es posible.
En Marlu Educativa trabajamos Química con clases presenciales en Salamanca y clases online para alumnos de toda España. También ofrecemos clases online por la mañana para alumnos que necesitan preparar recuperaciones, verano o el paso a 2 Bachillerato con más calma.
¿Necesitas reforzar disoluciones y estequiometría?
En estos temas conviene trabajar con pizarra compartida, pasos escritos y corrección de errores. El alumno debe ver por qué se pasa de gramos a moles, por qué se ajusta la reacción y qué unidad debe aparecer al final.
Ver clases online Clases online por la mañana Solicitar informaciónÍndice clicable
- Errores frecuentes
- Fórmulas de disoluciones
- Concentración en g/L
- Molaridad
- Porcentajes en disoluciones
- Diluciones
- Mezcla de disoluciones
- Método de estequiometría
- Ajuste de reacciones
- Estequiometría básica
- Estequiometría con gases
- Reactivo limitante
- Pureza
- Rendimiento
- Simulacro final
- Ruta de estudio
- Recursos relacionados
- Preguntas frecuentes
Errores frecuentes en disoluciones y estequiometría
- Confundir concentración en g/L con molaridad.
- Usar mL en una fórmula que necesita litros.
- Olvidar calcular la masa molar.
- Intentar pasar de gramos de reactivo a gramos de producto sin pasar por moles.
- No ajustar la reacción antes de hacer estequiometría.
- No usar los coeficientes de la ecuación ajustada.
- No comprobar el reactivo limitante.
- Aplicar el rendimiento sobre la masa inicial en vez de sobre la masa teórica.
- No separar masa de muestra y masa de sustancia pura.
En estos temas la limpieza del procedimiento es decisiva. Una cadena bien escrita de factores de conversión evita muchos errores.
1. Fórmulas básicas de disoluciones
Antes de resolver ejercicios, conviene distinguir las magnitudes principales.
Concentración en g/L
\[ C=\frac{m}{V} \]\(m\) en gramos y \(V\) en litros.
Molaridad
\[ M=\frac{n}{V} \]\(n\) en moles y \(V\) en litros.
Porcentaje en masa
\[ \%\ masa=\frac{m_{soluto}}{m_{disolución}}\cdot100 \]Dilución
\[ M_1V_1=M_2V_2 \]2. Concentración en g/L
Ejercicio 1. Concentración directa
Se disuelven \(12\ g\) de soluto hasta obtener \(300\ mL\) de disolución. Calcula la concentración en g/L.
Primero pasamos el volumen a litros.
\[ 300\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,300\ L \]Aplicamos la fórmula.
\[ C=\frac{m}{V} \] \[ C=\frac{12\ g}{0,300\ L}=40\ g/L \]Ejercicio 2. Masa de soluto
Una disolución tiene concentración \(25\ g/L\). ¿Qué masa de soluto hay en \(0,4\ L\)?
Ejercicio 3. Volumen de disolución
Una disolución tiene concentración \(15\ g/L\). ¿Qué volumen contiene \(6\ g\) de soluto?
Ejercicio 4. Concentración con unidades pequeñas
Se disuelven \(2,5\ g\) de soluto en \(250\ mL\) de disolución. Calcula la concentración en g/L.
3. Molaridad
La molaridad mide los moles de soluto por litro de disolución. Antes de usar la fórmula, normalmente hay que pasar la masa de soluto a moles.
Ejercicio 5. Molaridad de NaCl
Calcula la molaridad de una disolución que contiene \(5,85\ g\) de \(NaCl\) en \(250\ mL\).
Ejercicio 6. Masa necesaria de NaOH
¿Qué masa de \(NaOH\) se necesita para preparar \(500\ mL\) de una disolución \(0,20\ M\)?
Ejercicio 7. Moles a partir de molaridad
¿Cuántos moles de \(HCl\) hay en \(200\ mL\) de una disolución \(0,75\ M\)?
Ejercicio 8. Volumen de disolución
Calcula el volumen de una disolución \(0,5\ M\) que contiene \(0,25\ mol\) de soluto.
Ejercicio 9. Molaridad con ácido sulfúrico
Se disuelven \(9,8\ g\) de \(H_2SO_4\) hasta obtener \(250\ mL\) de disolución. Calcula la molaridad. Datos: \(H=1\), \(S=32\), \(O=16\).
4. Porcentajes en disoluciones
Ejercicio 10. Porcentaje en masa
Una disolución contiene \(20\ g\) de soluto y \(180\ g\) de disolvente. Calcula el porcentaje en masa.
Ejercicio 11. Masa de soluto con porcentaje
Una disolución de \(250\ g\) tiene un \(12\%\) en masa de soluto. Calcula la masa de soluto.
Ejercicio 12. Masa de disolución
Una disolución tiene \(15\ g\) de soluto y una concentración del \(5\%\) en masa. Calcula la masa total de disolución.
5. Diluciones
En una dilución se añade disolvente. La cantidad de soluto se conserva, pero el volumen aumenta y la concentración disminuye.
\[ M_1V_1=M_2V_2 \]Ejercicio 13. Volumen de disolución concentrada
¿Qué volumen de una disolución \(2\ M\) se necesita para preparar \(250\ mL\) de disolución \(0,4\ M\)?
Ejercicio 14. Molaridad final
Se toman \(25\ mL\) de una disolución \(1,5\ M\) y se diluyen hasta \(250\ mL\). Calcula la molaridad final.
Ejercicio 15. Volumen final
Una disolución \(0,8\ M\) se prepara diluyendo \(100\ mL\) de una disolución \(2\ M\). Calcula el volumen final.
Ejercicio 16. Dilución de ácido
Se quieren preparar \(500\ mL\) de \(HCl\ 0,10\ M\) a partir de \(HCl\ 1,0\ M\). Calcula el volumen de ácido concentrado necesario.
Detalle importante
En diluciones se puede trabajar en mL si todos los volúmenes están en mL. Lo que no se debe hacer es mezclar mL y L en la misma ecuación sin convertir.
6. Mezcla de disoluciones
Cuando se mezclan disoluciones del mismo soluto, se suman los moles de soluto y también los volúmenes, siempre que el enunciado permita considerar volúmenes aditivos.
Ejercicio 17. Mezcla de dos disoluciones
Se mezclan \(100\ mL\) de \(NaCl\ 0,50\ M\) con \(200\ mL\) de \(NaCl\ 0,20\ M\). Calcula la molaridad final.
Pasamos volúmenes a litros.
\[ 100\ mL=0,100\ L \] \[ 200\ mL=0,200\ L \]Moles de la primera disolución.
\[ n_1=M_1V_1=0,50\cdot0,100=0,050\ mol \]Moles de la segunda disolución.
\[ n_2=M_2V_2=0,20\cdot0,200=0,040\ mol \]Moles totales.
\[ n_T=0,050+0,040=0,090\ mol \]Volumen total.
\[ V_T=0,100+0,200=0,300\ L \]Molaridad final.
\[ M_f=\frac{0,090}{0,300}=0,30\ M \]Ejercicio 18. Mezcla con distinta concentración
Se mezclan \(250\ mL\) de \(HCl\ 0,10\ M\) con \(250\ mL\) de \(HCl\ 0,30\ M\). Calcula la molaridad final.
Disoluciones se dominan con unidades claras
En Marlu Educativa insistimos mucho en escribir unidades, pasar mL a L cuando corresponde y distinguir moles de gramos. Ese orden es lo que convierte un ejercicio aparentemente largo en un procedimiento manejable.
Ver clases online Solicitar información7. Método para resolver estequiometría
La estequiometría se basa en la relación entre las cantidades de reactivos y productos en una reacción ajustada.
Orden recomendado
- Ajustar la reacción.
- Pasar la cantidad inicial a moles.
- Usar la relación molar de la ecuación ajustada.
- Pasar los moles finales a la unidad pedida.
- Revisar unidades y sentido del resultado.
La cadena típica es:
\[ g\ reactivo\rightarrow mol\ reactivo\rightarrow mol\ producto\rightarrow g\ producto \]8. Ajuste de reacciones químicas
Ejercicio 19. Combustión del metano
Ajusta la reacción:
\[ CH_4+O_2\rightarrow CO_2+H_2O \]Carbono ya está ajustado.
Hidrógeno: en \(CH_4\) hay 4 H. Colocamos 2 delante del agua.
\[ CH_4+O_2\rightarrow CO_2+2H_2O \]Oxígeno a la derecha:
\[ CO_2=2O \] \[ 2H_2O=2O \]Total de oxígenos a la derecha: 4. Colocamos 2 delante de \(O_2\).
\[ CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O \]Ejercicio 20. Oxidación del hierro
Ajusta:
\[ Fe+O_2\rightarrow Fe_2O_3 \]Colocamos 2 delante de \(Fe_2O_3\).
\[ Fe+O_2\rightarrow2Fe_2O_3 \]A la derecha hay 4 átomos de hierro y 6 de oxígeno.
\[ 4Fe+3O_2\rightarrow2Fe_2O_3 \]Ejercicio 21. Descomposición del carbonato cálcico
Ajusta:
\[ CaCO_3\rightarrow CaO+CO_2 \]Contamos átomos.
Izquierda: 1 Ca, 1 C, 3 O.
Derecha: \(CaO\) aporta 1 Ca y 1 O. \(CO_2\) aporta 1 C y 2 O. Total 3 O.
Ya está ajustada.
Ejercicio 22. Formación de amoniaco
Ajusta:
\[ N_2+H_2\rightarrow NH_3 \]Colocamos 2 delante de \(NH_3\) para ajustar nitrógeno.
\[ N_2+H_2\rightarrow2NH_3 \]A la derecha hay 6 H, por tanto colocamos 3 delante de \(H_2\).
\[ N_2+3H_2\rightarrow2NH_3 \]9. Estequiometría básica
Ejercicio 23. Gramos de CO2 al quemar metano
Calcula los gramos de \(CO_2\) producidos al quemar \(8\ g\) de metano.
\[ CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O \]Ejercicio 24. Oxígeno necesario para quemar metano
Calcula la masa de \(O_2\) necesaria para quemar \(16\ g\) de metano.
\[ CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O \]Ejercicio 25. Descomposición del carbonato cálcico
Calcula los gramos de \(CaO\) obtenidos al descomponer \(50\ g\) de \(CaCO_3\).
\[ CaCO_3\rightarrow CaO+CO_2 \]Ejercicio 26. Formación de óxido de aluminio
Calcula los gramos de \(Al_2O_3\) obtenidos al reaccionar \(27\ g\) de aluminio.
\[ 4Al+3O_2\rightarrow2Al_2O_3 \]Ejercicio 27. Amoniaco producido
Calcula los gramos de \(NH_3\) que se obtienen al reaccionar \(6\ g\) de \(H_2\), suponiendo exceso de nitrógeno.
\[ N_2+3H_2\rightarrow2NH_3 \]10. Estequiometría con gases
En condiciones normales de presión y temperatura, se suele usar:
\[ 1\ mol\ de\ gas=22,4\ L \]Ejercicio 28. Litros de CO2 en CNPT
Calcula los litros de \(CO_2\) en CNPT obtenidos al quemar \(16\ g\) de metano.
\[ CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O \]Ejercicio 29. Litros de oxígeno necesarios
Calcula el volumen de \(O_2\) en CNPT necesario para quemar \(8\ g\) de metano.
\[ CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O \]Ejercicio 30. Masa de gas a partir de volumen
Calcula la masa de \(CO_2\) correspondiente a \(11,2\ L\) en CNPT.
11. Reactivo limitante
El reactivo limitante es el que se consume primero. Determina la cantidad máxima de producto que puede formarse.
Ejercicio 31. Reactivo limitante con moles
Se mezclan \(4\ mol\) de \(H_2\) con \(1\ mol\) de \(O_2\). Determina el reactivo limitante.
\[ 2H_2+O_2\rightarrow2H_2O \]La reacción indica:
\[ 2\ mol\ H_2\rightarrow1\ mol\ O_2 \]Para \(4\ mol\) de \(H_2\) se necesitarían:
\[ 4\ mol\ H_2\cdot\frac{1\ mol\ O_2}{2\ mol\ H_2}=2\ mol\ O_2 \]Solo hay \(1\ mol\) de \(O_2\).
El reactivo limitante es \(O_2\).
Ejercicio 32. Reactivo limitante con gramos
Se mezclan \(10\ g\) de \(H_2\) con \(32\ g\) de \(O_2\). Determina el reactivo limitante.
\[ 2H_2+O_2\rightarrow2H_2O \]Con \(1\ mol\) de \(O_2\) reaccionan:
\[ 1\ mol\ O_2\cdot\frac{2\ mol\ H_2}{1\ mol\ O_2}=2\ mol\ H_2 \]Hay \(5\ mol\) de \(H_2\), por tanto sobra hidrógeno.
El reactivo limitante es \(O_2\).
Ejercicio 33. Producto formado con limitante
Con los datos del ejercicio anterior, calcula los gramos de agua formados.
Usamos el reactivo limitante, que es \(O_2\).
\[ 1\ mol\ O_2\cdot\frac{2\ mol\ H_2O}{1\ mol\ O_2}\cdot\frac{18\ g\ H_2O}{1\ mol\ H_2O}=36\ g\ H_2O \]Ejercicio 34. Limitante con carbono y oxígeno
Se mezclan \(12\ g\) de carbono con \(16\ g\) de oxígeno para formar dióxido de carbono. Determina el reactivo limitante.
\[ C+O_2\rightarrow CO_2 \]La reacción exige proporción 1 a 1.
Para \(1\ mol\) de carbono haría falta \(1\ mol\) de oxígeno, pero solo hay \(0,5\ mol\).
El reactivo limitante es \(O_2\).
Ejercicio 35. Masa de CO2 con limitante
Con los datos anteriores, calcula la masa de \(CO_2\) formada.
12. Pureza
Cuando una muestra no es pura, primero hay que calcular cuánta sustancia útil contiene realmente.
Ejercicio 36. Masa real de sustancia pura
Una muestra de \(100\ g\) de \(CaCO_3\) tiene una pureza del \(80\%\). Calcula la masa real de \(CaCO_3\).
Ejercicio 37. CO2 producido desde una muestra impura
Con la muestra anterior, calcula los gramos de \(CO_2\) producidos.
\[ CaCO_3\rightarrow CaO+CO_2 \]Ejercicio 38. Pureza a partir de masa útil
Una muestra de \(50\ g\) contiene \(40\ g\) de sustancia pura. Calcula su pureza.
13. Rendimiento
El rendimiento compara la cantidad real obtenida con la cantidad teórica que se debería obtener.
\[ R=\frac{m_{real}}{m_{teórica}}\cdot100 \]Ejercicio 39. Rendimiento de una reacción
Una reacción debería producir \(60\ g\) de producto, pero solo se obtienen \(48\ g\). Calcula el rendimiento.
Ejercicio 40. Masa real obtenida
Si el rendimiento de una reacción es del \(75\%\) y el rendimiento teórico es \(40\ g\), calcula la masa real obtenida.
Ejercicio 41. Rendimiento aplicado a estequiometría
Al descomponer \(100\ g\) de \(CaCO_3\), el rendimiento de la reacción es del \(80\%\). Calcula la masa real de \(CO_2\) obtenida.
\[ CaCO_3\rightarrow CaO+CO_2 \]Primero calculamos la masa teórica de \(CO_2\).
\[ M(CaCO_3)=100\ g/mol \] \[ M(CO_2)=44\ g/mol \] \[ 100\ g\ CaCO_3\cdot\frac{1\ mol\ CaCO_3}{100\ g\ CaCO_3}\cdot\frac{1\ mol\ CO_2}{1\ mol\ CaCO_3}\cdot\frac{44\ g\ CO_2}{1\ mol\ CO_2}=44\ g\ CO_2 \]Aplicamos el rendimiento.
\[ m_{real}=44\cdot\frac{80}{100}=35,2\ g \]14. Simulacro final de disoluciones y estequiometría
Ejercicio A. Disolución
Calcula la molaridad de una disolución que contiene \(11,7\ g\) de \(NaCl\) en \(500\ mL\).
Ver solución
\[ M(NaCl)=58,5\ g/mol \] \[ 11,7\ g\ NaCl\cdot\frac{1\ mol\ NaCl}{58,5\ g\ NaCl}=0,20\ mol \] \[ 500\ mL=0,500\ L \] \[ M=\frac{0,20}{0,500}=0,40\ M \]Ejercicio B. Dilución
¿Qué volumen de disolución \(1,5\ M\) se necesita para preparar \(300\ mL\) de disolución \(0,30\ M\)?
Ver solución
\[ M_1V_1=M_2V_2 \] \[ 1,5\cdot V_1=0,30\cdot300 \] \[ 1,5V_1=90 \] \[ V_1=60\ mL \]Ejercicio C. Estequiometría
Calcula la masa de \(CO_2\) que se obtiene al quemar \(24\ g\) de metano.
\[ CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O \]Ver solución
\[ 24\ g\ CH_4\cdot\frac{1\ mol\ CH_4}{16\ g\ CH_4}\cdot\frac{1\ mol\ CO_2}{1\ mol\ CH_4}\cdot\frac{44\ g\ CO_2}{1\ mol\ CO_2} \] \[ =66\ g\ CO_2 \]Ejercicio D. Reactivo limitante
Se mezclan \(24\ g\) de carbono con \(32\ g\) de oxígeno. Determina el reactivo limitante en la reacción:
\[ C+O_2\rightarrow CO_2 \]Ver solución
\[ 24\ g\ C\cdot\frac{1\ mol\ C}{12\ g\ C}=2\ mol\ C \] \[ 32\ g\ O_2\cdot\frac{1\ mol\ O_2}{32\ g\ O_2}=1\ mol\ O_2 \]La reacción exige proporción 1 a 1. Para \(2\ mol\) de carbono harían falta \(2\ mol\) de oxígeno, pero solo hay \(1\ mol\).
El reactivo limitante es \(O_2\).
Ejercicio E. Rendimiento
Una reacción tiene un rendimiento teórico de \(80\ g\), pero se obtienen \(68\ g\). Calcula el rendimiento.
Ver solución
\[ R=\frac{68}{80}\cdot100 \] \[ R=85\% \]15. Ruta de estudio para dominar disoluciones y estequiometría
Día 1
Concentración en g/L, mL a L y problemas directos.
Día 2
Molaridad, masa molar y preparación de disoluciones.
Día 3
Porcentajes en masa y diluciones.
Día 4
Ajuste de reacciones y relaciones molares.
Día 5
Estequiometría con factores de conversión concatenados.
Día 6
Reactivo limitante, pureza y rendimiento.
Día 7
Simulacro completo y revisión de errores.
16. Recursos relacionados de Marlu Educativa
Clases online de Matemáticas, Física y Química
Apoyo para ESO, Bachillerato y preparación de exámenes.
Clases online por la mañana
Opción útil para recuperaciones, verano y organización del estudio.
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17. Preguntas frecuentes sobre disoluciones y estequiometría
¿Qué diferencia hay entre concentración en g/L y molaridad?
La concentración en g/L relaciona gramos de soluto con litros de disolución. La molaridad relaciona moles de soluto con litros de disolución.
¿Por qué hay que pasar de gramos a moles en estequiometría?
Porque los coeficientes de una reacción ajustada relacionan moles, no gramos. Por eso el paso por moles es fundamental.
¿Cuándo se usa \(M_1V_1=M_2V_2\)?
Se usa en diluciones, cuando se añade disolvente y la cantidad de soluto permanece constante.
¿Qué es el reactivo limitante?
Es el reactivo que se consume primero y determina la cantidad máxima de producto que puede formarse.
¿Qué suele caer en exámenes de Química 1 Bachillerato?
Suelen aparecer problemas de molaridad, disoluciones, diluciones, ajuste de reacciones, estequiometría, reactivo limitante, pureza y rendimiento.
14. Ejercicios avanzados combinados de disoluciones y estequiometría
En estos ejercicios se mezclan varios pasos. Son los que más ayudan a preparar un examen real, porque obligan a decidir el orden correcto antes de calcular.
Ejercicio 42. Estequiometría con disolución de HCl
El carbonato de calcio reacciona con ácido clorhídrico según:
\[ CaCO_3+2HCl\rightarrow CaCl_2+CO_2+H_2O \]Calcula los gramos de \(CaCO_3\) que reaccionan con \(250\ mL\) de \(HCl\ 0,40\ M\).
Primero pasamos el volumen de ácido a litros.
\[ 250\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,250\ L \]Calculamos los moles de \(HCl\).
\[ n=M\cdot V \] \[ n(HCl)=0,40\cdot0,250=0,100\ mol \]Usamos la relación estequiométrica.
\[ 0,100\ mol\ HCl\cdot\frac{1\ mol\ CaCO_3}{2\ mol\ HCl}=0,050\ mol\ CaCO_3 \]Calculamos la masa molar del carbonato de calcio.
\[ M(CaCO_3)=40+12+3\cdot16=100\ g/mol \]Pasamos moles a gramos.
\[ 0,050\ mol\ CaCO_3\cdot\frac{100\ g\ CaCO_3}{1\ mol\ CaCO_3}=5,0\ g\ CaCO_3 \]Ejercicio 43. Volumen de CO2 producido con HCl
Con los datos del ejercicio anterior, calcula el volumen de \(CO_2\) obtenido en CNPT.
Del ejercicio anterior teníamos:
\[ n(HCl)=0,100\ mol \]La reacción indica:
\[ 2\ mol\ HCl\rightarrow1\ mol\ CO_2 \]Calculamos los moles de dióxido de carbono.
\[ 0,100\ mol\ HCl\cdot\frac{1\ mol\ CO_2}{2\ mol\ HCl}=0,050\ mol\ CO_2 \]En CNPT:
\[ 1\ mol\ de\ gas=22,4\ L \] \[ 0,050\ mol\ CO_2\cdot\frac{22,4\ L\ CO_2}{1\ mol\ CO_2}=1,12\ L\ CO_2 \]Ejercicio 44. Disolución y reactivo limitante
Se mezclan \(100\ mL\) de \(NaOH\ 0,50\ M\) con \(200\ mL\) de \(HCl\ 0,20\ M\).
\[ NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_2O \]Determina el reactivo limitante.
Moles de \(NaOH\):
\[ 100\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,100\ L \] \[ n(NaOH)=0,50\cdot0,100=0,050\ mol \]Moles de \(HCl\):
\[ 200\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,200\ L \] \[ n(HCl)=0,20\cdot0,200=0,040\ mol \]La proporción de la reacción es 1 a 1.
\[ 1\ mol\ NaOH\rightarrow1\ mol\ HCl \]Como hay menos moles de \(HCl\), el ácido se consume primero.
El reactivo limitante es \(HCl\).
Ejercicio 45. Masa de sal formada
Con los datos del ejercicio anterior, calcula la masa de \(NaCl\) formada.
Usamos el reactivo limitante.
\[ n(HCl)=0,040\ mol \]La proporción es:
\[ 1\ mol\ HCl\rightarrow1\ mol\ NaCl \] \[ n(NaCl)=0,040\ mol \]Masa molar del cloruro de sodio:
\[ M(NaCl)=23+35,5=58,5\ g/mol \] \[ 0,040\ mol\ NaCl\cdot\frac{58,5\ g\ NaCl}{1\ mol\ NaCl}=2,34\ g\ NaCl \]Ejercicio 46. Neutralización con ácido sulfúrico
Calcula los moles de \(NaOH\) necesarios para neutralizar \(100\ mL\) de \(H_2SO_4\ 0,25\ M\).
\[ H_2SO_4+2NaOH\rightarrow Na_2SO_4+2H_2O \]Pasamos el volumen a litros.
\[ 100\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,100\ L \]Calculamos moles de ácido sulfúrico.
\[ n(H_2SO_4)=M\cdot V \] \[ n(H_2SO_4)=0,25\cdot0,100=0,025\ mol \]La ecuación indica:
\[ 1\ mol\ H_2SO_4\rightarrow2\ mol\ NaOH \] \[ 0,025\ mol\ H_2SO_4\cdot\frac{2\ mol\ NaOH}{1\ mol\ H_2SO_4}=0,050\ mol\ NaOH \]Ejercicio 47. Masa de NaOH para neutralizar ácido sulfúrico
Con los datos del ejercicio anterior, calcula la masa de \(NaOH\) necesaria.
Ejercicio 48. Estequiometría con pureza y disolución
Una muestra de \(CaCO_3\) de \(10,0\ g\) tiene una pureza del \(80\%\). Reacciona con exceso de \(HCl\). Calcula los litros de \(CO_2\) obtenidos en CNPT.
\[ CaCO_3+2HCl\rightarrow CaCl_2+CO_2+H_2O \]Primero calculamos la masa real de \(CaCO_3\).
\[ 10,0\ g\ muestra\cdot\frac{80\ g\ CaCO_3}{100\ g\ muestra}=8,0\ g\ CaCO_3 \]Pasamos a moles.
\[ M(CaCO_3)=100\ g/mol \] \[ 8,0\ g\ CaCO_3\cdot\frac{1\ mol\ CaCO_3}{100\ g\ CaCO_3}=0,080\ mol\ CaCO_3 \]La relación con \(CO_2\) es 1 a 1.
\[ 0,080\ mol\ CaCO_3\cdot\frac{1\ mol\ CO_2}{1\ mol\ CaCO_3}=0,080\ mol\ CO_2 \]Pasamos a litros en CNPT.
\[ 0,080\ mol\ CO_2\cdot\frac{22,4\ L\ CO_2}{1\ mol\ CO_2}=1,792\ L\ CO_2 \]Ejercicio 49. Estequiometría con rendimiento
Al descomponer \(50,0\ g\) de \(CaCO_3\), el rendimiento es del \(75\%\). Calcula la masa real de \(CaO\) obtenida.
\[ CaCO_3\rightarrow CaO+CO_2 \]Primero calculamos la masa teórica de \(CaO\).
\[ M(CaCO_3)=100\ g/mol \] \[ M(CaO)=40+16=56\ g/mol \] \[ 50,0\ g\ CaCO_3\cdot\frac{1\ mol\ CaCO_3}{100\ g\ CaCO_3}\cdot\frac{1\ mol\ CaO}{1\ mol\ CaCO_3}\cdot\frac{56\ g\ CaO}{1\ mol\ CaO} \] \[ =28,0\ g\ CaO \]Aplicamos el rendimiento.
\[ m_{real}=28,0\cdot\frac{75}{100}=21,0\ g \]Ejercicio 50. Mezcla de disoluciones con reacción
Se mezclan \(150\ mL\) de \(HCl\ 0,20\ M\) con \(100\ mL\) de \(NaOH\ 0,25\ M\).
\[ HCl+NaOH\rightarrow NaCl+H_2O \]Determina qué reactivo sobra y cuántos moles sobran.
Moles de ácido:
\[ 150\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,150\ L \] \[ n(HCl)=0,20\cdot0,150=0,030\ mol \]Moles de base:
\[ 100\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,100\ L \] \[ n(NaOH)=0,25\cdot0,100=0,025\ mol \]La proporción es 1 a 1. Reaccionan \(0,025\ mol\) de cada uno.
Sobra ácido clorhídrico.
\[ n_{sobrante}=0,030-0,025=0,005\ mol \]Sobra \(HCl\).
\[ n_{sobrante}=0,005\ mol \]15. Problemas tipo examen de disoluciones y estequiometría
Estos ejercicios están pensados para repasar justo los modelos que más suelen aparecer cuando se combinan disoluciones, reacciones químicas y cálculos estequiométricos.
Ejercicio 51. Masa de precipitado formado
Se mezclan \(100\ mL\) de \(AgNO_3\ 0,20\ M\) con exceso de \(NaCl\). La reacción es:
\[ AgNO_3+NaCl\rightarrow AgCl+NaNO_3 \]Calcula la masa de \(AgCl\) formada. Datos: \(Ag=108\), \(Cl=35,5\).
Pasamos el volumen a litros.
\[ 100\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,100\ L \]Calculamos los moles de nitrato de plata.
\[ n(AgNO_3)=M\cdot V \] \[ n(AgNO_3)=0,20\cdot0,100=0,020\ mol \]La reacción está ajustada 1 a 1.
\[ 0,020\ mol\ AgNO_3\cdot\frac{1\ mol\ AgCl}{1\ mol\ AgNO_3}=0,020\ mol\ AgCl \]Masa molar del cloruro de plata.
\[ M(AgCl)=108+35,5=143,5\ g/mol \] \[ 0,020\ mol\ AgCl\cdot\frac{143,5\ g\ AgCl}{1\ mol\ AgCl}=2,87\ g\ AgCl \]Ejercicio 52. Volumen de ácido necesario
Calcula qué volumen de \(HCl\ 0,50\ M\) se necesita para neutralizar \(2,0\ g\) de \(NaOH\).
\[ HCl+NaOH\rightarrow NaCl+H_2O \]Masa molar del hidróxido de sodio.
\[ M(NaOH)=23+16+1=40\ g/mol \]Pasamos la masa de \(NaOH\) a moles.
\[ 2,0\ g\ NaOH\cdot\frac{1\ mol\ NaOH}{40\ g\ NaOH}=0,050\ mol\ NaOH \]La reacción es 1 a 1.
\[ 0,050\ mol\ NaOH\cdot\frac{1\ mol\ HCl}{1\ mol\ NaOH}=0,050\ mol\ HCl \]Usamos la molaridad para calcular el volumen.
\[ M=\frac{n}{V} \] \[ V=\frac{n}{M} \] \[ V=\frac{0,050}{0,50}=0,100\ L \] \[ 0,100\ L\cdot\frac{1000\ mL}{1\ L}=100\ mL \]Ejercicio 53. Concentración después de una reacción completa
Se disuelven \(4,0\ g\) de \(NaOH\) en agua hasta obtener \(250\ mL\) de disolución. Calcula la molaridad de la disolución.
Masa molar.
\[ M(NaOH)=40\ g/mol \]Pasamos gramos a moles.
\[ 4,0\ g\ NaOH\cdot\frac{1\ mol\ NaOH}{40\ g\ NaOH}=0,100\ mol\ NaOH \]Pasamos el volumen a litros.
\[ 250\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,250\ L \]Calculamos la molaridad.
\[ M=\frac{0,100}{0,250}=0,400\ M \]Ejercicio 54. Reacción con ácido y carbonato
Una muestra de \(CaCO_3\) reacciona con \(HCl\) según:
\[ CaCO_3+2HCl\rightarrow CaCl_2+CO_2+H_2O \]Calcula la masa de \(CaCO_3\) que reacciona con \(100\ mL\) de \(HCl\ 1,0\ M\).
Moles de \(HCl\).
\[ 100\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,100\ L \] \[ n(HCl)=1,0\cdot0,100=0,100\ mol \]Relación molar.
\[ 0,100\ mol\ HCl\cdot\frac{1\ mol\ CaCO_3}{2\ mol\ HCl}=0,050\ mol\ CaCO_3 \]Masa molar del carbonato de calcio.
\[ M(CaCO_3)=40+12+3\cdot16=100\ g/mol \] \[ 0,050\ mol\ CaCO_3\cdot\frac{100\ g\ CaCO_3}{1\ mol\ CaCO_3}=5,0\ g\ CaCO_3 \]Ejercicio 55. Estequiometría con disolución y rendimiento
Se hacen reaccionar \(200\ mL\) de \(HCl\ 0,50\ M\) con exceso de \(CaCO_3\). Si el rendimiento es del \(80\%\), calcula el volumen real de \(CO_2\) obtenido en CNPT.
\[ CaCO_3+2HCl\rightarrow CaCl_2+CO_2+H_2O \]Calculamos los moles de \(HCl\).
\[ 200\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,200\ L \] \[ n(HCl)=0,50\cdot0,200=0,100\ mol \]Relación estequiométrica.
\[ 0,100\ mol\ HCl\cdot\frac{1\ mol\ CO_2}{2\ mol\ HCl}=0,050\ mol\ CO_2 \]Volumen teórico en CNPT.
\[ 0,050\ mol\ CO_2\cdot\frac{22,4\ L\ CO_2}{1\ mol\ CO_2}=1,12\ L\ CO_2 \]Aplicamos el rendimiento.
\[ V_{real}=1,12\cdot\frac{80}{100}=0,896\ L \]Ejercicio 56. Disolución, neutralización y concentración final
Se mezclan \(100\ mL\) de \(HCl\ 0,20\ M\) con \(100\ mL\) de \(NaOH\ 0,20\ M\). Calcula los moles de sal formados.
\[ HCl+NaOH\rightarrow NaCl+H_2O \]Moles de ácido.
\[ 100\ mL=0,100\ L \] \[ n(HCl)=0,20\cdot0,100=0,020\ mol \]Moles de base.
\[ n(NaOH)=0,20\cdot0,100=0,020\ mol \]La reacción es 1 a 1. Reaccionan completamente.
\[ 1\ mol\ HCl\rightarrow1\ mol\ NaCl \] \[ n(NaCl)=0,020\ mol \]Ejercicio 57. Concentración final de la sal
Con los datos del ejercicio anterior, calcula la molaridad final de \(NaCl\), suponiendo volúmenes aditivos.
Del ejercicio anterior:
\[ n(NaCl)=0,020\ mol \]Volumen total:
\[ V_T=100\ mL+100\ mL=200\ mL \] \[ 200\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,200\ L \]Molaridad final.
\[ M=\frac{0,020}{0,200}=0,100\ M \]Ejercicio 58. Exceso de reactivo en neutralización
Se mezclan \(50\ mL\) de \(HCl\ 0,40\ M\) con \(100\ mL\) de \(NaOH\ 0,10\ M\). Determina qué reactivo sobra y cuántos moles sobran.
\[ HCl+NaOH\rightarrow NaCl+H_2O \]Moles de ácido.
\[ 50\ mL=0,050\ L \] \[ n(HCl)=0,40\cdot0,050=0,020\ mol \]Moles de base.
\[ 100\ mL=0,100\ L \] \[ n(NaOH)=0,10\cdot0,100=0,010\ mol \]La proporción es 1 a 1. La base es el reactivo limitante.
Sobra ácido.
\[ n_{sobrante}=0,020-0,010=0,010\ mol \]Sobra \(HCl\).
\[ n_{sobrante}=0,010\ mol \]Ejercicio 59. Masa de sal en neutralización con exceso
Con los datos del ejercicio anterior, calcula la masa de \(NaCl\) formada.
El reactivo limitante es \(NaOH\).
\[ n(NaOH)=0,010\ mol \]La proporción con \(NaCl\) es 1 a 1.
\[ n(NaCl)=0,010\ mol \] \[ M(NaCl)=58,5\ g/mol \] \[ 0,010\ mol\ NaCl\cdot\frac{58,5\ g\ NaCl}{1\ mol\ NaCl}=0,585\ g\ NaCl \]Ejercicio 60. Problema completo con muestra impura y rendimiento
Una muestra de \(CaCO_3\) de \(25,0\ g\) tiene una pureza del \(80\%\). Se descompone según:
\[ CaCO_3\rightarrow CaO+CO_2 \]Si el rendimiento es del \(90\%\), calcula la masa real de \(CaO\) obtenida.
Primero calculamos la masa pura de \(CaCO_3\).
\[ 25,0\ g\ muestra\cdot\frac{80\ g\ CaCO_3}{100\ g\ muestra}=20,0\ g\ CaCO_3 \]Masas molares.
\[ M(CaCO_3)=100\ g/mol \] \[ M(CaO)=56\ g/mol \]Masa teórica de \(CaO\).
\[ 20,0\ g\ CaCO_3\cdot\frac{1\ mol\ CaCO_3}{100\ g\ CaCO_3}\cdot\frac{1\ mol\ CaO}{1\ mol\ CaCO_3}\cdot\frac{56\ g\ CaO}{1\ mol\ CaO} \] \[ =11,2\ g\ CaO \]Aplicamos el rendimiento.
\[ m_{real}=11,2\cdot\frac{90}{100}=10,08\ g \]16. Errores que conviene revisar antes del examen
- Si aparece molaridad, el volumen debe estar en litros.
- Si aparece una reacción, primero debe estar ajustada.
- Los coeficientes de una reacción relacionan moles, no gramos.
- En una dilución, la cantidad de soluto se conserva.
- En una mezcla de disoluciones, se suman moles y volúmenes si el enunciado permite considerar volúmenes aditivos.
- En pureza, primero se calcula la masa pura y después se hace estequiometría.
- En rendimiento, primero se calcula el resultado teórico y después se aplica el porcentaje.
- En reactivo limitante, el producto se calcula siempre desde el reactivo que se agota primero.
17. Segundo simulacro de disoluciones y estequiometría
Ejercicio F. Molaridad
Se disuelven \(4,9\ g\) de \(H_2SO_4\) hasta obtener \(500\ mL\) de disolución. Calcula la molaridad.
Ver solución
\[ M(H_2SO_4)=98\ g/mol \] \[ 4,9\ g\ H_2SO_4\cdot\frac{1\ mol\ H_2SO_4}{98\ g\ H_2SO_4}=0,050\ mol \] \[ 500\ mL=0,500\ L \] \[ M=\frac{0,050}{0,500}=0,100\ M \]Ejercicio G. Dilución
Calcula qué volumen de \(NaOH\ 2,0\ M\) se necesita para preparar \(400\ mL\) de \(NaOH\ 0,25\ M\).
Ver solución
\[ M_1V_1=M_2V_2 \] \[ 2,0\cdot V_1=0,25\cdot400 \] \[ 2,0V_1=100 \] \[ V_1=50\ mL \]Ejercicio H. Estequiometría
Calcula la masa de \(CaO\) que se obtiene al descomponer \(75,0\ g\) de \(CaCO_3\).
\[ CaCO_3\rightarrow CaO+CO_2 \]Ver solución
\[ M(CaCO_3)=100\ g/mol \] \[ M(CaO)=56\ g/mol \] \[ 75,0\ g\ CaCO_3\cdot\frac{1\ mol\ CaCO_3}{100\ g\ CaCO_3}\cdot\frac{1\ mol\ CaO}{1\ mol\ CaCO_3}\cdot\frac{56\ g\ CaO}{1\ mol\ CaO} \] \[ =42,0\ g\ CaO \]Ejercicio I. Reactivo limitante
Se mezclan \(0,30\ mol\) de \(HCl\) con \(0,10\ mol\) de \(CaCO_3\). Determina el reactivo limitante.
\[ CaCO_3+2HCl\rightarrow CaCl_2+CO_2+H_2O \]Ver solución
Para \(0,10\ mol\) de \(CaCO_3\) se necesitan:
\[ 0,10\ mol\ CaCO_3\cdot\frac{2\ mol\ HCl}{1\ mol\ CaCO_3}=0,20\ mol\ HCl \]Hay \(0,30\ mol\) de \(HCl\), por tanto sobra ácido.
El reactivo limitante es \(CaCO_3\).
Ejercicio J. Rendimiento
Una reacción produce teóricamente \(25,0\ g\) de producto, pero se obtienen \(20,0\ g\). Calcula el rendimiento.
Ver solución
\[ R=\frac{20,0}{25,0}\cdot100 \] \[ R=80\% \]18. Batería final de ejercicios cortos para repasar
Esta batería sirve para comprobar si el alumno domina los pasos básicos sin depender de un modelo concreto. Conviene hacerlos tapando la solución y revisar después.
Ejercicio 61. Concentración en g/L
Se disuelven \(18\ g\) de soluto hasta obtener \(600\ mL\) de disolución. Calcula la concentración en g/L.
Ver solución
\[ 600\ mL\cdot\frac{1\ L}{1000\ mL}=0,600\ L \] \[ C=\frac{18}{0,600}=30\ g/L \]Ejercicio 62. Masa de soluto
Una disolución tiene concentración \(12\ g/L\). Calcula la masa de soluto contenida en \(250\ mL\).
Ver solución
\[ 250\ mL=0,250\ L \] \[ m=C\cdot V=12\cdot0,250=3,0\ g \]Ejercicio 63. Molaridad
Se disuelven \(8,0\ g\) de \(NaOH\) hasta obtener \(400\ mL\) de disolución. Calcula la molaridad.
Ver solución
\[ M(NaOH)=40\ g/mol \] \[ 8,0\ g\ NaOH\cdot\frac{1\ mol\ NaOH}{40\ g\ NaOH}=0,20\ mol \] \[ 400\ mL=0,400\ L \] \[ M=\frac{0,20}{0,400}=0,50\ M \]Ejercicio 64. Moles a partir de molaridad
Calcula los moles de soluto presentes en \(150\ mL\) de una disolución \(0,20\ M\).
Ver solución
\[ 150\ mL=0,150\ L \] \[ n=M\cdot V \] \[ n=0,20\cdot0,150=0,030\ mol \]Ejercicio 65. Porcentaje en masa
Una disolución contiene \(12\ g\) de soluto y \(188\ g\) de disolvente. Calcula el porcentaje en masa.
Ver solución
\[ m_{disolución}=12+188=200\ g \] \[ \%\ masa=\frac{12}{200}\cdot100=6\% \]Ejercicio 66. Dilución
Calcula el volumen de disolución \(1,0\ M\) necesario para preparar \(200\ mL\) de disolución \(0,25\ M\).
Ver solución
\[ M_1V_1=M_2V_2 \] \[ 1,0\cdot V_1=0,25\cdot200 \] \[ V_1=50\ mL \]Ejercicio 67. Ajuste rápido
Ajusta la reacción:
\[ H_2+O_2\rightarrow H_2O \]Ver solución
\[ 2H_2+O_2\rightarrow2H_2O \]Ejercicio 68. Estequiometría directa
Calcula los gramos de agua obtenidos al reaccionar \(4\ g\) de \(H_2\) con oxígeno en exceso.
\[ 2H_2+O_2\rightarrow2H_2O \]Ver solución
\[ M(H_2)=2\ g/mol \] \[ M(H_2O)=18\ g/mol \] \[ 4\ g\ H_2\cdot\frac{1\ mol\ H_2}{2\ g\ H_2}\cdot\frac{2\ mol\ H_2O}{2\ mol\ H_2}\cdot\frac{18\ g\ H_2O}{1\ mol\ H_2O} \] \[ =36\ g\ H_2O \]Ejercicio 69. Litros de gas en CNPT
Calcula el volumen de \(CO_2\) en CNPT correspondiente a \(0,25\ mol\).
Ver solución
\[ 0,25\ mol\ CO_2\cdot\frac{22,4\ L\ CO_2}{1\ mol\ CO_2}=5,6\ L\ CO_2 \]Ejercicio 70. Masa de gas en CNPT
Calcula la masa de \(O_2\) contenida en \(11,2\ L\) medidos en CNPT.
Ver solución
\[ M(O_2)=32\ g/mol \] \[ 11,2\ L\ O_2\cdot\frac{1\ mol\ O_2}{22,4\ L\ O_2}\cdot\frac{32\ g\ O_2}{1\ mol\ O_2}=16\ g\ O_2 \]Ejercicio 71. Reactivo limitante sencillo
Se mezclan \(2\ mol\) de \(H_2\) con \(2\ mol\) de \(O_2\). Determina el reactivo limitante.
\[ 2H_2+O_2\rightarrow2H_2O \]Ver solución
La proporción indica:
\[ 2\ mol\ H_2\rightarrow1\ mol\ O_2 \]Para \(2\ mol\) de \(H_2\) se necesita \(1\ mol\) de \(O_2\). Hay \(2\ mol\) de \(O_2\), por tanto sobra oxígeno.
El reactivo limitante es \(H_2\).
Ejercicio 72. Pureza
Una muestra de \(40\ g\) contiene un \(75\%\) de sustancia pura. Calcula la masa pura.
Ver solución
\[ 40\ g\ muestra\cdot\frac{75\ g\ sustancia\ pura}{100\ g\ muestra}=30\ g \]Ejercicio 73. Rendimiento
Una reacción debería producir \(36\ g\) de producto, pero se obtienen \(27\ g\). Calcula el rendimiento.
Ver solución
\[ R=\frac{27}{36}\cdot100=75\% \]19. Resumen final para revisar antes del examen
Antes de un examen de disoluciones y estequiometría conviene tener muy claras estas ideas:
- En molaridad, el volumen debe estar en litros.
- En concentración en g/L, la masa va en gramos y el volumen en litros.
- En porcentaje en masa, la masa de disolución es soluto más disolvente.
- En una dilución, los moles de soluto se conservan.
- En estequiometría, primero se ajusta la reacción.
- Los coeficientes de la reacción ajustada relacionan moles.
- Para pasar de gramos de reactivo a gramos de producto hay que pasar por moles.
- El reactivo limitante es el que decide la cantidad máxima de producto.
- La pureza se aplica antes de la estequiometría.
- El rendimiento se aplica después de calcular el resultado teórico.
Cadena más importante
\[ g\ reactivo\cdot\frac{1\ mol\ reactivo}{M\ g\ reactivo}\cdot\frac{coeficiente\ producto}{coeficiente\ reactivo}\cdot\frac{M\ g\ producto}{1\ mol\ producto} \]Esta cadena resume gran parte de los problemas de estequiometría de 1 Bachillerato.
Trabajar química con pasos claros cambia el resultado
En disoluciones y estequiometría, el avance real llega cuando el alumno deja de hacer cuentas sueltas y empieza a ordenar unidades, fórmulas y relaciones químicas. En Marlu Educativa trabajamos estos ejercicios con explicación paso a paso, pizarra compartida y corrección del procedimiento.
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