Este documento presenta 46 problemas relacionados con conceptos de química general como masa atómica, números de masa, fórmulas empíricas y moleculares, cálculos estequiométricos, entre otros. Los problemas cubren temas como composición atómica y molecular, cálculo de masas, moles y cantidades de sustancias, reacciones químicas, entre otros.

1. Guía de Ejercicios Nº2
Química General I
530.028
I-2011
1.- Señale el número de masa de un átomo de hierro si tiene 28 neutrones.
2.- Para cada una de las siguientes especies, determine el número de protones y el
número de neutrones en el núcleo.
2
2He,
4
2He, 24
12Mg, 25
12Mg, 48
22Ti, 79
35Br, 195
79Pt
3.- Escriba el símbolo apropiado para cada uno de los siguientes isótopos:
a) Z = 11, A = 23; b) Z = 28, A = 64
b) Z = 74, A = 186; c) Z = 80, A = 201
4.- Explique cuálde los siguientes símbolos proporciona la mayor información acerca del
átomo, 23
Na o 11Na.
5.- Las masas atómicas de 17
35
Cl (75.53%) y 17
37
Cl (24.47%) son 34.968 y 36.956 uma,
respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del cloro. El porcentaje entre
paréntesis representa la abundancia relativa.
R: 35.45 uma
6.- Determine cuántos átomos hay en 5.10 moles de fósforo(P4)
R: 1.23 ⋅ 1025
átomos de P
7.- Calcule cuántos moles de calcio (Ca) estáncontenidos en 77.4 g de este elemento.
R: 1.93 mol
8.- Calcule cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles del mismo.
R: 3.01 ⋅ 103
g
9.- Calcule la masa en gramos de un átomo de los siguientes elementos:
a) Hg, b) Ne, c) As, d) Pb.
R: a) 3.33 ⋅ 10-22
g
10.- Calcule la masa en gramos de 1⋅1012 átomos de plomo.
R : 3.44 ⋅ 10-10
g
11.- Determine cuántos átomos estánpresente en 3.14 g de cobre.
R: 2.98 ⋅ 1022
átomos
12.- Señale cuales son las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos:
a) C2N2 b) C6H6 c) C9H20 d) P4H10 e) B2H6 f) Al2Br6 g) Na2S2O3 h) N2O5 i) K2CrO4
13.- Calcule la masa molecular en (uma) de cada una de las siguientes especies:
a) CH4 b) H2O c) H2O2 d) C6H6 e) PCl5
R: a)16.0 uma, d) 78.1 uma
14.- Calcule los moles de moléculas de etano en 0.334 g de etano (C2H6)
R: 0.0111
15.- La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4°C. Calcule cuantas moléculas hay en 2.56
mL de agua a esta temperatura.
R: 8.56 ⋅ 1022
moléculas
16.- La urea [(NH2)2CO] es un compuesto que se usa como fertilizante y en muchas otras
aplicaciones. Calcule el número de átomos de N, C, O y H que hay en 1.68 ⋅ 104
g de urea.
R: N = 3.36 ⋅ 1026
átomos, C = 1.68 ⋅ 1026
átomos
17.- El análisis de un compuesto da la siguiente composición en masa: C = 44,4%; H =
6,21%; S = 39,5%; O = 9,86%. Determine su fórmula empírica y su fórmula molecular si
su masa molar es aproximadamente 162 g.
18.- El alcohol cinámico se usa en perfumería, jabones y cosméticos. Su fórmula
molecular es C9H10O. Calcule:
a) La composición porcentual en masa de C, H, y O en este alcohol.
b) El número de moléculas en 0.469 gramos de alcohol cinámico
R: a) C = 80.6%; O = 11.9% b) 2.1 ⋅1021
átomos

2. 19.- Las especies que se enumeran a continuación son fertilizantes que aportan
nitrógeno al suelo. Determine cuálde ellos es la fuente másrica en nitrógeno basándose
en su composición porcentual en masa.
a) Urea, (NH2)2CO b) nitrato de amonio, NH4NO3 c) Guanidina, HNC(NH2)2 d) amoniaco,
NH3 R: amoniaco con 82.2%
20.- La fórmula de la herrumbre se puede representar como Fe2O3. Calcule cuántos moles
de átomos de Fe estánpresentes en 24.6 g del compuesto. R: 0.308 mol
21.- El glutamato monosódico (un acentuante del sabor muy utilizado en la comida china)
tiene la siguiente composición en masa: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.85% de O, 8.29 %
de N y 13,60% de Na. Si su masa molar es 169 gmol–1
, determine su fórmula molecular.
22.- Determine cuálde las siguientes muestras esta formada por el mayor número de
átomos:
a) 2.5 mol de metano b) 10.0 mol de helio c) 4.0 mol de dióxido de azufre d) 1.8 mol de S8
e) 3.0 mol de amoniaco
23.- El análisis de un cloruro metálico XCl3 revela que contiene 67,2 % de Cl en masa.
Calcule la masa atómica de X en uma e identifique el átomo. R: 52.0 uma
24.- Un compuesto hidratado contiene 4.00 g de calcio, 7.10 g de cloro y 7.20 g de agua.
Determine su fórmula.
25.- ¿Cuáles de las siguientes entidades son elementos, cuáles son moléculas pero no
compuestos, cuáles son compuestos pero no moléculas y cuáles son compuestos y
moléculas? S, KBr, Cs, LiF, O, SO2, S8, N2O5, O2, O3, CH4, P4
26.- Equilibre las siguientes ecuaciones químicas:
a) C(s) + O2(g) → CO2(g)
b) CO(g) + O2(g) → CO2(g)
c) H2(g) + Br2(g) → HBr(g)
d) K(s) + H2O(l) → KOH(ac) + H2(g)
e) Mg(s) + O2(g) → MgO(s)
f) O3(g) → O2(g)
g) H2O2(l) → H2O(l) + O2(g)
h) CH4(g) + Br2(l) → CBr4(s) + HBr(g)
i) Fe2O3(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)
j) CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
k) Be2C(s) + H2O(l) → Be (OH)2(s) + CH4(g)
m) S(s) + HNO3(ac) → H2SO4(ac) + NO2(g) + H2O(g)
n) NH3(g) + CuO(s) → Cu(s) + N2(g) + H2O(g)
27.- Identifique cada una de las siguientes sustancias como electrólito fuerte, electrólito
débil o no electrolito:
a) H2O b) KCl c) HNO3 d) CH3COOH e) C12H22O11 f) Ba(NO3)2 g) NH3 h) NaOH
28.- Complete las siguientes reacciones y escriba las ecuaciones iónicas netas.
a) AgNO3(ac) + Na2SO4(ac) →
b) BaCl2(ac) + ZnSO4(ac) →
c) (NH4)2CO3(ac) + CaCl2(ac) →
d) Na2S(ac) + ZnCl2(ac) →
e) K3PO4(ac) + Sr(NO3)2(ac) →
29.- Ordene las siguientes especies de acuerdo con el número de oxidación creciente en
el átomo de azufre.
a) H2S b) S8 c) H2SO4 d) S2– e) HS– f) SO2 g) SO3
30.- Para las siguientes reacciones escriba las semireacciones e identifique los agentes
oxidante y reductor:
a) Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)

3. b) Cl2(g) + NaBr(ac) → NaCl(ac) + Br2(l)
c) Si(s) + F2(g) → SiF4(g)
d) H2(g) + Cl2(g) → HCl(g)
31.- Escriba los números de oxidación de todos los elementos en las siguientes moléculas
e iones:
a) Mg3N2 b) CsO2 c) CaC2 d) CO32–
e) C2O42–
f) ZnO22–
g) NaBH4 h) WO42–
i) Al2O3 j) TiO2
32.- Balancee las siguientes ecuaciones redox por el método del ion- electrón:
a) Mn2+
+ H2O2 → MnO2 (medio básico)
b) Cr2O72–
+ C2O42–
→ Cr3+
+ CO2 (medio ácido)
c) ClO3–
+ Cl–
→ Cl2 + ClO2 (medio ácido)
e) H2O2 + Fe2+
→ Fe3+
(medio ácido)
f) Cu + HNO3 → Cu2+
+ NO (medio ácido)
g) Bi(OH)3 + SnO22–
→ SnO32–
+ Bi (medio básico)
h) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O (medio ácido)
i) Br2 → BrO3-
+ Br-
(medio básico)
33.- En base a los números de oxidación, uno de los siguientes óxidos no reaccionaria
con el oxígeno molecular: NO, N2O, SO2, SO3, P4O6
Señale cuáles y explique las razones.
34.- Identifique cada una de las siguientes especies como ácido de Bronsted o base de
Bronsted o ambos: Hl, CH3COOH, H2PO4–
, PO43–
, ClO2–
, NH4+
35.- El tetracloruro de silicio se puede preparar por calentamiento de silicio en cloro
gaseoso.
Si(s) + 2Cl2(g) → SiCl4(l)
En una reacción se producen 0.507 moles de tetracloruro de silicio Calcule los moles de
cloro que han reaccionado. R: 1.01 mol
36.- La producción anual de dióxido de azufre como resultado de quemar hulla,
combustibles fósiles, el escape de los automóviles y otras fuentes es de unos 26 millones
de toneladas.
S(s) + O2(g) → SO2(g)
Calcule los kg de azufre presentes en los materiales originales para producir esa cantidad
de dióxido de azufre. R: 1.3 * 1010
kg
37.- Si el cianuro de potasio reacciona con los ácidos, se desprende un gas venenoso
letal, el cianuro de hidrógeno.
KCN(ac) + HCl(ac) → KCl(ac) + HCN(g)
Si una muestra de 0.140 g de KCN se trata con un exceso de HCl, calcule los gramos de
HCN formados. R: 0.058 g
38.- La fermentación es un proceso químico complejo en que la glucosa se transforma en
etanol y dióxido de carbono, según la siguiente ecuación química:
C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2
glucosa etanol
Si se tienen 500.4 g de glucosa al inicio de la reacción, calcule la máxima cantidad de
etanol en gramos y en litros que se pueden obtener por este proceso. (densidad del etanol
0.789 g/mL) R: 0.324 L
39.- Calcule cuántos gramos de potasio se necesitan para reaccionar con 19.2 g de bromo
para formar el KBr. R: 9.38 g
40.- La piedra caliza (CaCO3) se descompone por calentamiento en cal viva (CaO) y
dióxido de carbono. Calcule los gramos de cal viva que se producen al reaccionar 1.0 kg.
de piedra caliza. R: 5.6 ⋅ 102 g
41.- El sulfato de amonio usado como fertilizante se obtiene según:
2NH3(g) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4(ac)

4. Calcule los kilogramos de amoniaco que son necesario para producir 10000 kg de sulfato
de amonio. R: 2.57 ⋅ 103 kg
42.- El óxido nítrico reacciona instantáneamente con el oxígeno gaseoso para producir
dióxido de nitrógeno un gas café oscuro según :
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
Si se hacen reaccionar 0.886 moles de NO con 0.503 moles de O2. Calcule los moles de
dióxido de nitrógeno producidos. R: 0.886 mol
43.- Si se hacen reaccionar 10.0 g SF4 y 10.0 de I2O5 que reaccionan según la ecuación:
SF4 + I2O5 → IF5 + SO2
Balancee la ecuación y calcule los gramos de productos obtenidos. R: 13.3 g de IF5
44.- Considere la reacción: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Si reaccionan 0.86 moles de dióxido de manganeso con 48.2 g de HCl. Calcule los
gramos de cloro producidos. R: 23 g
45.- El fluoruro de hidrógeno se usa en la manufactura de freones (que destruyen el
ozono de la estratosfera) y en la producción de Al metálico. La reacción es:
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF
Al reaccionar 6.00 kg. de CaF2 con exceso de H2SO4 se producen 2.86 kg de HF. Calcule
el % de rendimiento de la reacción. R: 92.9 %
46.- Una de las reacciones que ocurre en un alto horno, donde el mineral de hierro se
convierte en hierro fundido, es:
Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)
Si reacciona 2620 kg de mineral y se obtienen 1640 kg de Hierro. Calcule el porcentaje de
pureza de Fe2O3 en el mineral. R: 89.5%
47.- Cuando 0.273g de Mg se calientan a alta temperatura en atmósfera de nitrógeno
ocurre una reacción. El producto formado tiene una masa de 0.378 g. Determine la
fórmula empírica del compuesto de Mg y N.
48.- La magnetita (Fe3O4) es un tipo de óxido de hierro. Si se hace reaccionar 16.8 g de
hierro con 10.0 g de agua se obtienen 20.0 g de la magnetita e hidrógeno gaseoso.
a) Escriba la ecuación correspondiente.
b) Calcule el rendimiento porcentual de la reacción. R: 86.4%
49.- El amoniaco se puede quemar en presencia de oxígeno para obtener óxido de
nitrógeno y agua. Calcule cuantos gramos de óxido de nitrógeno se pueden obtener al
reaccionar 0.85 g de amoniaco con 1.28 g de oxígeno. R: 0.96
4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
50.- Calcule qué volumen de disolución de HCl que contiene 40 g de HCl por litro se debe
agregar a 240 g de caliza (mineral de carbonato de calcio) que contiene 80% en masa de
CaCO3 para lograr la total conversión del CaCO3 a CaCl2. (Las impurezas del mineral y el
HCl no reaccionan).
R: 3.5 L
51.- Al mezclar 3 toneladas de P2O5 con 2 toneladas de C se obtienen 750 kg de fósforo.
Calcule el rendimiento de la reacción.
P2O5(s) + 5C(s) → 2P(s) + 5CO(g)
52.- El óxido de titanio (IV) es una sustancia blanca que se produce por la adicción de
ácido sulfúrico sobre mineral de ilmenita:
FeTiO3 + H2SO4 → TiO2 + FeSO4 + H2O
Sus propiedades de opacidad e inocuidad lo hacen una sustancia idónea para pigmento
de plástico y pinturas. En un proceso 8.00 x 103
kg de FeTiO3 produjeron 3.67 ⋅ 103
kg de
TiO2 . Determine el rendimiento porcentual de la reacción. R: 87.2%