Quimica 5 s - 3bim-

CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE III Bim. / QUÍMICA / 5TO. AÑO
61
Educamos para la VIDA y también para la UNIVERSIDAD
Línea deTiempo
Fritz Haber
Descubre el proceso de síntesis del
amoniaco por combinación directa del
nitrógeno e hidrógeno.
Nace en Breslau (Polonia),
Fritz Haber.
Segundo gobierno de Guillermo
Billinghurst.
Manuel Pardo es elegido
alcalde de Lima.
1869
1918
1868
1913
1934
Fue galardonado con el
premio Nobel de Química
por sus investigaciones.
Segundo gobierno
de José Pardo y
Barreda.
Segundo gobierno de Óscar R.
Benavides.
Muere en Basilea Suiza,
Fritz Haber.

III Bim. / QUÍMICA / 5TO. AÑO CHICLAYO - LAMBAYEQUE - FERREÑAFE
62
F.M. = F.E. x q
para hallar q q =
Es la determinación del porcentaje en masa de una sustancia en un compuesto
o mezcla. Los alimentos presentan un informe nutricional en función de la
composición centesimal.
FÓRMULA MOLECULAR (F.M.)
% parte =
masa parte
masa total
x 100
Indica la composición centesimal del anhídrido sulfúrico SO3
.
Se determina la masa molar del SO3
.
∑ % partes = 100%
Azufre 1 x 32 = 32 +
Oxígeno 3 x 16 = 48
M =80 g/mol
% Azufre = x 100 = 40%
% Oxígeno = x 100 = 60%
32
80
48
80
Es la verdadera fórmula de un compuesto químico. En ella se representa
correctamente el número de átomos que forman a la molécula.
FÓRMULA EMPÍRICA (F.E.)
Es la fórmula más simple de un compuesto químico. Las dos fórmulas,
molecular y empírica, poseen la misma composición centesimal.
Compuesto F.M. F.E. q
Tetróxido de
nitrógeno
Glucosa C6
H12
O6
CH2
O 6
N2
O4
NO2 2
M
MFE

Un hidrocarburo de masa molar
igual a 30 g/mol contiene 80% de
carbono y 20% de hidrógeno. Indica
la fórmula molecular.
Procedimiento:
1. Toma 100 g del compuesto.
 Carbono: 80 g; hidrógeno: 20 g
2. Averigua el Nº de at-g=
Carbono = 6,67 at-g
Hidrógeno = 20 at-g
3. Compara el Nº de at-g (divide con
el menor valor obtenido)
Carbono = 1
Hidrógeno = 2,99
4. Si los números son enteros o
aproximadamente enteros, éstos se
colocan en la fórmula empírica.
F.E.: C1
H3
5. Se determina el valor de q y con
ello la fórmula molecular.
C1
H3
MFE
= 12 + 3 = 15 g/mol
Entonces q = = = 2
Luego la fórmula molecular es
C1
H3
x 2 ⇒ C2
H6
masa
P.A.
80
12
20
1
6,67
6,67
20
6,67
30
15
M
MFE
Composición
Centesimal (C.C.)
Ejemplo:
Ejemplo:

63
Nivel I
1) CO2
I. Halla la composición de
cada elemento presente en el
compuesto.
8) C = 75% ; H = 25%
II. Halla la fórmula empírica para:
2) N2
O5
3) H3
PO4
4) CaCO3
5) C6
H12
O6
6) H2
SO4
7) HNO3
9) N = 30,43% ; O = 69,57%
10) C = 40% ; H = 6,67% ; O =
53,33%
11) C = 82,76% ; H = 17,24%
12) C = 92,3% ; H = 7,7%
III. Halla la fórmula empírica para
las siguientes moléculas:
13) C6
H12
O6
14) C2
H6
15) C2
H2
16) Indicalacomposicióncentesimal
del gas etano C2
H6
.
a) %C = 80 ; %H = 20
b) %C = 75 ; %H = 25
c) %C = 50 ; %H = 50
d) %C = 60 ; %H = 40
e) %C = 40 ; %H = 60
Nivel II
17) Halla el porcentaje de agua en
el compuesto de:
Ca3
(PO4
)2
. 10 H2
O
Masa atómica: Ca = 40, P = 31,
O = 16, H = 1.
a) 50% b) 62,5% c) 36,7%
d) 40,8% e) 50,4%
18) Determina el porcentaje de
carbono en el compuesto
CH3
COOH.
a) 40% b) 45% c) 50%
d) 60% e) 75%
19) En el compuesto MgSOx
existe
20% de magnesio. Indica el valor
de x.
Masa atómica (Mg = 24, S =
32, O = 16)
a) 1 b) 2 c) 3
d) 4 e) 5
20) En la sal hidratada FeCl3
. x H2
O
existe 43,67% de H2
O. Indica el
valor de x.
Masa atómica (Fe = 56; Cl =
35,5; H = 1; O = 16)
a) 3 b) 4 c) 5
d) 6 e) 7
21) En el compuesto ZnS . x H2
O
existe 34,76% de cinc. Señala
la atomicidad del compuesto.
a) 12 b) 13 c) 14
d) 16 e) 17
22) Un mineral de cobre contiene
70% de CuO. ¿Cuál es el
porcentaje de cobre en el
mineral?
Masa atómica (Cu = 63,5; O =
16)
a) 72% b) 65% c) 55,9%
d) 60,3% e) 75,2%
23) Un mineral contiene 42% de
hierro. ¿Cuál es el porcentaje de
Fe2
O3
en el mineral?
a) 40% b) 42% c) 50%
d) 60% e) 72%
24) En el compuesto existe
50,95%dex.¿Cuáleselporcentaje
de x en el siguiente compuesto?
a) 76,2% b) 85,3% c) 60,5%
d) 50% e) 40,7%
x
?
x x
x

64
25) EnlaespecieFeClx
existe34,46%
de hierro. Indica la atomicidad
del compuesto.
Masa atómica (Fe = 56; Cl =
35,5)
a) 2 b) 3 c) 4
d) 5 e) 6
26) Un óxido contiene 48% de
oxígeno y 52% de cromo. ¿Cuál
es su fórmula empírica?
Masa atómica (Cr = 52, O =
16)
a) CrO b) Cr2
O3
c) CrO3
d) CrO2
e) Cr3
O4
27) Un hidrocarburo posee 81,82%
de carbono y el resto de
hidrógeno. Indica la fórmula
empírica.
a) CH3
b) CH4
c) C2
H5
d) C3
H8
e) C4
H9
28) Un hidrocarburo de masa molar
de 58 g/mol contiene 82,76%
de carbono. ¿Cuál es su fórmula
molecular?
a) C2
H6
b) C4
H8
c) C4
H10
d) C5
H12
e) C6
H6
29) Un compuesto contiene 44,44%
de carbono; 6,18% de hidrógeno
y 49,38% de oxígeno. Si la masa
molar es 810 g/mol, indica la
atomicidad del compuesto.
a) 105 b) 121 c) 135
d) 109 e) 142
30) Al quemar un hidrocarburo
Cx
Hy
se forma 0,5 mol de CO2
y 0,6 mol de H2
O. Indica el
mínimo valor de “x + y”.
a) 10 b) 12 c) 15
d) 17 e) 19
31) Halla la composición centesimal
del gas metano CH4
.
a) %C = 80 ; %H = 20
b) %C = 75 ; %H = 25
c) %C = 50 ; %H = 50
d) %C = 60 ; %H = 40
e) %C = 70 ; %H = 30
Nivel III
32) En el compuesto CaCOx
existe
40% de calcio. Indica el valor de
x.
Masa atómica (Ca = 40; O =
16; C = 12)
a) 1 b) 3 c) 5
d) 2 e) 4
33) EnlasalhidratadaMgSO4
xH2
O
existe 60% de H2
O. Indica el
valor de x.
Masa atómica (Mg = 24, S =
32, O = 16, H = 1)
a) 3 b) 5 c) 6
d) 7 e) 10
34) Un mineral de hierro contiene
60% de Fe2
O3
. ¿Cuál es el
porcentaje de hierro en el
mineral?
Masa atómica (Fe = 56, O =
16)
a) 42% b) 45% c) 52%
d) 56% e) 58%
35) Un mineral contiene 32,5%.
¿Cuál es el porcentaje de CuSO4
en el mineral?
Masa atómica (Cu = 63,5; S =
32; O = 16)
a) 80,6 b) 81,6 c) 82,3
d) 83,7 e) 85,9
36) Una arcilla contiene 60% de
arena y 20% de agua. Si la arcilla
se seca, ¿cuál es el porcentaje de
arena?
a) 50% b) 60% c) 75%
d) 80% e) 92%
37) Un óxido contiene 30,43% de
nitrógeno si la masa molar es 92
g/mol. Indica la atomicidad del
óxido.
a) 4 b) 5 c) 6
d) 7 e) 8
38) Un compuesto orgánico posee
la siguiente composición
centesimal: Carbono 40%,
hidrógeno 6,67% y oxígeno
53,33%. Si la masa molar es
mayor que 150 g/mol pero menor
que 192 g/mol, indica la fórmula
molecular.
a) C6
H10
O8
d) C10
H20
O10
b) C6
H12
O6
e) C5
H10
O8
c) C12
H22
O11
39) Unhidrocarburoposee82,76%de
carbono y 17,24% de hidrógeno.
Si la molécula del hidrocarburo
posee 14 átomos, indica la masa
molar del hidrocarburo.
a) 30 g/mol d) 58 g/mol
b) 42 g/mol e) 62 g/mol
c) 50 g/mol
40) Al quemar un hidrocarburo se
forma 13,2 g de CO2
y 7,2 g de
H2
O. Indica la fórmula empírica
del hidrocarburo.
a) C2
H10
b) C3
H8
c) C2
H6
d) C5
H12
e) C7
H16

65
41) En una mina se encontró una
muestra de sal cálcica que pesaba
6,36 g y que contiene 2,55 g del
metal. ¿Cuál de las siguientes es
la muestra?
Masas atómicas (Ca = 40; Cl =
35,5; O = 16; N = 14; S = 32;
C = 12)
a) Ca(ClO3
)2
d) CaCl2
b) Ca(NO3
)2
e) CaCO3
c) CaSO4
42) Un compuesto contiene 92,3%
de C y 7,7% de H. La masa de
un litro de dicho compuesto en
condicionesnormalesesde1,165
g. Indica su fórmula molecular.
a) C2
H2
b) C2
H4
c) C3
H6
d) C6
H6
e) C4
H10
43) Si el compuesto R contiene
2,98 g de carbono por gramo de
hidrógeno, ¿cuál es la atomicidad
de R?
a) 4 b) 5 c) 6
d) 7 e) 8
44) Un compuesto que contiene
C, H y O pesa 2,32g y por
combustiónconeloxígenoforma
3,4 g de CO2
. Otra muestra del
mismo compuesto que pesa 25
g libera 15 g de agua. Si la masa
molar del compuesto es 180
g/mol, ¿cuántos átomos posee
la molécula del compuesto?
a) 18 b) 19 c) 20
d) 24 e) 30
45) La combustión de 2,8 litros de un
compuesto gaseoso que contiene
solamente carbono e hidrógeno
requiere de 18,2 litros de oxígeno
y produce 11,2 litros de CO2
y
11,25 g de H2
O. Si todos los
gases se midieron a condiciones
normales, indica la fórmula
molecular del compuesto.
a) C2
H6
b) C3
H8
c) C4
H10
d) C5
H12
e) C6
H14
46) Calcular el porcentaje de
carbono en el etano C2
H6
.
P.A. (C = 12; H = 1)
a) 60% b) 75% c) 80%
d) 25% e) 49%
47) Señalalacomposicióncentesimal
del ácido sulfúrico.
P.A. (H = 1; S = 32)
a) 30% H ; 70% S
b) 20% H ; 10% S ; 70% O
c) 5,88% H ; 20,12% S ; 74% O
d) 5,88% H ; 94,112% S
e) 50% H ; 50% S
48) Determina el porcentaje de
agua en el sulfato de magnesio
dihidratado (M = 156 g/mol).
a) 23,07% d) 76,93%
b) 46,15% e) 53,85%
c) 92,3%
49) Un mineral contiene 90% de
Fe2
O3
. ¿Cuál es el porcentaje de
hierro en el mineral?
P.A. (Fe = 56; O = 16)
a) 70% b) 60% c) 63%
d) 75% e) 82%
50) Unos huesos que pesan 6
kilogramos contienen 75% de
fosfato de calcio. ¿Qué peso de
fósforo existe en los huesos?
P.A. (Ca = 40; P = 31; O = 16)
a) 0,9 kg d) 1,25 kg
b) 4,5 kg e) 2,7 kg
c) 1,75 kg
El filósofo griego Aristóteles pensaba que
las sustancias estaban formadas por cuatro
elementos: tierra, aire, agua y fuego.
Paralelamente discurría otra corriente
paralela, el atomismo, que postulaba que
la materia estaba formada de átomos,
partículas indivisibles que se podían
considerar la unidad mínima de materia.
Esta teoría, propuesta por el filósofo griego
Demócrito de Abdera no fue popular en la
cultura occidental dado el peso de las obras de Aristóteles en Europa.
Sin embargo tenía seguidores (entre ellos Lucrecio) y la idea se quedó
presente hasta el principio de la Edad Moderna.

66
Línea deTiempo
GlennTheodore Seaborg
Dirige la Comisión de energía
atómica de los EE.UU.
Nace en Michigan (EE.UU),
Glenn Seaborg.
Gobierno de Manuel
Prado Ugarteche.
Guerra con
el Ecuador.
1942
1967
1999
1961
1941
1977
1946
Gobierno de José
Luis Bustamante y
Rivero.
Dirige la investigación sobre física y
química nuclear relacionada con el
proyecto “Manhattan”.
La IUPAC anuncia que
el elemento 106 de la
tabla periódica llevaría el
nombre de Seaborgium.
Fallece Glenn
Seaborg en Berke-
ley (EE.UU).
1912
Gobierno de Alberto
Fujimori.
Gobierno de Francisco
Morales Bermúdez.
Primer gobierno de Fernando
Belaúnde Terry.
Inicio del
gobierno de
Billinghurst.

67
Personaje del Tema
Los gases se caracterizan porque sus moléculas se mueven al azar en todas
las direcciones, motivadas por su elevada energía cinética. Una gran cantidad
de reacciones químicas ocurren en el estado gaseoso, así el hidrógeno y el
oxígeno gaseosos activados por una chispa eléctrica reaccionan formando agua;
similarmente el hidrógeno y nitrógeno para formar amoniaco. Por otro lado,
muchas sustancias gaseosas intervienen en procesos como: combustión, motores
de explosión interna, aire atmosférico, gases contaminantes y tantos otros que
hacen una necesidad conocer sus propiedades y leyes que los rigen.
PROPIEDADES DE LOS GASES
Los gases no presentan forma propia, sino que se adaptan la fórmula del
recipiente que los contiene.
Una vez que cesa la causa deformadora, los gases tratan de recuperar sus
dimensiones originales.
3. Elasticidad
2. Fluidez
Las moléculas del gas se mueven ocupando todo el volumen del recipiente
que lo contiene o volumen disponible.
1. Expansibilidad
Eselfenómenoporelcuallasmoléculasdeungassedistribuyenuniformemente,
en otro gas. También es la capacidad de las moléculas gaseosas para pasar a través
de aberturas pequeñas.
4. Difusibilidad
Los gases pueden disminuir sus dimensiones con mucha facilidad por el efecto
de la presión.
5. Compresibilidad
Se comprime
Debido a
la presión
El émbolo tratará de
retornar al dejarse
de presionar
Jan Baptist van Helmont
Químico, fisiólogo y médico
belga que reconoció la existencia
de gases discretos e identificó
el dióxido de carbono. Puede
considerarse a Jan Baptist van
Helmont como puente entre la
alquimia y la Química, aunque
con inclinaciones místicas y
creyentes de la piedra filosofal.
Fue un observador cuidadoso y un
experimentador exacto.
1577: Nació en Bruselas.
1644: Murió en la actual Bélgica.
• Inventó la palabra “gas” (del
griego caos).
• Cultivó un árbol, al cual lo
plantó en la tierra y utilizó el
agua como elemento principal
de la química.
• Algunos lo llamaron el padre
de la Bioquímica.
Estado Gaseoso I

68
V1
= 4 L V2
= 8L
T1
= 300 K T2
= 430 K
P1
= 2 atm P2
= ?
P2
= 1,43 atm
LEY UNIVERSAL DE LOS GASES
Se aplica a cualquier masa gaseosa, e implica a las variables de estado de un gas
(presión (P), volumen (V) y temperatura (T) ) ; las medidas de estas magnitudes
nos da información sobre la condición física en la que se halla un gas. En la Ley
Universal se cumple que el producto de su presión absoluta y volumen, es igual
al producto de su número de moles por la constante universal y su temperatura
absoluta.
Donde:
P → Presión
V → Volumen
n → Número de moles
T → Temperatura
R → Constante universal
Variables de Estado
(Presión, Volumen y Temperatura)
PV = RTn
R = 62,4 ;R = 0,082 ;
10,8 lb / pulg2
. pie3
mol - lb . °R
R =
atm . L
mol - g . K
mmHg . L
mol - g . K
Ejemplo:
¿Cuál es el volumen de 2 moles de gas hidrógeno a la temperatura de 127º C y
4,1 atm?
Solución:
P = 4,1 atm
T = 400 K
n = 2
R = 0,082
V = ?
PV = RTn
V =
(0,082)(400)(2)
4,1
RTn
P
= = 16 litros
LEY GENERAL DE LOS GASES
Ecuación general:
Donde:
P1
y P2
: Presiones absolutas, inicial y final.
T1
y T2
: Temperaturas absolutas, inicial y final.
V1
y V2
: Volúmenes absolutos, inicial y final.
P1
V1
T1
=
P2
V2
T2
Ejemplo:
Cuatro litros de un gas a 27º C y 2atm de presión se calientan hasta 157º C siendo
su volumen de 8 litros. ¿Cuál será la presión final?
Solución:
P1
V1
T1
P2
V2
T2
=
P1
V1
T2
T1
V2
P2
=
(2)(4)(430)
(300)(8)
=
En el campo de concentración
de Auschwitz, construido por los
nazis en las inmediaciones de la
aldea de Oswiecim, se ensayó el
método de la gasificación para
eliminar en masa a un número
considerable de víctimas judías.
En Auschwitz perdieron la vida
unas cuatro millones de personas,
a razón de ‘‘dos mil cadáveres cada
12 horas’’, según informes de los
‘‘técnicos’’ por la aplicación del
famoso gas ‘‘Zyklon - B’’, que no
es otra cosa que ácido cianhídrico
HCN, un veneno para matar
ratas.

69
Rpta.: 12,5 moles
1. ¿Cuál será el número de moles de un gas que se encuentra en un balón de
10 L de capacidad, a una presión de 41 atm y una temperatura de 127º C?
Resolución:
n = ?
V = 10 L
P = 41 atm
T = 127º C
R : Constante universal de los gases ideales. Como la presión está en atm, se
utilizará el valor de 0,082.
Luego:
Para resolver este tipo de problemas se utilizará la ecuación general de los
gases ideales PV = nRT.
La temperatura está en grados celsius, luego la
convertiremos a grados Kelvin.

127 + 273 = 400 K
P. V = n . R . T
→n =
P . V
R . T
41 x 10
0,082 x 400
n =
V = ?
n = ?
P = 25,4 atm
T = 37º C
R = 0,082
Luego:
P.F. (CH4
) = 1C + 4H
= 1(12) + 4(1) = 16 g/mol
Entonces:
Observamos que la temperatura está en grados celsius y la transformaremos
a kelvin.
→ 37 + 273 = 310 K
Luego:
En la ecuación PV = nRT
→ 25,4 x V = 5 x 0,082 x 310
V =
Notamos que para hallar el volumen con la ecuación
PV=nRT nos está faltando n; pero sabemos que el número
de moles se puede calcular de la siguiente manera:
2. Determina el volumen que ocupa 80 g de CH4
a 37º C y 25, 4 atm de
presión.P.A. (C = 12 , H = 1)
Resolución:
n =
80
16
→ n = 5 moles
n =
W
P.F.
Donde:
W : Masa
P.F. : Peso fórmula
atm . L
mol - g . K
5 x 0,082 x 310
25,4
Rpta.: 5,00 L
El hidrógeno es un elemento
gaseoso cuyo empleo más
importante es la síntesis del
amoniaco. La utilización del
hidrógeno está aumentando con
rapidez en las operaciones de
refinación del petróleo, como
el rompimiento por hidrógeno
(Hydrocracking) y en el
tratamiento con hidrógeno para
eliminar azufre. Se consumen
grandes cantidades de hidrógeno
en la halogenación catalítica
de aceites vegetales líquidos
insaturados para obtener grasas
sólidas. La hidrogenación se
utiliza en la manufactura de
productos químicos orgánicos.
Grandes cantidades de hidrógeno
se emplean como combustible
de cohetes, en combinación
con oxígeno o flúor, y como un
propulsor de cohetes impulsados
por energía nuclear.

70
Rpta.: 12,3 atm
3. Si 30,1 x 1023
moléculas de SO3
ocupan un volumen de 10 L a 27º C. halla
la presión que ejerce en atmósferas. P.A. (S = 32; O = 16)
Resolución:
P = ?
V = 10 L
T = 27º C
n = ?
R = 0,082
Sabemos que:
1 mol de SO3
→ 6,02 x 1023
moléculas de SO3
Entonces:
1 mol de SO3
→ 6,02 x 1023
moléculas de SO3
n moles de SO3
→ 30,1 x 1023
moléculas de SO3
n = 5 moles
Luego:
Conociendo ‘‘n’’ utilizamos la ecuación PV = nRT.
→ P(10) = (5)(0,082)(300)
P =
Primero hallamos la temperatura en Kelvin:
→ 27 + 273 = 300 K
Luego para hallar la presión es necesario conocer
el número de moles ‘‘n’’.
→ n =
30,1 x 1023
x 1
6,02 x 1023 moles
5 x 0,082 x 300
10
atm . L
mol - g . K
Rpta.: 44,8 L
4. Halla el volumen de 60 g de gas etano C2
H6
a C.N.
P.A. (C = 12 , H = 1)
Resolución:
Sabemos que 1 mol de cualquier gas a condiciones normales ocupa un volumen
de 22,4 litros:
Luego hallando ‘‘n’’:
como ; entonces P.F. = 2(12) + 6(1) = 30 g/mol
→ n = → n = 2 moles
Entonces:
1 mol C2
H6
→ 22,4 L
x = L
2 moles C2
H6
→ x L
60
30
22,4 x 2
1
→ C.N.
1 mol (C2
H6
) → 22,4 L
n moles (C2
H6
) → x L
n =
W
P.F.
W
M
Rpta.: 3,902 g/L
5. Calcula la densidad del gas metano
(CH4
) a una temperatura de 127ºC
y 8 atm de presión.
P.A.(C = 12; H = 1)
Resolución:
Para resolver este problema
utilizaremos la ecuación universal
de los gases PV = nRT.
Pero como interviene la densidad y
sabemos que D = W/V, entonces:
P.V = nRT
P.V = R.T → P.M = R.T
Luego:
Los datos que tenemos son:
P = 8 atm
T = 127º C
R = 0,082
D = ?
M(CH4
) = 1(12) + 4(1) = 16g/mol
Entonces:

En la fórmula:
P . M = D . R . T
8 x 16 = D x 0,082 x 400
D = 8 x 16
0,082 x 400
W
V
Nivel I
1) Determina el volumen ocupado
por 2 moles a 527º C y 8,2 atm.
a) 14 L b) 16 L c) 8 L
d) 15 L e) 4 L
por 2 moles a 127º C y 8,2 atm.
a) 16 L b) 14 L c) 12 L
d) 10 L e) 8 L
atm . L
mol-g.k

71
16) Cuando la presión se duplica el
volumen se reduce a la tercera
parte. ¿Qué sucede con la
temperatura?
a) Disminuye en 2/3
b) Aumenta en 2/3
c) Disminuye en 1/3
d) Aumenta en 1/3
e) No varía
Nivel II
por 0,5 g de gas hidrógeno a
527ºC y a 124,8 mmHg.
a) 40 L b) 60 L c) 80 L
d) 100 L e) 150 L
3) Un gas ocupa 6 L a 27º C y 5 atm.
¿Qué volumen ocupa a 8 atm y
127º C?
a) 2 L b) 3 L c) 4 L
d) 5 L e) 6 L
4) Un gas ocupa 5 L a 227º C y 3
atm. ¿Qué presión ejerce en un
recipiente de 6 L a 27º C?
a) 1 atm d) 2,5 atm
b) 1,5 atm e) 4 atm
c) 2 atm
5) No es variable fundamental del
estado gaseoso.
a) Presión d) Volumen
b) Temperatura e) Todas
c) Densidad
6) Para un mol de gas. ¿cuál es la
relación más probable, según
la ecuación universal, para
determinar el volumen de un
gas?
a) V = Pn/RT
b) V = Rn/nT
c) V = RT/P
d) V = RPT
e) V = P/RT
7) Determina la presión en mmHg
de 3 moles de gas a 527º C si
ocupa un volumen de 3,12 litros.
a) 3,2 b) 48 000 c) 4,8
d) 480 e) 32 000
8) Determina la presión de 10 g
de gas hidrógeno que ocupa
un volumen de 12,5 L a una
temperatura de 227º C.
a) 16,4 atm d) 32,8 atm
b) 8,2 atm e) 4 atm
c) 4,1 atm
9) Determina el volumen de 2
moles de gas a 527º C y 16,4 atm.
a) 2 L b) 4 L c) 6 L
d) 8 L e) 10 L
por 80 g de gas metano a 327º C
y a 16, 4 atm.
a) 15 L b) 20 L c) 30 L
d) 45 L e) 60 L
12) Cierta masa de gas se encuentra
a la presión de 2 atm y la
temperatura de 27º C, ocupando
un volumen de 30 L. ¿Cuál será
el volumen que ocupa el gas si la
temperatura a cambiado a 127º
C y la presión es de 4 atm?
a) 2 L b) 20 L c) 10 L
d) 0,1 L e) 0,2 L
13) Se tiene 400 ml de un gas ideal a
27º C y 1 atm. Si se cuadruplica
su volumen a igual presión,
determina la nueva temperatura.
a) 120 K b) 12 K c) 1200 K
d) 140 K e) 1400 K
14) Al disminuir el volumen de un
gas en un 40% y aumentar su
temperatura en 50%, ¿en cuánto
excede la presión final a la inicial
en porcentaje?
a) 10% b) 20% c) 30%
d) 40% e) 50%
15) Si la presión aumenta en 20% y
el volumen disminuye en 25%,
¿qué sucede con la temperatura?
a) Aumenta 90%
b) Disminuye 90%
c) Aumenta 10%
d) Disminuye 10%
e) No varía
17) Un recipiente contiene 100
mol - g de un gas desconocido a
273 atm y 0º C. ¿Qué volumen
ocupará dicho gas?
a) 82 L b) 0,82 L c) 20 L
d) 8,2 L e) 40 L
18) Determina la masa de 20 L de
CH4
a 41 atm y 73º C.
a) 900g b) 100 g c) 800 g
d) 200 g e) 150 g
19) ¿Qué masa presenta un
recipiente de 298 ml con CO2
a 25º C y a 1,23 atm?
a) 0,4 g b) 0,8 g c) 1, 3 g
d) 6, 2 g e) 0, 6 g

72
31) Halla el número de moles de un
gas, sabiendo que se encuentra
encerrado en un recipiente de
8 L a la presión de 0,82 atm y a
una temperatura de 127º C.
a) 1 mol d) 4 moles
b) 0,2 moles e) 5 moles
c) 2 moles
Nivel III
20) Calcula el peso molecular (M)
de una sustancia gaseosa que
se encuentra a 4,1 atm y 127ºC
ocupando un volumen de 14
litros.
a) 16 g/mol d) 32 g/mol
b) 14 g/mol e) 64 g/mol
c) 28 g/mol
21) Se tiene 320 g de gas oxígeno a
27º C y en un recipiente de 624
L de capacidad. Determina la
presión en mmHg ejercido por
el gas.
a) 100 b) 200 c) 300
d) 400 e) 500
22) Una masa de oxígeno (O2
)
ocupa 30 ml a 27º C. Halla el
volumen en cm3
a 127ºC si
se cumple que la presión se
mantiene constante.
a) 40 b) 20 c) 30
d) 10 e) 80
23) Calcula el volumen que ocupará
una mol de un gas a 0º C y 760
mmHg.
a) 11, 2 L b) 22, 4 L c) 1, 0 L
d) 5, 6 L e) 12, 3 L
por 3 moles de gas a condiciones
normales.
a) 67,2 L b) 66,2 L c) 44,8 L
d) 22, 4 L e) 11,2 L
25) Halla la densidad de un gas
que presenta 4,1 atm y 127º C,
M = 16 g/mol.
a) 1 g/L b) 2 g/L c) 4 g/L
d) 8 g/L e) 16 g/L
26) ¿Qué volumen ocupará 2 moles
de oxígeno (O2
) a 127º C y 1
atmósfera? (R = 0,082)
a) 65,6 L b) 22,4 L c) 44,8 L
d) 131,2 L e) N.A.
27) El volumen molar (en litros) de
un gas ideal a 93º C y 0,75 atm
es: (Vmolar
= V/n = RT/P)
a) 35 b) 40 c) 45
d) 50 e) 25
28) Halla el número de moles de un
gas, sabiendo que se encuentra
encerrado en un recipiente de 3
litros a la presión de 0,82 atm y
a la temperatura de 27º C.
a) 1 mol b) 0,1 mol c) 2 mol
d) 4 mol e) 5 mol
29) Determina la densidad del gas
metano (CH4
) en g/l a 4,1 atm
y 127º C.
a) 1 b) 1,5 c) 2
d) 2,5 e) 2,6
30) Calcula la masa que presenta un
recipiente de 6 L con NH3
a 1,64
atm y 27º C.
a) 1,4 g b) 2,8 g c) 6,8 g
d) 13,6 g e) 22,8 g
32) Calcula el volumen molar de
N2
a 16,4 atm y 127º C.
a) 2 L/mol d) 4 L/mol
b) 0,002 L/mol e) N.A.
c) 0,04 L/mol
33) Una muestra de gas puro a 27º C
y 380 mmHg ocupa un volumen
de 493 L. ¿Cuál es el número de
moles de la muestra?
a) 1 b) 2 c) 5
d) 10 e) N.A.
34) Un volumen de 31,2 L de un gas
medido a 85º C y 358 mmHg
pesa 3,86 g. Entonces el peso
molecular del gas es:
a) 7,72 g/mol d) 79,2 g/mol
b) 3,86 g/mol e) N.A.
c) 38,6 g/mol
35) El gas C3
H8
ocupa un volumen
de 20 L a una temperatura de
27º C y a una presión de 8,2 atm.
Calcula la cantidad de moles de
dicho gas.
a) 3 b) 5 c) 10
d) 15 e) 30
36) Determina la presión del NO2
si se tiene los siguientes datos:
NO2
, V = 30 L, W = 460 g, T
= 27º C.
a) 82 atm d) 1,64 atm
b) 8,2 atm e) 164 atm
c) 16,4 atm

73
37) Se tiene 2 recipientes de
igual capacidad a las mismas
condiciones de presión y
temperatura. Si en uno de
ellos se encuentra 0,3 x 1024
moléculas de gas “x” y en el
otro oxígeno, calcula el peso de
oxígeno en el recipiente.
a) 32 g b) 48 g c) 8 g
d) 20 g e) 16 g
39) ¿Qué volumen ocupa 128
gramos de gas O2
a 127º C y 1
atmósfera?
a) 22,4 L b) 65,6 L c) 44,8 L
d) 131,2 L e) N.A.
38) ¿Qué cantidad de CO2
debe
estar contenido en un recipiente
de 40 L de capacidad a una
temperatura de 127º C y a 624
mmHg?
a) 1 g b) 3 g c) 28 g
d) 44 g e) 60 g
40) Determina la densidad del
metano (CH4
) a una presión de
780 mmHg y a una temperatutra
de 127º C.
a) 0,5 g/L b) 0,3 g/L c) 1 g/L
d) 1,5 g/L e) 2 g/L
41) Se producen 112 ml de gas
acetileno (C2
H2
) a 77º C y 750
mmHg de presión. ¿Cuál es su
masa en gramos?
P.A. (C = 12, H = 1)
a) 10 g b) 100 g c) 0,1 g
d) 0,01 g e) N.A.
42) ¿Cuántas moles contiene cierta
cantidad de gas a una presión de
1248 mmHg, a una temperatura
de 127º C y un volumen de 400
L?
a) 5 b) 10 c) 15
d) 20 e) 25
43) Un gas se encuentra a 8,2 atm,
27º C y ocupa un volumen de
300 L. Determina la cantidad
de moles de dicho gas.
a) 20 b) 50 c) 80
d) 100 e) 120
44) ¿Cuál es la masa de 624 L de
gas butano (C4
H10
) que se
encuentra a una temperatura
de 27º C y a una presión de 900
mmHg?
a) 105 g b) 124 g c) 1740 g
d) 1550 g e) 2510 g
45) Calcula la densidad del metano
(CH4
) a 27º C y 8,2 atm.
a) 3,3 g/L b) 5,3 g/L c) 9,3 g/L
d) 13,3 g/L e) 16 g/L
46) Determina la cantidad de átomos
presentes en 4 L de gas amoniaco
(NH3
) a 527º C y 16,4 atm. (No:
Número de Avogadro)
a) No b) 10 No c) 4 No
d) 40 No e) 50 No
47) Halla el volumen que ocupa un
gas que tiene una presión de 0,41
atm, T = 27º C y 2 moles.
a) 12 L b) 1,2 L c) 0,12 L
d) 122 L e) 120 L
48) No es considerada variable
fundamental del estado gaseoso.
a) Presión
b) Volumen
c) Densidad
d) Temperatura
e) To d a s s o n v a r i a b l e s
fundamentales
49) Halla las moles que ocupa un
gas con 0,41 atm; una capacidad
de 2 L y se encuentra a una
temperatura de 77º C.
a) 0,011 moles
b) 0,028 moles
c) 0,033 moles
d) 0,044 moles
e) 0,066 moles
50) Determina la densidad del CO2
a 4 atm y 127º C.
a) 5,4 g/l d) 4,4 g/l
b) 3,4 g/l e) 6,4 g/l
c) 2,4 g/l
La ciencia química surge
en el siglo XVII a partir de los
estudios de alquimia populares
entre muchos de los científicos
de la época. Se considera que los
principios básicos de la química
se recogen por primera vez en
la obra del científico británico
Robert Boyle: The skeptical chymist
(1661). La química como tal
comienza sus andares un siglo
más tarde con los trabajos del
francés Antoine Lavoisier y sus
descubrimientos del oxígeno, la
ley de conservación de masa y la
refutación de la Teoría del flogisto
como teoría de la combustión.

74
Línea deTiempo
JacobusVan’t Hoff
Propuso la hipótesis
del carbono tetraédrico
asimétrico, al mismo
tiempo que A. Le Bel.
Nace en Rotterdam (Holanda)
Jacobus Van’t Hoff.
Gobierno de Manuel Pardo.
Gobierno de José
Rufino Echenique.
1852
1874
1911
1901
Gobierno de Eduardo López
de Romaña.
Recibe el premio Nobel de
Química por relacionar la
termodinámica en las
reacciones químicas y
por sus estudios de las
soluciones.
Gobierno de Augusto B.
Leguía y Salcedo.
Fallece, en Berlín, Jacobus
Henricus Van’t Hoff.

75
En los procesos restringidos se establece una relación matemática entre las
variables de estado, en los diversos cambios que experimenta el cuerpo gaseoso,
pero manteniendo constante su masa y otras de las variables de estado.
1.1. Ley de Boyle - Mariotte o Proceso Isotérmico
1. PROCESOS RESTRINGIDOS
‘‘Si la temperatura de una masa gaseosa es constante, la presión absoluta es
inversamente proporcional a su volumen, y es constante’’.
Estado 1 Estado 2
P1
; V1
; T1
P2
; V2
; T2
Donde:
T1
= T2
= cte.
Entonces:
P1
V1
= P2
V2
1.2. Ley de Charles o Proceso Isobárico
Estado 1 Estado 2
P1
; V1
; T1
P2
; V2
; T2
Donde:
P1
= P2
= cte.
Entonces:
V2
T2
=
V1
T1
‘‘Si la presión de una masa gaseosa es constante, el volumen del gas es proporcional
a su temperatura, y es constante’’.
1.3. Ley de Gay Lussac, Proceso Isométrico o Isocórico
‘‘Si el volumen de una masa gaseosa es constante, la presión es directamente
proporcional a la temperatura, y es constante’’.
2. MEZCLA DE GASES
Entre las propiedades de los gases se encuentra la de formar mezclas completamente
homogéneas.
2.1. Fracción Molar (fm
)
Indica el número de mol - g de uno de los componentes con respecto al número
total de mol - g que tiene la mezcla.
Estado 1 Estado 2
P1
; V1
; T1
P2
; V2
; T2
Donde: Entonces:
V1
=V2
= cte. P2
T2
=
P1
T1
Personaje del Tema
Joseph Louis Gay-Lussac
(Francia, 1778-París, 1850)
Físicofrancés.SegraduóenlaÉcole
Polytechnique Parisina en 1800. En
1802 observó que todos los gases se
expanden una misma fracción de
volumen para un mismo aumento
en la temperatura, lo que reveló
la existencia de un coeficiente
de expansión térmica común que
hizo posible la definición de una
nueva escala de temperaturas,
establecida con posterioridad por
Lord Kelvin. En 1804 efectuó una
ascensión en globo aerostático
que le permitió corroborar que
tanto el campo magnético terrestre
como la composición química de la
atmósfera permanecen constantes
a partir de una determinada altura.
En 1808, enunció la Ley de
los volúmenes de combinación
que lleva su nombre, según
la cual los volúmenes de dos
gases que reaccionan entre sí en
idénticas condiciones de presión y
temperatura guardan una relación
sencilla.
Estado Gaseoso II

76
nx
:mol-g de uno de los componentes
nt
: total de mol-g de la mezcla
nx
nt
=
fmx
Recuerda
nt
= n1
+ n2
+ n3
+ ... +nx
1 = fm1
+ fm2
+ fm3
+... + fmx
Pt
: Presión de la mezcla
P P Gas (i)
: Presión parcial de un componente i
Pt
= P P Gas (1)
+ P P Gas (2)
+ P P Gas (3)
+ ... + P P Gas (x)
2.2. Ley de Dalton
Dalton nos indica que la presión total de una mezcla de gases es igual a la
suma de las presiones parciales de cada componente.
2.3. Ley de Amagat
Amagat nos indica que el volumen total de una mezcla de gases es igual a la
suma de los volúmenes parciales de cada componente.
Vt
: Volumen de la mezcla
VGas (i)
: Volumen parcial de un componente i.
PP Gas (x)
= fm(x)
Pt
Vt
= VPGas (1)
+ VGas (2)
+ VGas (3)
+ ... + VGas (x)
VGas (x)
= fm(x)
Vt
2.4 Masa Molecular Aparente (MT
)
Se sabe :
=MT
mt
nt
=
m Gas (1)
+ m Gas (2)
+ ...+m Gas (x)
nt
=MT
mt
nt
n1
M1
+ n2
M2
+ ... + nx
Mx
nt
=MT
fm1
M1
+ fm2
M2
+ ...+ fmx
Mx=MT
El deseo del hombre por volar
provienedetiemposprehistóricos,
ya que éste es vencido por la
curiosidad de conocer nuevos
lugares más allá de los que habita
y descubre en el vuelo aéreo la
posibilidad de ahorrarse tiempo
y trabajo. Los primeros intentos
que se realizaron con éxito datan
del 21 de Noviembre de 1783, ese
día el cielo de París vio asomar,
majestuoso, un gigantesco globo
decorado en oro y azul. A bordo
iban Pilatre de Rozier, un físico de
29 años y el comandante Francois
Laurent, Marqués de Arlandes
y oficial de infantería. El globo,
que era una enorme estructura
de papel y tela, estaba inflado
con aire caliente, generado por
el fuego ubicado bajo la abertura
inferior, el cual a su vez era
alimentado por los tripulantes
con paja seca. Más tarde el
Montgolfier, como se llamaba el
globo (en honor a los hermanos
Joseph y Etienne Montgolfier,
que fueron los primeros en
lanzar un globo sin tripulantes
y aplicar el recién descubierto
gas de hidrógeno para llenar el
interior del mismo), tocó tierra
en las afueras de París, con sus
ocupantes sanos y salvos.

77
Ejemplo:
Existe un grupo de gases inertes
denominados comercialmente
f r e o n e s . S o n d e r i v a d o s
polihalogenados del metano y
del etano que contienen flúor,
cloro o bromo; y se usan como
impulsadores de aerosoles y
como refrigerantes. Los aerosoles
son pequeñísimas partículas de
productos químicos, aceite y
partículas de polvo; siendo su
tamaño de una a diez micras
y escapando a la acción de la
gravedad,manteniéndosesiempre
en suspensión, sin posarse nunca.
Los freones de mayor utilización
son el triclorofluorometano
CCl3
F y el diclorodifluorometano
CCl2
F2
, conocidos industrial-
mente como Freón - 11 y Freón
- 12, respectivamente. Estos
gases ascienden hasta alturas de
20 kilómetros o más, en donde la
radiación ultravioleta los disocia,
y libera el cloro (Cl). El cloro y el
ozono tienen diversas reacciones
convirtiéndose éste último en
oxígeno, lo cual origina una
amenaza para la capa de ozono.
Halla la masa molecular aparente de una mezcla de hidrógeno y cloro gaseosos,
sabiendo que la fracción molar de hidrógeno es 0,2.
(M (H) = 1 ; M (Cl) = 35,5)
fmH2
+ fmCl2
= 1
0,2 + fmCl2
= 1
fmCl2
= 0,8
Resolución:
M(H2)
= 2(1) = 2
Ahora:
M(Cl2)
= 2(35,5) = 71
Entonces:
→
MT
= fmH
2
MH
2
+ fmCl
2
MCl
2
MT
= 0,2(2) + 0,8(71)
MT
= 57,2g/mol
1) Cierto gas está sometido a 5 atm de presión y 27°C; luego aumenta su
volumen al doble por un incremento de 50°C de temperatura. Halla la
variación de la presión.
P1
= 5 atm
P2
= ?
V1
= V
V2
= 2V
T1
= 27°C + 273 = 300 K
T2
= 27°C + 50°C = 77°C → 77+273 = 350 K
Luego:
5 x 350
2 x 300
= P2
P2
x 2V
350
=
5 x V
300
P2
= 2, 916 atm
Entonces:
Luego, hallando la variación de la presión:
P1
- P2
= 5 - 2,916
P1
- P2
= 2,084 atm
Para resolver este problema se utiliza : =
P2
V2
T2
P1
V1
T1
Resolución:
2) La presión de un gas ideal disminuye en10%, mientras que su volumen
aumenta en 5%. ¿Cuál es la variación de la temperatura?
Resolución:
Para la resolución de este problema utilizamos : =
P2
V2
T2
P1
V1
T1
Entonces: P2
V2
T2
P1
V1
T1
=
Sea:
P1
= 100 P, entonces P2
=90 P (ya que disminuye en 10%)
V1
= 100 V, entonces V2
= 105 V (ya que aumente en 5%)
T1
= T1
T2
= T2

78
Supongamos que T1
= 100 T, entonces:
(100P) (100 V)
T1
=
(90P) (105 V)
T2
Luego la variación será:
T2
=
(T1
- T2
)
T1
x 100%
→
100T - 94,518 T
100T
5,482 T
100 T
x 100%= = 5,482 %
(100P) (100 V)
(90 P) (105 V)
=
T1
T2
= 1,058→
T1
T2
= 1,058 →T2
=
100 T
T2
100 T
1,058
T2
= 94, 518 T→
3) A cierto Gas en un balón encerrado se le aumenta la temperatura en
10°C, entonces su presión aumenta en 10%. Halla la temperatura inicial
en kelvin.
Ahora:
Observamos que esto ocurre en un balón cerrado, o sea a un mismo volumen.
P1
= 100 P P2
= 110 P (ya que aumenta en 10%)
T1
= T °C T1
= (T + 273) K (convirtiendo a kelvin)
T2
= (T + 10)°C T2
= (T + 10 + 273) K
Luego:
Al utilizar :
Luego en la ecuación (*) reemplazamos:
{
→ 10 (T + 283) = 11 (T + 273)
10 T + 2830 = 11 T + 3003
10 T - 11T = 3003 - 2830
- T = 173
T = -173
Realizamos las operaciones
para hallar la variable ‘‘T’’.
Sabemos que:
T1
= T° C → T1
= - 173° C
Convertimos a kelvin:
→ (T + 273)
→ (-173 + 273)
→ 100 K
Observamos que este fenómeno ocurre a bajas
temperaturas por lo cual nuestra temperatura es
negativa en grados celsius.
, entonces V1
= V2
=
P1
V1
T1
P2
V2
T2
Resolución:
=
P1
V1
T1
P2
V2
T2
P1
T1
→ ... (*)=
P2
T2
100 P
(T + 273)
110 P
(T + 273)
P1
T1
=
P2
T2
→ =
4) Se tiene una mezcla de gases (A,
B, y C) con 60 g de A , 80 g de B
y 5 moles de C con PMA
= 30 g/
mol y PMB
= 16 g/mol. Halla la
fracción molar de cada gas.
Nosestánpidendofracciónmolar(fmx
),
entonces, como sabemos que
tendremos que hallar el número de
moles totales y el de cada gas.
Para A :
WA
PMA
nA
= =WA
= 60 g
PMA
= 30 g/mol
Resolución:
nx
nt
fmx
=
= 2 moles
60
30
Para B :
WB
= 80 g
PMB
= 16 g/mol
WB
PMB
nB
= =
= 5 moles
80
16
Ahora hallando la fracción molar de
cada gas.
Luego:
nT
= nA
+ nB
+ nC

nT
= 2 + 5 +5
nT
= 12
fmA
= =
2
12
1
6
fmB
= =
5
12
5
12
fmC
=
5
12

79
9) Cuando el proceso es isobárico, la
variable que permanece constante
es:
a) Masa
b) Presión
c) Volumen
d) Temperatura
e) Velocidad
Sabemos que: PPi
= fmi
PT
Entonces hallaremos fmi
ya que
PT
= 12 atm.
5) En un balón cerrado se tiene una
mezcla de gases (O2
, Ne y H2
). Si
el recipiente contiene 64 g de O2
,
10 g de H2
y 20 g de Ne, calcula la
presiónparcialdelNesielbalónestá
sometido a una presión de 12 atm.
P.A (O = 16, H = 1, Ne = 20)
Resolución:
hallando fmi
→
n T
= nO
2
+n H
2
+ n Ne
n T
= 2 + 5 + 1
n T
= 8
Xi
=
ni
nT
Luego fmNe
=
Entonces:
WO
2
PMO
2
nO2
= = = 2
64
2(16)
→
WH
2
PMH
2
nH2
= = = 5
10
2(1)
→
WNe
PMNe
nNe
= = = 1
20
20
1
8
PP(Ne)
= (12 atm) → PP(Ne)
= atm
1
8
3
2
Nivel I
1) En un proceso isotérmico, cuando
la presión se triplica el volumen
disminuye en 12 L. Halla el
volumen inicial.
a) 12 L b) 16 L c) 18 L
d) 20 L e) 25 L
2) En un proceso isócoro cuando la
presión se duplica, la temperatura
aumenta en 600 K. Halla la
temperatura en °C.

a) 27 °C b) 127 °C c) 227 °C
d) 327°C e) 427 °C
3) En un proceso isobárico cuando
el volumen aumenta en 25%, la
temperatura aumentar en 300 K.
Halla la temperatura inicial en °C.

a) 900 b) 927 c) 1027
d) 1017 e) 1007
4) Una masa de O2
ocupa 30 ml a
27° C. Halla el volumen en cm3
a 127° C si se cumple un proceso
isobárico.

a) 40 b) 30 c) 20
d) 10 e) 80
5) En un proceso isotérmico cuando
la presión aumenta 25%, ¿qué
sucede con el volumen?

a) Aumenta 20%
b) Disminuye 20%
c) Amenta 80%
d) Disminuye 80%
e) No varía
6) Relaciona correctamente:
I) Isócoro : Charles
II) Isobárico : Gay Lussac
III) Isotérmico : Boyle Mariotte
a) I y II b) II y III c) I y III
d) Sólo III e) SóloII
7) En un proceso isotérmico cuando
la presión aumenta 20%, el
volumen disminuye 6 L. Halla el
volumen inicial.
a) 6 L b) 12 L c) 24 L
d) 48 L e) 36 L
8) Cuando un proceso es isotérmico,
la variable que permanece
constante es:
a) Tiempo
b) Presión
c) Volumen
d) Temperatura
e) Densidad
10) Cuando un proceso es isocórico, la
variable que permanece constante
es:
a) Masa
b) Volumen
c) Presión
d) Temperatura
e) Densidad

80
Nivel II11) Un gas ideal ocupa un volumen
de 4 litros a 3 atm y 127° C. Si se
calienta en 27° C a 6 atm, ¿qué
volumen ocupa?

a) 2,135 L
b) 1,125 L
c) 2,205 L
d) 1,305 L
e) 0,125 L
12) Si la temperatura absoluta de un
gas aumenta en 50% de su valor
inicial, mientras que su presión
disminuye en un 50% de su
valor inicial, ¿qué sucede con el
volumen?

a) Aumenta en 80%
b) Disminuye en 300%
c) No varía
d) Aumenta en 200%
e) Disminuye en 50%
13) La temperatura de un gas se eleva
de 27° C a 87° C. ¿Cuál debe ser
la variación de presión expresado
en porcentaje para que no cambie
el volumen?

a) 10 % b) 20 % c) 30 %
d) 40 % e) 100 %
14) Un gas ideal ocupa un tanque
cerrado a 4,5 atm a cierta
temperatura. Si escapa 6g de gas
y la presión disminuye a 3 atm,
halla la masa inicial si además la
temperatura no varía.

a) 16 g b) 15 g c) 18 g
d) 20 g e) 24 g
15) Halla el número de moléculas
del gas oxígeno (O2
) cuando esté
ocupando un volumen de 60 litros
y se encuentre a la presión de 8,2
atm y a una temperatura de 27°C.

a) 2 No b) 0, 2 No
c) 20 No d) 2000 No
e) 0,02 No
16) Halla la masa molecular de una
mezcla de hidrógeno y oxígeno
gaseosos sabiendo que la fracción
molar del hidrógeno es 0,2.
(P.A. (H) = 1 ; P.A. (O) = 16)

a) 26 b) 30 c) 57,2
d) 28,2 e) N.A.
17) En un recipiente de 900 L se
mezcla oxígeno y metano de tal
manera que la masa de oxígeno
es el doble de la masa del metano.
Halla el volumen parcial del
metano (CH4
).

a) 45 L b) 450 L c) 900 L
d) 90 L e) 180 L
18) Se tiene 240 ml de gas metano,
luego de un proceso isotérmico
la presión se duplica. ¿Cuál es el
nuevo volumen?
a) 240 ml b) 120 ml c) 140 ml
d) 200 ml e) 220 ml
19) 35 litros de cierto gas que se
hallaba a -13°C, isobáricamente
su volumen se expande hasta
ocupar 80 litros. ¿Cuál es la
temperatura final del gas en la
escala centígrada?

a) 594, 28 b) 321, 28 c) 260
d) 340 e) 200
20) La presión que se ejerce sobre 40
litros de un gas aumenta desde
10 atmósferas a 20 atmósferas.
Calcula el volumen final si la
temperatura permanece constante
(proceso isotérmico).

a) 30 L b) 15 L c) 20 L
d) 25 L e) 12 L
21) Si la densidad de un gas es 2 g/L
a condiciones normales, halla su
peso molecular.
a) 100 g/mol d) 44,8 g/mol
b) 200 g/mol e) 11,2 g/mol
c) 22,4 g/mol
22) Se tiene 2L de gas a 27°C. ¿A
cuánto habrá que elevar la
temperatura para que la presión
aumente en un 20% si el volumen
es constante?
a) 87°C b) 25°C c) 27°C
d) 37°C e) 127°C
23) En cierto proceso gaseoso la
presión se mantiene constante.
Si la temperatura aumenta en
100%, ¿en qué porcentaje varía
su densidad?
a) Aumenta en 100%
b) Disminuye en 100%
c) No varía
d) Aumenta en 50%
e) Disminuye en 50%
24) Cierto gas ideal se somete a un
proceso isotérmico. Si la relación
de su presión inicial y final (P1
/P2
)
es 0,25, ¿cuánto valdría la relación
de sus densidades (D1
/D2
)?
a) 1/2 b) 2/3 c) 1/4
d) 1/5 e) 5/1

81
25) Si la presión absoluta de un gas
aumenta en 20% y la temperatura
disminuye en 40% (ambos con
respecto a su valor inicial), ¿en
qué porcentaje varía su volumen?
a) Aumenta en 20%
b) Disminuye en 20%
c) Aumenta en 50%
d) Disminuye en 50%
e) No varía
Nivel III
26) En un recipiente de 12,5 litros
se introducen pesos iguales de
N2
y CH4
. Calcula el peso total
introducido si a 27°C la presión
en el recipiente es de 6 atm.
a) 54,5 g
b) 50,4 g
c) 51 g
d) 52,4 g
e) 62 g
27) En un cilindro cerrado se tienen
mezclados “x” gases de manera
que se cumple:
P1
+ P2
+ P3
+ ... +Px
= 4atm
fm1
+ fm2
+ fm3
+ ... + fm(x-1)
= 0,75
Determina el número de moles del
gas “x” si la capacidad del cilindro
es de 410L y la temperatura
172°C.
a) 12,5 moles
b) 10,25 moles
c) 8,40 moles
d) 7,32 moles
e) 2,5 moles
28) ¿Qué presión ejerce una mezcla
formada por 48g de oxígeno
gaseoso con 8g de helio,
contenidos en un recipiente de
70 L a 225°C? P.A.(He = 4, O =
16)
a) 2,9 atm
b) 2,6 atm
c) 2,04 atm
d) 2,7 atm
e) 2,8 atm
29) El siguiente cilindro contiene gas
helio. Si la presión se incrementa
de 1 a 1,5 atm y la temperatura
de 27°C a 127°C, ¿cuántos
centímetros se desplazó el émbolo?
a) 4 cm
b) 5 cm
c) 6 cm
d) 10 cm
e) 15 cm
V
P TÉmbolo
90cm
30) Indica la ecuación universal de los
gases ideales.
a) PV = RnM
b) PV = RTn
c) =

d) =
e) =
P1
V1
T1
P2
V2
T2
M1
M2
V1
V2
P1
V1
T1
P2
V2
T2
31) Indicalosprincipalescomponentes
del aire.
a) N2
y O2
b) N2
y H2
c) N2
y H2
O
d) H2
y O2
e) Cl2
y N2
32) Indica el volumen de dos moles
de un gas ideal a condiciones
normales.
a) 22,4 L
b) 224 L
c) 10 L
d) 44,8 L
e) 11,2 L
33) Indica el volumen de 10 moles
de un gas ideal a condiciones
normales.
a) 224 L
b) 44,8 L
c) 10 L
d) 5 L
e) 2,4 L
34) Indica la presión de un gas ideal
que ocupa 10 L a 27°C, n = 1/3.
a) 5 atm
b) 0,82 atm
c) 4 atm
d) 4,1 atm
e) 3,9 atm
35) No es unidad de presión.
a) bar
b) atm
c) K
d) mmHg
e) torr
36) ¿Qué volumen ocupará 66g de
CO2
a 0°C y 760 mmHg?
a) 11,2 L
b) 22,4 L
c) 33,6 L
d) 44,8 L
e) 76,2 L
37) Cierto gas se encuentra en un
cilindindro, tal como se muestra
en el gráfico. Si el émbolo se
desplaza conforme se señala. ¿cuál
es la alternativa incorrecta?
a) La presión aumenta.
b) La temparatura se incrementa.
c) Aumenta la energía cinética
del gas.
d) Como se comprime, el gas
disminuye el número de mo-
léculas.
e) Se incrementa la fuerza intra-
molecular.
V
P T
gas

82
38) ¿Cuál de los siguientes gases tiene
la mayor densidad a 50°C y 720
torr?
a) Amoniaco
b) Oxígeno
c) Monóxido de carbono
d) Anhídrico carbonoso
e) N.A.
39) En cierto proceso industrial
se liberan 32,8L de CO2
a
127°C y 2,5 atm por cada hora.
¿Cuántas moléculas de CO2
en
10 horas contribuirán al efecto
invernadero?
a) 25 x 1023
b) 2,4 x 1024
c) 1,5 x 1024
d) 2,5 x 1025

d) 1,5 x 1025
40) Se tiene una muestra de 20g de
yeso (CaSO4
.2H2
O). Determina
el número de moleculas que se
evaporarían si la eficiencia del
proceso es de 70%.
a) 0,98 x 1023
b) 0,98 x 1022
c) 0,98 x 1021
d) 0,98 x 1020

d) 0,98 x 1019
41) ¿Cuántas moléculas de agua
existirán en 448L de carbonato de
sodio pentahidratado vaporizado
a 0°C y 1 atm?
a) 6,023 x 1022
b) 6,023 x 1023
c) 6,023 x 1024
d) 6,023 x 1025

e) 1,2046 x 1026
42) ¿Cuántosátomosdeoxígenoexisten
en 800g de BORAX (B4
O7
Na . 10
H2
O) aproximadamente?
a) 2,28 x 1025
b) 2,28 x 1024
c) 2,28 x 1023
d) 2,28 x 1022

e) 2,28 x 1021
43) ¿Qué volumen ocupan 12,046 x
1023
moléculas de gas hilarante
N2
O a 1 atm y 273K?
a) 5,6L
b) 44,8L
c) 20L
d) 22,8L

e) 22,4L
44) Se trae al laboratorio AFUL,
600g de un gas marciano cuya
masa molecular promedio es 120
g/mol. Si ocupa 164L a 5 atm,
¿a qué temperatura se encuentra
almacenado?
a) 1 000K
b) 500K
c) 2 000K
d) 1 500K

e) 2 500K
45) ¿A cuántos °C se encuentra 0,1
mol de N2
en un recipiente de 627
ml a 4,1 atm?
a) 42,5°C
b) 40,5°C
c) 39,6°C
d) 66,5°C

e) 50,5°C
46) ¿Qué volumen ocupa 128 gramos
de gas O2
a 127°C y 1 atmósfera?
a) 22,4 L
b) 65,6 L
c) 44,8 L
d) 131,2 L

e) N.A.
47) Determina la densidad del metano
(CH4
) a una presión de 780mmHg
y a una temperatura de 127°C.
a) 0,5 g/L
b) 0,3 g/L
c) 1 g/L
d) 1,5 g/L

e) 2 g/L

83
Nivel I
1) ¿Cuál no es una variable
fundamental del estado gaseoso?
a) Volumen
b) Presión
c) Tiempo
d) Temperatura
e) a y b
2) Un gas se encuentra a: P=0,082
atm T = 127°C V=400L
Halla los moles que existe.
a) 1 mol b) 2 mol c) 3 mol
d) 4 mol e) c y d
3) El metano (CH4
) se encuentra
a una presión de 0,82 atm y
temperatura 127° C ocupando
un volumen de 40 L.
Halla los moles que existe.
d) 4 mol e) 5 mol
4) Halla el volumen de un mol de
un gas a 0° C y a la presión de
760 mmHg.
a) 22,4 L b) 2,24 L c) 224 L
d) 2240 L e) 222 L
5) Halla el peso molecular de un gas
que presenta:
Peso = 48g T = 127°C
P = 12 atm V = 8,2 L
a) 16 b) 32 c) 64
d) 4 e) 37
6) Un mol de un gas se encuentra a
T = 127° C y ocupa un volumen
de 6240 L. Halla la presión que
soporta en mmHg.
a) 40 b) 20 c) 60
d) 80 e) 100
7) Halla los moles que existe de un
gas si este se encuentra a:
T = 127° C, P = 12 atm y ocupa
un volumen de 8,2 litros.
d) 5 mol e) 6 mol
9) Halla el volumen en litros de 4
moles de un gas a:
P = 124,8 mmHg; T = 27° C.
a) 600 L b) 300 L c) 1200 L
d) 400 L e) 225 L
10) Halla la masa de un gas que
presenta:
P = 64 atm ; T = 27° C;
V = 8,2 L ; M = 16
a) 16 g b) 32 g c) 64 g
d) 128 g e) 341,3 g
11) Un gas se encuentra a la
temperatura de 105 K y presenta
una densidad de 0,01 g/L a la
presión de una atmósfera. Halla
su peso molecular existente.
a) 82 b) 0,82 c) 8,2
d) 128 e) 4,7
12) Un mol de gas oxígeno (O2
) se
encuentra a: P = 0,082 atm
T = 127° C; V = 400 L
Halla el número de moles que
existe:
d) 5 mol e) 6 mol
13) Si 5,75g de un gas ocupa
un volumen de 3,4 L a una
temperatura de 50° C y una
presión de 0,94 atm, ¿cuál es su
peso molecular?
a) 187 b) 47,7 c) 27,8
d) 54,3 e) 31,4
14) ¿Cuál es la densidad de un
compuesto gaseoso, cuyo peso
molecular es 34 g/mol a 67° C y
5 atm?
a) 5 g/L b) 6 g/L c) 7 g/L
d) 8 g/L e) 9 g/L
15) Un matraz de 250 ml (vacío)
tiene una masa de 300 g. Si se
llena con gas metano CH4
a
condiciones normales, ¿cuál es
la masa?
a) 300,178 g d) 300,456 g
b) 300,008 g e) 301,095 g
c) 300,018 g
8) Halla la densidad de un gas que
presenta:
P = 16,4 atm; T = 27° C; M = 6.
a) 2 b) 4 c) 8
d) 16 e) 5
Ejercicios de
Reforzamiento

84
16) Halla la densidad del gas metano
CH4
a 227° C y 624 mmHg.
a) 0,8 g/L d) 0,48 g/L
b) 0,16 g/L e) 0,96 g/L
c) 0,32 g/L
Nivel II
17) En un recipiente de 250 ml se
tiene 4,8 g de oxígeno gaseoso
a 27° C. ¿Cuál es la presión en
atmósferas que ejerce el gas?
a) 14,76 atm d) 3,69 atm
b) 1,476 atm e) 1,23 atm
c) 7,38 atm
18) Un matraz de 1L se llena
con dióxido de carbono en
condiciones normales y se cierra.
¿Cuántos gramos de gas hay
encerrados en el matraz?
a) 1,96 g b) 3,93 g c) 7,85 g
d) 0,79 g e) 0,82 g
19) El número de moléculas de O2
contenidas en un recipiente de
8,2 L a 27° C y 3 atm es:
a) 6,0 x 1020
d) 1,2 x 1024
b) 1,2 x 1023
e) 2,0 x 1022
c) 6,0 x 1023
20) La densidad en g/L del CO2
medidos a 27° C y 0,82 atm es:
a) 2,0 b) 1,47 c) 1,58
d) 1,26 e) 3,12
21) En un mol de gas a STP se tiene
22,4; esto indica:
a) Ecuación general de gases.
b) Ecuación de gases ideales.
c) Volumen molar.
d) Número de Avogadro.
e) Presiones parciales de gases.
22) Calcula la densidad del SH2
en
g/L a 27° C y 2atm.
a) 27,6 b) 2,76 c) 0,276
d) 2,1 e) 2,17
23) Calcula el volumen, en litros, de
0,006 moles de un gas a 31° C y
0,870 atm.
a) 0,34 b) 0,51 c) 0,68
d) 0,17 e) 0,85
24) La presión en el interior de
un globo de 2,23 L es de 1,10
atm. Si el volumen del globo
aumenta a 7,05 L, ¿cuál es la
presión final en el globo si no
hay cambio en la temperatura?
a) 0,25 atm d) 0,55 atm
b) 0,35 atm e) 0,65 atm
c) 0,45 atm
25) Se tiene una barra de aluminio
de 30 x 10 x 3 cm; en STP y
con una densidad de 2,7 g/cm3
.
¿Cuántas moléculas presenta?
(P.A. = 27)
a) 27 No b) 30 No c) 24 No
d) 90 No e) 10 No
26) ¿Cuál es la densidad del gas
acetileno (C2
H2
) a 300 K y 8,2
atm?
a) 5 g/L b) 4 g/L c) 8 g/L
d) 6 g/L e) 2 g/L
27) Halla la masa molar de un gas
que ocupa un volumen de 300
ml a una temperatura de 27° C.
con una presión de 4,1 atm y
masa de 2,1g.
a) 42 b) 46 c) 48
d) 52 e) 54
28) Se sabe que 0,563 g de un vapor
ocupa un volumen de 265 ml a
temperatura de 373 K y presión
de 725 mmHg. Determina su
masa molecular.
a) 82,2 b) 48,2 c) 68,2
d) 56,5 e) 66,6
29) Ungasidealocupaunvolumende
8La6atmy27°C.¿Quévolumen
se tendrá a 5 atm y 127° C?
a) 12,5 L b) 12,8 L c) 16,1 L
d) 20,4 L e) 22,4 L
30) El volumen de un gas disminuye
en 20% y su temperatura
aumenta en 60%. Luego la
presión aumenta en:
a) 80% b) 70% c) 50%
d) 60% e) 100%
31) La presión de un gas aumenta
70% y la temperatura disminuye
40%. Determina la variación del
volumen.
a) Aumenta 35,2%
b) Disminuye 35,2%
c) Aumenta 44,6%
d) Aumenta 64,8%
e) Disminuye 64,8%
Nivel III
32) Un gas cumple la Ley de
Gay -Lussac, su presión se
incrementa de 2 a 4 atm, cuando
su temperatura se eleva en 200°
C. Halla su temperatura final.
a) 100 K b) 300 K c) 400 K
d) 500 K e) 200 K
33) Se calienta cierta masa de gas
de 27° C a 117° C sin que varíe
su presión. ¿En qué porcentaje
aumenta su volumen?
a) 60% b) 90% c) 70%
d) 30% e) 20%

85
34) Un gas está a una temperatura
‘‘2T’’, su presión es ‘‘P’’
y su volumen ‘‘V’’. Si varía
su temperatura a ‘‘4 T’’ y su
volumen a ‘‘2 V’’, señala su
nueva presión.
a) 0,05P b) 2,5P c) 2P
d) P e) 0,5P
35) ¿Qué volumen en litros de
oxígeno a C.N. es necesario en
un recipiente de 28 litros que
inicialmente contiene oxígeno
a C.N. para que alcance una
presión de 12,3 atmósferas a
147° C?
a) 96 L b) 144 L c) 184 L
d) 98 L e) 196 L
36) En un proceso isobárico, 2 g de
oxígeno ocupan un volumen
de 280 ml a 127° C. ¿Cuál será
el volumen, en ml, cuando la
temperatura desciende hasta
27° C?
a) 210 ml b) 180 ml c) 160 ml
d) 105 ml e) 320 ml
37) En un proceso isotérmico, si se
aumenta la presión:
a) Aumenta la temperatura.
b) Aumenta el volumen.
c) Disminuye la temperatura.
d) Disminuye el volumen.
e) a y b
38) Sia5litrosdeungasacondiciones
normales se le comprime hasta
una presión de 4 atmósferas a
temperatura constante, ¿cuál es
su volumen final?
a) 3 L b) 0,8 L c) 2,2 L
d) 1,25 L e) 4,6 L
39) La densidad de un gas a
determinadas condiciones es
0,1 g/L. Si la presión aumenta
en un 50% y disminuye su
temperatura en 30%, ¿cuál será
la nueva densidad del gas?
a) 0,6 g/L b) 0,1 g/L c) 0,2 g/L
d) 3,2 g/L e) 4,1 g/L
40) La presión de un gas se
incrementa de ‘‘n’’ a ‘‘m’’
atmósferas y la temperatura
varía de ‘‘p’’ a ‘‘q’’ grados kelvin.
¿Cuál es el volumen final si
inicialmente se tenía ‘‘v’’ litros?
a) nvm/pq d) nvq/pm
b) pmn/qv e) pqm/nv
c) nvq(273)/pm
41) Jacques Charles manifestó el
proceso isobárico, el cual indica
que .... debe permanecer
constante.
a) la presión
b) la temperatura
c) el volumen
d) la densidad
e) el tiempo
42) ¿Qué expresión es incorrecta?
a) En un proceso isotérmico
se m a n t i e n e constante
la temperatura.
b) En un proceso isobárico
se mantiene constante la
presión.
c) En un proceso isobárico
se mantiene constante el
volumen.
d) En un proceso isocórico
s e mantiene constante el
volumen.
e) En un proceso isobárico
se mantiene constante la
masa.
43) En todo proceso restringido,
la variable que permanece
constante, necesariamente, es:
a) Presión d) La masa
b) Temperatura e) Volumen
c) Densidad
44) Un gas ocupa un volumen de
1 L a una temperatura A K y
a una presión de B atm. Si se
disminuye la presión del gas a
B/2 atm y se eleva la temperatura
a 2A K, ¿qué volumen ocupará
dicho gas?
a) 2 L b) 4 L c) 6 L
d) 8 L e) 10 L
45) Si el volumen de un gas aumenta
en 150% y su temperatura se
duplica, entonces:
a) No cambia la presión.
b) No sucede nada.
c) La presión final es el 80% de
la inicial.
d) No cambia la temperatura.
e) La presión final es el 75% de
la inicial.
46) En un proceso isotérmico una
cierta masa gaseosa ocupa 120 L
a 200 atm y 400 K. ¿Cuál sería
el nuevo volumen si la nueva
presión disminuye en un 25%?
a) 80 L b) 120 L c) 160 L
d) 200 L e) 140 L
47) ¿Qué masa representa 650 ml de
nitrógeno gaseoso a 750 mmHg
y 27° C?
a) 1,58 g b) 0,73 g c) 2,52 g
d) 3,45 g e) 10,42 g
48) Si aumentamos la temperatura
y redujéramos la presión de un
gas, entonces:
a) El volumen disminuye .
b) El volumen aumenta.
c) Elvolumen permanece
constante.
d) No se puede determinar
porque se desconoce los
incrementos y descensos.
e) c y d

86
Línea deTiempo
SvanteAugust Arrhenius
Recibe la primera medalla
Willard Gibbs.
Nace en Upsala (Suecia),
August Arrhenius.
Inicio del Gobierno de
Óscar R. Benavides.
1859
1903
1927
Oncenio de Leguía.
1884
1889
1911
1914
Gobierno de
Augusto B.
Leguía.
Fallece, August
Arrhenius.
Observó que la velocidad de las reacciones
químicas aumenta notablemente con la
temperatura.
RecibeelpremioNobeldeQuímicaenreconocimiento
a sus estudios sobre la Teoría de la disociación
electrolítica.
Desarrolló la Teoría del
ión.
Recibe la medalla Faraday.
Gobierno de
Manuel Cándamo.
Gobierno
de Ramón
Castilla.
Gobierno de
Miguel Iglesias.
Gobierno
de Andrés
Avelino
Cáceres.

87
Personaje del Tema
Es la parte de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas
que existe entre las diferentes sustancias que participan en una reacción química.
Antoine Laurent
Lavoisier (1743 - 1794)
Químico
francés y
padre de
la química
moderna,
Antoine
L a u r e n t
Lavoisier
fue un experimentador brillante
y genio de muchas facetas, activo
tanto en ciencias como en asuntos
públicos. Desarrolló una nueva
teoría de la combustión que llevó
a terminar con la doctrina del
flogisto, que había dominado el
curso de la química por más de un
siglo. Sus estudios fundamentales
sobre oxidación demostraron el
papel del oxígeno en los procesos
químicos y mostraron cuantita-
tivamente la similitud entre
oxidación y respiración. Formuló
el principio de la conservación
de la masa en las reacciones
químicas. Clasificó la distinción
entre elementos y compuestos
y fue clave en el diseño de un
sistemamodernodenomenclatura
química. Lavoisier fue uno de los
primeros científicos en introducir
procedimientos cuantitativos en
las investigaciones químicas.
LEYES PONDERALES
“La suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los
productos’’.
I. Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)
Ejemplo:
Zn+ H2
SO4
→ ZnSO4
+ H2
Zn+ H2
SO4
→ ZnSO4
+ H2
65g + 98g = 161g + 2g
163g = 163g
ProductosReactantes
“Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un determinado
producto, lo harán en proporción ponderal fija y definida, entonces el exceso de
una de ellas quedará sin reaccionar”.
II. Ley de las Proporciones Definidas (Proust)
Ejemplo:
N2
+ 3 H2
→ 2 NH3
↓ ↓ ↓
28 g 6 g 34 g
La relación entre el peso del hidrógeno y nitrógeno es:
Esta relación (3/14) es invariable según la ley de Proust.
=
6 g
28 g
3
14
“Si dos elementos forman varios compuestos, permaneciendo el peso de uno
de ellos constante, el peso del otro elemento varía, siendo siempre múltiplo del
peso mínimo que participó”.
III. Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton)
Estequiometría I

88
Ejemplo:
N2
O ; N2
O3
; N2
O4
; N2
O5
↓ ↓ ↓ ↓
28g 28g 28g 28g
16g 3 x 16g 4 x 16g 5 x 16g
“Los pesos de dos elementos o múltiplos de éstos; que reaccionan con un
mismo peso de un tercero, son los mismos con que reaccionan entre sí”.
IV. Ley de las Proporciones Recíprocas (Wenzel - Richter)
Ejemplo:
2 Na + H2
→ 2 NaH

2 Na + Cl2
→ 2 NaCl
Cl2
+ H2
→ 2 HCl
46 g
71 g 46 g 71 g
ó
23 g 35,5 g
LEYES VOLUMÉTRICAS
Estas leyes relacionan el volumen de las sustancias que participan en una
reacción química, estas relaciones sólo se limitarán para las sustancias gaseosas’.
A) La relación de combinación entre los volúmenes de las sustancias que
reaccionan es constante, definida e igual a la relación que hay entre el
número de mol - g.
2 SO2(g)
+ 1O2(g)
→ 2 SO3(g)
2 V(SO2)
1 V(O2)
2 V(SO3)
V es el volumen que puede ser inclusive el volumen molar (Vm
) y que a C.N.
es 22,4 L/mol - g. No olvidar que estas reacciones se realizan a igual P y T, y
especialmente para gases.
B) De igual forma se tiene que el volumen total de los gases reaccionantes es
mayor o igual al volumen total de los gases resultantes.
1 N2
+ 3 H2
→ 2 NH3
↓ ↓ ↓
1V 3V > 2V
En gases
2 SO2(g)
+ 1 O2(g)
→ 2 SO3(g)
2L (SO2
) 1L (O2
) 2L (SO3
)
2pie3
(SO2
) 1pie3
(O2
) 2pie3
(SO3
)
2(22,4L) 1(22,4L) 2(22,4L)
Ejemplo:
a C.N.
=
nA
a
nB
b
nC
c
=
WA
a MA
WB
b MB
WC
c MC
WD
d MD
= =
nD
d
= =
Para ejemplificar una reacción
química y su estequiometría que
sueles disfrutar, basta analizar
el caso del queque. Para hacer
uno se necesita, por lo general,
mantequilla, leche, harina,
huevo y azúcar. Todos ellos son
los reactantes cuyas cantidades
estequiométricas deben ser
adecuadas para que salga un
buen queque. También se requiere
la energía en forma de calor
para acelerar la reacción que
es proporcionada por el horno
eléctrico. Luego lo que obtenemos
es un delicioso queque, que sería el
producto. Es algo completamente
nuevo,elresultadoesunareacción
química que ha cumplido con las
leyes estequiométricas.
VREACCIONANTES
≥ VPRODUCTOS
=
24
1
n
5
Regla Práctica:
a A + b B → c C + d D
ó
Ejemplo:
¿Cuántos mol - g de oxígeno se requiere
para la combustión de 24 mol - g de gas
propano (C3
H8
)?
1 C3
H8
+ 5 O2
→ 3 CO2
+ 4 H2
O
→ n = 120 mol - g O2

89
1. Halla la masa de NaOH que se forma con 46 g de Na y 40 g de H2
O. Halla
el reactivo limitante en: Na + H2
O → NaOH + H2
P.A. (Na = 23, O = 16, H = 1)
Resolución:
Para hallar la masa de NaOH formado tendremos que relacionarlo con las
moles, en la ecuación química correctamente balanceada.
2 Na + 2 H2
O → 2 NaOH + 1 H2
2 mol 2 mol 2 mol 1 mol
2(23)g 2(18)g 2(40)g 1(2)g
PMH2O
= 2 (1) + 16 = 18g
PMNaOH
= 1 (23) + 1(16) + 1 (1) = 40g
Notamos que:
2 Na + 2 H2
O → 2 NaOH + H2
46g 36g 80g
Dato → 46g 40g x
46 g de Na reacciona con 36 g de H2
O y producen 80 g de NaOH.
Luego no reaccionan 4 g de H2
O que es el reactivo en exceso.
WNaOH
= 80 g Reactivo limitante = Na
La ecuación química se
balancea por el Método del
Tanteo.
Luego notamos que el
reactivo limitante es el Na
y el reactivo en exceso es
el H2
O.
Para poder resolver este problema balanceamos la ecuación, entonces:
2KClO3
→ 2KCl + 3O2
2 mol 3 mol
2 (122,5) g 3 mol
PMKClO3
= 122,5 245 g 3 mol
2KClO3
→ 2KCl + 3O2
245g 3 mol
Dato: 490g x mol
2. Indica cuántas moles de oxígeno se forman con 490 g de KClO3
en la siguiente
reacción: KClO3
→ KCl + O2
P.A. (Cl = 35,5; K = 39; O = 16)
Resolución:
Hacemos la relación
de moles.
Estoquieredecirque245gde
KClO3
,pordescomposición,
forma 3 moles de O2
.
Ahora por regla de tres simple:
(245)x = 3 x (490)
x =
x = 3 x 2
x = 6 moles de oxígeno
3 x 490
245
3. En la descomposición del carbonato
de calcio (CaCO3
) se produce CaO
y CO2
. Si se forman 44 g de dióxido
de carbono, ¿cuál es la cantidad
utilizada de CaCO3
?
P.A. (C = 12 ; Ca = 40 ; O = 16)
Resolución:
La reacción es:
CaCO3
→ CaO + CO2
Notamos que esta balanceada,
entonces:
CaCO3
→ CaO + CO2
1 mol 1 mol
100 g 44 g
Dato: x 44 g
PMCaCO3
= 100
PMCO2
= 44
Notamos que ‘‘x’’ será 100g.
x = 100 g de CaCO3

90
Nivel I
1) ¿Cuántos gramos de oxígeno
se produce al someter a
calentamiento 40 g de clorato
de potasio?
2KClO3
→ 2KCl + 3O2
a) 96 g b) 15,7 g c) 245 g
d) 40 g e) 32,5 g
4. En la siguiente reacción: Zn + HCl → ZnCl2
+ H2
3,612 x 1024
moléculas de HCl reaccionan con Zn para producir ZnCl2
. ¿Qué
cantidad, en gramos, de ZnCl2
se produce? P.A. (Cl=35,5; Zn = 65; H = 1)
Resolución:
Balanceando la ecuación química obtenemos:
Zn + 2HCl → ZnCl2
+ H2
1 mol 2 mol 1 mol
2 mol 136 g PMZnCl2
= 136
Pero se sabe que:
1 mol (HCl) → 6,02 x 1023
moléculas (HCl)
x (HCl) → 3,612 x 1024
moléculas (HCl)
x = moles (HCl)
x = 6 moles (HCl)
Luego:
Zn + 2HCl → ZnCl2
+ H2
2 mol 136 g
6 mol x g
Resoviendo:
x = g → x = 408 g de ZnCl2
3,612 x 1024
6,02 x 1023
La relación quiere decir que 2 moles
de HCl al reaccionar con 1 mol (Zn)
producen 136 g de ZnCl2
.
6 x 136
2
5. Se combinan 30 g de nitrógeno y 6 g de hidrógeno con la finalidad de producir
amoniaco (NH3
). ¿Qué cantidad del reactivo en exceso no reacciona?
P.A. (N = 14; H = 1)
Resolución:
Según la reacción:
1N2
+ 3H2
→ 2NH3
1 mol 3 mol 2 mol
1(28) 3(2)
28 g 6 g
De acuerdo a los datos tenemos 30 g de N2
y 6g de H2
, entonces el H2
es el
reactivo limitante, y además el N2
es el reactivo en exceso, luego sobrará 2
g de N2
.
2 g de N2
Notamosque1moldeN2
reacciona exactamente
con 3 moles de H2
para
formar 2 moles de NH3
Notamos que en cantidades, 28 g de N2
reaccionan con 6 g de H2
.
2) ¿Cuántos gramos de zinc (P.A. =
65) se requieren para reaccionar
con suficiente cantidad de ácido
sulfúrico y producir 20 mol - g
de hidrógeno, de acuerdo a la
siguiente ecuación?
Zn + H2
SO4
→ ZnSO4
+ H2
a) 65 g b) 650 g c) 1300 g
d) 120 g e) 20 g
3) ¿Qué peso de oxígeno reacciona
con 6 g de hidrógeno (H=1;
O = 16)?
H2
+1/2O2
→ H2
O
a) 48 g b) 32 g c) 16 g
d) 30 g e) 6 g
4) ¿Qué peso de oxígeno se requiere
para la combustión de 14 g de
C2
H4
? (H = 1; C = 12; O = 16)
C2
H4
+ 3O2
→ 2CO2
+ 2H2
O
a) 40 g b) 44 g c) 48 g
d) 50 g e) 53 g
5) ¿Qué peso de oxígeno se obtiene
del calentamiento de 1225 g de
clorato de potasio (K = 39; Cl
= 35,5; O = 16)?
2KClO3
→ 2KCl + 3O2
a) 96 g b) 400 g c) 122,5 g
d) 480 g e) 1225 g

91
16) En la siguiente reacción,
¿cuántos gramos de potasio se
emplea para obtener 4g de H2
?
P.A. (K) = 39
K + HCl → KCl+ H2
a) 220 b) 200 c) 145
d) 249 e) 320
Nivel II
10) Indica cuántas moles de FeCl2
se
produce con 3 moles de hierro
puro en:
Fe + CuCl2
→ FeCl2
+ Cu
a) 6 b) 3 c) 5
d) 7 e) 10
6) ¿Qué peso de hierro puro se
obtiene a partir de 2000 g de
óxido férrico?
Fe2
O3
+ 3H2
→ 2Fe + 3H2
O
a) 56 g b) 25 g c) 112 g
d) 1400 g e) 2000 g
7) ¿Cuántas moles de oxígeno se
requieren para la combustión de
3 moles de C3
H8
?
1C3
H8
+ 5O2
→ 3CO2
+ 4H2
O
a) 10 b) 15 c) 20
d) 25 e) 30
8) ¿Cuántas moles de amoniaco
se produce con 6 moles de
hidrógeno?
3H2
+ 1N2
→ 2NH3
a) 6 b) 4 c) 5
d) 7 e) 8
9) ¿Cuántas moles de oxígeno se
necesita para producir 8 moles
de NO en la siguiente reacción?
4NH3
+ 5O2
→ 4NO + 6H2
O
a) 10 b) 15 c) 17
d) 22 e) 25
11) El 50% de CO2
producido
en la combustión completa
del propano es utilizado para
producir hielo seco. Determina
el peso de propano necesario
para producir 1320 g de hielo
seco.
a) 66 g b) 1320 g c) 880 g
d) 132 g e) 44 g
12) Al reaccionar 25 g de aluminio
en exceso de ácido, ¿cuántos
litros de gas hidrógeno se
producirá a C.N.?
Al + H2
SO4
→ Al2
(SO4
)3
+ H2
a) 31,1 b) 67,2 c) 25
d) 54 e) 24,4
13) ¿Cuál es el volumen de
anhídrido carbónico, producido
en la combustión completa de
12 litros de gas propano (C3
H8
)
realizado a C.N. ( C = 12 ; H =
1)?
1C3
H8
+ 5O2
→ 3CO2
+ 4H2
O
a) 30 L b) 36 L c) 39 L
d) 42 L e) 51 L
14) Al descomponer 490 g de clorato
de potasio, ¿cuántos litros de
oxígeno a C.N. se podrán liberar?
2KClO3
→ 2KCl+ 3O2
a) 230 b) 142 c) 134,4
d) 158,5 e) 320
15) Determina la cantidad de CO2
formado a partir de 500 g de
CaCO3
en:
CaCO3
→ CaO + CO2
a) 220 g b) 200 g c) 145 g
d) 249 g e) 320 g
18) ¿Cuántas moles de NH3
se
forman por reacción de 60 g de
hidrógeno?
a) 20 b) 30 c) 42
d) 55 e) 63
17) ¿Cuántos gramos de H2
O se
forma por combustión completa
de 150 g de etano (C2
H6
)?
C2
H6
+ O2
→ CO2
+ H2
O
a) 220 b) 200 c) 145
d) 249 e) 320
19) Para la combustión completa del
metano (gas CH4
) se forma 40L
de gas. Halla el volumen de CH4
empleado.
1CH4
+ 2O2
→ 1CO2
+ 2H2
O
a) 1 L b) 40 L c) 120 L
d) 3 L e) 6 L
20) Si reacciona 160 g de Ca en:
Ca + HCl → CaCl2
+ H2
,
determina el volumen de
hidrógeno formado a C.N.
1Ca+ 2HCl → 1CaCl2
+ 1H2
a) 22,4 L b) 40 L c) 89,9 L
d) 160 L e) 333 L
21) Determina la masa de O2(g)
que
sedesprendepordescomposición
de 227 g de KClO4
, según la
ecuación:
KClO4
→ KClO3
+ 1/2O2
(K = 39; Cl = 35,5; O = 16)
a) 16 g b) 48 g c) 72 g
d) 32 g e) 64 g
22) ¿Cuánto de SO2
se formará
por la quema de 480 g de pirita
(FeS2
), según la ecuación?
FeS2
+ O2
→ Fe2
O3
+ SO2
(Fe = 56; S = 32; O = 16)
a) 64 g b) 320 g c) 400 g
d) 960 g e) 512 g

92
32) De acuerdo a la reacción:
Fe2
O3
+ HCl → FeCl3
+ H2
O
¿cuántos gramos de Fe2
O3
deben
reaccionar para formar 7,2 g de
H2
O?
Masa atómica (Fe = 56, O = 16,
Cl = 35,5)
a) 20,3 b) 21,3 c) 22,7
d) 23,7 e) 22,3
23) ¿Cuántas moles de amoniaco
pueden reaccionar con 10 moles
de O2
en la reacción?
NH3
+ O2
→ NO + H2
O2
a) 8 b) 4 c) 5
d) 10 e) 15
24) ¿Qué volumen de oxígeno
gaseoso O2
a C.N. se necesita
para la combustión de 5 litros
de metano (CH4
) a C.N.?
a) 5 L b) 10 L c) 15 L
d) 20 L e) 7, 5 L
25) Indica cuántas moles de Cl2
deben reaccionar con ácido
sulfhídrico para formar 49 g de
H2
SO4
de acuerdo a:
Cl2
+ H2
S + H2
O → HCl +
H2
SO4
(Cl = 35,5; S = 32; H = 1)
a) 1 b) 0,5 c) 2
d) 2,5 e) 5
26) Para formar óxido de calcio se
requiere de 40 g de calcio y 16 g
de oxígeno. ¿Cuál es la masa del
óxido?
a) 50 g b) 52 g c) 54 g
d) 56 g e) 58 g
P2
O5
+ H2
O → H3
PO4
¿Cuántas moles de H2
O
reaccionan con 6 moles de
P2
O5
?
d) 18 mol e) 12 mol
28) ¿Cuántas moles de NH3
se
forman a partir de 5 moles de
N2
en: N2
+ H2
→ NH3
?
a) 10 b) 12 c) 15
d) 20 e) 25
29) Indica cuántas moles de KClO3
se deben descomponer para
obtener 1,2 moles de O2
en:
KClO3
→ KCl + O2
a) 1,0 b) 1,2 c) 0,8
d) 0,75 e) 2,4
30) Halla la masa de agua que se
requiere para que reaccione con
4,6 g de sodio según:
Na + H2
O → NaOH + H2
Masa atómica (Na = 23, H =
1, O = 16)
a) 5,4 g b) 3,6 g c) 2,7 g
d) 1,8 g e) 1,5 g
Nivel III
31) ¿Cuántos gramos de CO2
se
forman de la combustión de 26
kg de C2
H2
?
a) 44 g b) 132 g c) 176 g
d) 88 g e) 22 g
33) Según la reacción:
NH3
+ O2
→ NO + H2
O
¿cuántosgramosdeNOseforman
a partir de 3,5 mol de O2
?
a) 84 g b) 75 g c) 60 g
d) 52 g e) 42 g
34) ¿Cuántas moles de HCl reacciona
con 6,5 gramos de zinc?
Zn + HCl → ZnCl2
+ H2
Masa atómica (Zn = 65, H = 1,
Cl = 35,5)
a) 2,0 b) 1,8 c) 1,2
d) 0,4 e) 0,2
35) ¿Qué volumen de CO2
a
condiciones normales se obtiene
de la descomposición térmica de
50 g de CaCO3
?
CaCO3
→ CaO + CO2
Masa atómica (Ca = 40, C =
12, O = 16)
a) 11,2 L b) 22,4 L c) 33,6 L
d) 44,8 L e) 56,0 L
36) ¿Qué volumen de CO2
a 1,64
atm y 127º C se forma de la
combustión de 0,4 mol de gas
acetileno: C2
H2
?
a) 10 L b) 12 L c) 14 L
d) 16 L e) 20 L
CO + O2
→ CO2
¿cuántos litros de O2
a
condicionesnormalesserequiere
para que reaccione con 2,5 litros
de CO?
a) 5,0 b) 2,5 c) 1,25
d) 0,75 e) 0,25
38) Se coloca en un reactor 150 g de
CaCO3
con 135 g de HCl.
CaCO3
+HCl→CaCl2
+CO2
+H2
O
¿Quién es el reactivo en exceso?
Masa atómica (Ca = 40; C =
12; O = 16; Cl = 35,5; H = 1)
a) CaCO3
b) HCl c) CO2
d) H2
O e) No hay

93
39) Según:
C6
H12
O6
CO2
+ C2
H5
OH
¿cuántos gramos de CO2
se
forman de la fermentación de 9
g de C6
H12
O6
en un proceso cuya
eficiencia es 75%?
a) 4,4 b) 3,3 c) 2,2
d) 1,1 e) 0,8
enzima
40) De acuerdo a:
Fe2
O3
+ HCl3
→ FeCl3
+ H2
O
¿cuántos gramos de óxido férrico
se deben tratar para formar 1,35
moles de H2
O en un proceso
cuya eficiencia es 60%?
a) 100 b) 110 c) 120
d) 150 e) 180
41) Al calentar 245 g de clorato de
potasio se pierde 96 g de gas
oxígeno. ¿Qué masa queda?
a) 256 g b) 331 g c) 341 g
d) 149 g e) 506 g
45) ¿Cuántos gramos de carburo de
calcio CaC2
se debe agregar a
360 g de H2
O para formar gas
acetileno?
CaC2
+H2
O→C2
H2
+Ca(OH)2
Masa atómica (Ca = 40, C =
12, O = 16, H = 1)
a) 320 b) 480 c) 640
d) 128 e) 360
42) Según: H2
+ O2
→ H2
O,
¿cuántosmolesdeH2
reaccionan
con 6 moles de O2
?
a) 3 b) 6 c) 12
d) 14 e) 18
43) De acuerdo a: NH3
→ N2
+ H2
¿cuántos moles de NH3
se deben
descomponer para obtener 1,2
moles de N2
?
a) 0,6 b) 0,9 c) 1,2
d) 1,8 e) 2,4
44) En C3
H8
+ O2
→ CO2
+
H2
O si se forman 1,6 moles de
H2
O, ¿cuántos moles de CO2
se
formaron?
a) 1,2 b) 1,8 c) 2,4
d) 3,6 e) 4,8
46) ¿Cuántos gramos de CO2
se
forman de la combustión de 8,8
g de gas propano C3
H8
?
a) 20,4 b) 17,6 c) 26,4
d) 17,9 e) 26,7
47) Se trata hidróxido de sodio
(NaOH) con suficiente ácido
clorhídrico HCl para formar
11,70gdeclorurodesodioNaCl.
¿Qué cantidad de hidróxido se
usó?
Masas atómicas (Na = 23; O =
16; Cl = 35,5; H = 1)
a) 2 g b) 4 g c) 6 g
d) 8 g e) 10 g
48) Respecto a las siguientes
proposiciones:
I. La estequiometría estudia
al aspecto cualitativo de las
reacciones químicas.
II. Según Lavoisier, la masa de
los reactantes es igual a la
masa de los productos
III. Según Proust, los reactantes
se consumen en una
proporción definida de
masas.
IV. La ley de combinación de
volúmenes se aplica a presión
y temperatura constante.
Es (son) correcto(s)
a) II y IV d) II, III y IV
b) III e) I, II y III
c) II y III
49) El magnesio, al reaccionar con
el oxígeno desprende una luz
brillante, similar a las luces
de bengala. Sea la reacción
siguiente:
Mg(s)
+O2(g)
→MgO(s)
Si reaccionan 1,2 g de magnesio
puro con suficiente oxígeno, ¿qué
cantidad de MgO se generará?
P.A (Mg = 24, O = 16)
a) 2 g b) 4 g c) 8 g
d) 0,5 g e) 0,4 g
50) Suponga que para deshacerse
de los 1,8 kg diarios de agua
que excreta un astronauta, se
aprovecha la reacción:
Li2
O+H2
O→LiOH
¿qué masa de óxido de litio
habría que introducir en la
cápsula para un viaje de 15 días?
P.A. (Li = 7, O = 16)
a) 60 kg b) 45 kg c) 35 kg
d) 62 kg e) 18 kg

94
Línea deTiempo
Marcellin Pierre Berthelot
Sintetizó por primera
vez metano en un
laboratorio.
Nace en París (Francia), Marcellin
Berthelot.
Gobierno de
Ramón Castilla.
Inicio del gobierno
de José de la Mar.
1827
1856
1907
1885
Gobierno de Miguel Iglesias.
Publica su obra, Los
orígenes de la alquimia.
Gobierno de José Pardo y
Barreda.
Muere en Francia,
Marcellin Berthelot.

95
Es el porcentaje que representa el peso o volumen práctico obtenido, con
respecto al peso o volumen teórico.
RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
* Para pesos
* Para volúmenes
¿Cómo reconocer a la sustancia
limitante?
R = x 100
WP
WT
SUSTANCIA LIMITANTE
Es aquella sustancia que limita una reacción, o sea, la reacción finaliza cuando
se termina esta sustancia.
Para reconocer la sustancia limitante teniendo la ecuación balanceada y
conociendo los pesos tomados de cada reactante, se dividirá el peso tomado de
cada reactante entre su respectivo peso estequiométrico; allí donde resulta la
menor cantidad se tendrá al reactivo limitante.
Si reaccionan 100g de N2
y 100 g de H2
, ¿cuánto NH3
producen?
N2
+ 3H2
→ 2NH3
100g 100g x
28g 6g 34g
1mol 3moles 2 moles
Ejemplo:
R = x 100
VP
VT
¿Cómo se forman las caries
dentales?
Elesmaltedentalesuncompuesto
básico (hidroxiapatita), por lo
que es atacado y destruido por
los ácidos. Aunque la saliva es
neutra, las bacterias presentes
en la boca descomponen los
restos de alimentos atrapados
entre los dientes, produciéndose
sustancias ácidas. El azúcar es
especialmente peligroso, ya que
en mano de dichas bacterias
termina dando ácido láctico, que
termina por disolver el esmalte.
¿Por qué se seca la ropa más
deprisa cuando hay viento que
cuando no hay?
Al haber viento, aumenta la
velocidad de las moléculas de
agua de la ropa y, por tanto, se
desprenden más fácilmente de
la ropa húmeda.
Estequiometría II

96
¿Por qué al pelar las manzanas
éstas forman o toman un color
marrón?
Las manzanas contienen unas
sustancias llamadas polifenoles.
Al pelarlas, permites que
reaccionen con el oxígeno del
aire. Gracias a unas enzimas que
contiene la manzana, tienen lugar
unas complicadas reacciones
químicas de polimeración debido
a las cuales se forma un pigmento
marrón.
= 3,57 Limitante
⇒ H2
=
100
6
= 16,7 Exceso
∴ =
W = 121,4 g de NH3
SUSTANCIA EN EXCESO
Es aquella sustancia que se halla en mayor proporción y se reconoce al
consumirse el reactivo limitante, ya de que ésta aún sobrará una cantidad.
CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA
Es la disminución del volumen que experimentan las sustancias gaseosas al
reaccionar, que es igual a:
Donde:
VR
: Volumen total de reactantes
VP
: Volumen total de productos
i) En la reacción:
N2
+ 3H2
→ 2NH3
10L 30L 20L
CV
= = =40L - 20L
40L
20L
40L
∴ Contracción
volumétrica 1/2
ii) 1H2(g)
+ 1I2(g)
→ 2HI(g)
CV
= 0
iii) 2H2(g)
+ 1O2(g)
→ 2H2
O(g)
CV
=
iv) 1N2(g)
+ 3H2(g)
→ 2NH3(g)
CV
=
v) H2(g)
+ Cl2(g)
→ 2HCl(g)
CV
= 0
1
3
CV
=
VR
- VP
VR
¿Por qué no se quema
nada en la Luna?
Al no haber oxígeno presente,
no se puede dar una reacción de
combustión.
Ejemplo:
1
2
1
2
100
28
100
1 x 28
W
2 x 17
⇒ N2
=

97
1) Se dispone de 200 g de una muestra que contiene 52% de BaCl2
. Al
reaccionar esta muestra con 56g de H2
SO4
concentrado, ¿qué cantidad
de BaSO4
precipita?
P.A. (Ba = 137, S = 32, O = 16 , H = 1)
BaCl2(ac)
+ H2
SO4(ac)
→ BaSO4(S)
+ HCl(ac)

De la muestra se tiene que del total sólo el 52% es BaCl2
, entonces hallando
la cantidad de BaCl2
obtenemos:
WBaCl2
= 52%(200g) = 104g

Luego para relacionar las cantidades, conviene trabajar con la relación de
moles. Para hacer esto, la ecuación tiene que estar balanceada.
luego notamos que para 208 g de BaCl2
se necesita 98g de H2
SO4
, entonces:
con este dato hallado notamos que hay un reactivo en exceso (H2
SO4
)
⇒ en la reacción:
BaCl2(ac)
+ H2
SO4(ac)
→ BaSO4(S)
+ 2HCl(ac)
Por una simple relación, entonces:
Resolución:
BaCl2(ac)
+ H2
SO4(ac)
→ BaSO4(S)
+ 2HCl(ac)
1 mol
208g
104g
{
Dato
1 mol
98g
56g
Dato
1 mol
233g
WBaSO4
PM BaCl2
= 208
PM H2
SO4
= 98
PM BaSO4
= 233
{
208 → 98
104 → WH2SO4
⇒
104 x 98
208
WH2SO4
=
WH2SO4
= 49 g
208 g
104 g
233 g
WBa2SO4
WBa2SO4
= 116,5 g
233 x 104
208
WBa2SO4
=
2) ¿Qué volumen de O2
se necesita
para la combustión de 132 g
de gas propano (C3
H8
) si la
eficiencia de la reacción es 98%?
P.A. (C = 12, O = 16, H = 1)
C3
H8
+ 5O2
→ 3CO2
+ 4H2
O
Primero hallamos los pesos
moleculares:
PM (C3
H8
)= 3(12) + 8(1) = 44
PM (O2
) = 2(16) = 32
Luego en la reacción:
C3
H8
+ 5O2
→ 3CO2
+ 4H2
O
1 mol 5 mol
⇒ Esta relación molar quiere
decir 1 mol de C3
H8
reacciona
exactamente con 5 moles de
O2.
.
Entonces:
1mol(C3
H8
)
1(44g)
44g(C3
H8
)
132gC3
H8
5 mol (O2
)
5(32)g
160g(O2
)
WO2
Resolución:
* Luego por una simple relación,
hallaremos el WO2
Dato:
WO2
= 132 x 160
44
Pero este peso está al 100% y por
dato la reacción se efectúa a un 98%,
entonces:
⇒ 98%(480)g
= 470,4g de O2
WO2
= 480 g

98
3) Por el proceso Haber se sintetiza NH3
(amoniaco) utilizando nitrógeno e
hidrógeno de la siguiente manera:
N2
+ 3H2
→ 2NH3
. Si tenemos 100g de nitrógeno al 98% de pureza, ¿qué
cantidad de NH3
se formará?

N2
+ 3H2
→ 2NH3
1 mol 3mol 2mol
28g 2(17)g
28g 34g
PMN2
= 28
PMNH3
= 17
hemos relacionado moles y masa
molecular con el fin de hallar una
relación de masas apropiada.
Obs.: Cuando nos dicen nitrógeno al 98% se refiere que hay una mezcla
de gases en la cual el 98% del total es nitrógeno.
N2
+ 3H2
→ 2NH3
28g 34g
WN2
WNH3
hallando la masa de N2
.
⇒ 98%(100g) = WN2
98g = WN2
34 x WN2
28
34 x 98
28
4) Según la reacción 2HNO3(ac)
+ 3H2
S(ac)
→ 2NO(g)
+ 3S(s)
+ 4H2
O(l)
Se tiene 42,14 x 1023
moléculas de HNO3
, de acuerdo a esto, ¿cuántos
litros de NO(g)
se obtiene a 67°C y 7 atm de presión?
P.A. (N = 14; S = 32; H = 1; O = 16)

Nos dan 42,14 x 1023
moléculas de HNO3
, luego sabemos:
1 mol HNO3
<>6,02 x 1023
moléculas HNO3
x moles HNO3
<> 42,14 x 1023
moléculas HNO3
x = ⇒ x = 7 moles
42,14 x 1023
6,02x 1023
Hemos hallado el número de
moles que participan en la
reacción.
Luego:
2HNO3(ac)
+ 3H2
S(ac)
→ 2NO(g)
+ 3S(s)
+ 4H2
O(l)
2mol 2mol
7 moles y mol
} Relacionando el número de moles
y = 7 x 2
2
⇒ y = 7 moles NO(g)
Para hallar el volumen de NO(g)
se
utilizará PV = nRT.
P = 7 atm
V = ?
n = 14 moles
T = 67°C = (67+273)K=340K
R = 0,082 atm.L/mol-g.K
ya que la presión está en atm.
PV = nRT
7V =(7) (0,082) (340)
V = 27,88 L
5) Si la siguiente reacción
KClO3(s)
→ KCl(s)
+ O2(g)
se
efectúa a condiciones normales
(C.N.) ¿qué volumen de oxígeno
se produce con 735 g de KClO3
?
P.A.(K = 39 ; Cl = 35,5 ; O =
16)

Si la reacción KClO3
→ KCl + O2
se
trabaja tal como está, encontraremos
valoresinadecuadosyaquelaecuación
química no está balanceada.
balanceando: 2KClO3
→ KCl + 3O2
R. de moles: 2 mol 3 mol
R. masa-moles: 2(122,5)g 3 mol
PM KClO3
= 122,5
Luego de haber relacionado las masas
con el número de moles apropiado,
procedemos a trabajar con dicho
número de moles.
245 g 3 mol
735 g x mol
x =
735 x 3
245
x = 9 moles
Sabemos que para cualquier gas que
está sometido a condiciones normales
1 mol de dicho gas ocupa 22,4 litros,
entonces:
1 mol (O2
)
Valor hallado → 9 mol(O2
)
22,4L
VL
→ V =
C.N.
9 x 22,4
1
⇒ V = 201,6L
245g 3 mol
Dato: 735g x mol
Resolución:
Resolución:
WNH3
=
WNH3
= WNH3
= 119 g
Resolución:

99
9) 200 g de un mineral que tiene una
pureza de 80 % correspondiente
al CaCO3
se descompone de
acuerdo a la siguiente reacción:
CaCO3
→ CaO + CO2

Halla el peso de óxido de calcio
que se obtiene.
(Ca = 40 ; C = 12; O = 16)
a) 90 g b) 100 g c) 95 g
d) 97 g e) 88 g
Nivel I
1) ¿Cuántos moles de óxido ferroso
se formarán a partir de 6 moles de
hierro?(Fe = 56)
Fe + O2
→ FeO
a) 5 b) 6 c) 7
d) 8 e) 10
2) Halla el número de moles de agua
que se forman al quemarse 5 moles
de metano.
CH4
+ O2
→ CO2
+ H2
O
a) 20 b) 30 c) 10
d) 50 e) 60
3) ¿Qué masa de agua se formará a
partir de 2g de hidrógeno?
H2
+ O2
→ H2
O
a) 36g b) 9g c) 18g
d) 28g e) 36g
4) Para la reacción: H2
+ N2
→
NH3
,secombina13gdehidrógeno
con una determinada cantidad de
nitrógeno. Halla el número de
moles de amoniaco que se obtiene.
(N = 14; H = 1)
a) 2 b) 4 c) 3
d) 6 e) 7
5) ¿Qué masa de anhídrido sulfúrico
se necesita para preparar 196g de
ácido sulfúrico? (S = 32)
SO3
+ H2
O → H2
SO4
a) 160 g b) 82 g c) 18 g
d) 136 g e) 80 g
6) ¿Cuántas moles de H2
O se forma
a partir de 40g de H2
?
H2
+ O2
→ H2
O
a) 10 b) 20 c) 30
d) 40 e) 50
7) De acuerdo a la ecuación:
C + H2
O → CO + H2

Determina cuántas moles de
carbono se necesita para preparar
6g de H2
.
a) 1 b) 2 c) 3
d) 4 e) 5
8) ¿Cuántas moles de HCl se forman
a partir de 20g de hidrógeno?
H2
+ Cl2
→ HCl
a) 30 b) 20 c) 10
d) 5 e) 60
10) ¿Qué peso de hidrógeno se obtiene
a partir de 48 g de magnesio de si
la eficiencia de la reacciónes60%?
(Mg = 24; H = 1)
Mg + 2HCl → MgCl2
+ H2
a) 4 g b) 2,4 g c) 3,8 g
d) 5 g e) 6,4 g
11) ¿Qué peso de hidróxido de sodio
se obtiene a partir de 92g de sodio
si el rendimiento de la reacción es
70%? (Na=23 ; O=16 ; H = 1)
2Na + 2H2
O → 2NaOH + 1H2
a) 160 g b) 112 g c) 140 g
d) 70 g e) 80 g
12) 490g de un mineral que contiene
50% de pureza de clorato de
potasio se descompone de acuerdo
a la siguiente reacción:
KClO3
→ KCl + O2

Halla el peso de oxígeno que se
desprende.
a) 90 g b) 96 g c) 86 g
d) 64 g e) 98 g
13) En la siguiente reacción:
CaCO3
→ CaO+CO2
(Ca = 40 ;
O = 16; C = 12) se descompone
400g de carbonato de calcio
(CaCO3
). ¿Cuántos gramos de
dióxido de carbono se obtiene si
la eficiencia es del 50%?
a) 88 b) 22 c) 33
d) 44 e) 48

100
Nivel II
14) Se hace reaccionar 16g de
hidrógeno con 16g de oxígeno.
Determina:
* La sustancia limitante
* El peso de la sustancia en exceso
* El peso de agua formado
2H2
+ 1O2
→ 2H2
O
magnesio con 8g de oxígeno.
Determina la sustancia limitante
y el peso de la sustancia que queda
sin reaccionar.
(Mg = 24; O = 16)
2Mg + 1O2
→ 2MgO
a) O2
;32 g d) Mg; 0,2 g
b) Mg; 0,4 g e) O2
; 8 g
c) Mg; 12 g
16) Se hace reaccionar 10,08
g de hierro y 5,12g de azufre.
Determina el peso de la sustancia
en exceso. (Fe = 56 ; S = 32)
Fe + S → FeS
a) 8,96 g b) 1,12 g c) 10,08g
d) 5,12 g e) 4,22 g
nitrógeno con 15g de hidrógeno.
¿Qué peso de amoniaco se
formará? (N = 14; H = 1)
a) 51 g b) 42 g c) 17 g
d) 28 g e) 34 g
18) ¿Qué volumen de amoniaco
(NH3
) se formará a partir de 12
litros de H2
gaseoso?
N2
+ H2
→ NH3
a) 8 L b) 4 L c) 12 L
d) 6 L e) 18 L
19) Determina el volumen de oxígeno
gaseoso que se ha empleado para
liberar 100 litros de CO2
, de
acuerdo a:
C2
H4
+ O2
→ CO2
+ H2
O

a) 100L b) 180L c) 50L
d) 200L e) 300L
20) Halla los volúmenes de nitrógeno
e hidrógeno necesarios para
producir 1000 litros de amoniaco
(NH3
).
N2
+ H2
→ NH3

a) VN
2
= 1500L VN
2
= 500L
b) VN
2
= 500L VN
2
= 500L
c) VN
2
= 500L VN
2
= 1500L
d) VN
2
= 1500L VN
2
= 1500L
e) VN
2
= 800L VN
2
= 200L
21) ¿Qué volumen de H2
a 27°C y 6
atm reaccionará con 5L de N2
a
227°C y 4 atm en la síntesis de
amoniaco?

a) 15 L b) 12 L c) 5 L
d) 6 L e) 3 L
22) ¿Qué masa de carbón de 60%
de pureza deberá quemarse para
formar 560g de monóxido de
carbono?
C + O2
→ CO

a) 600 g b) 800 g c) 288 g
d) 240 g e) 400 g
23) ¿Cuántos gramos de agua se
formará si reaccionan? totalmente
40g de oxígeno con suficiente
cantidad de hidrógeno si la
eficiencia de la reacción es de
60%?
H2
+ O2
→ H2
O

a) 24 b) 25 c) 26
d) 27 e) 28
24) ¿Cuántos gramos de amoniaco
se formará cuando se combinan
56g de nitrógeno con 24g de
hidrógeno?

H2
+ N2
→ NH3
a) 33 b) 34 c) 68
d) 17 e) N.A.
25) ¿Cuántos gramos de agua se
formará al reaccionar 8 gramos de
oxígeno y 8 gramos de hidrógeno?
H2
+ O2
→ H2
O
a) 8 b) 10 c) 12
d) 32 e) 44
26) En la reacción:
Na + H2
O→ Na(OH) + H2
Si se forman 8 gramos de NaOH,
¿cuántos gramos de gas H2
se
liberó?
a) 0,1 b) 0,2 c) 0,5
d) 0,8 e) 1,0
Al + HCl→ AlCl3
+ H2
¿Cuántas moles de hidrógeno
gaseoso: (H2
) se forman con 5,4g
de Aluminio: (Al)?
Masa atómica: Al = 27
a) 1,5 b) 1,2 c) 3,0
d) 3,6 e) 0,3

101
28) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico
HNO3
reaccionan con 6,4 mol-g
de cobre según:
3Cu +8HNO3
→ 3Cu(NO3
)2
+
2NO + 4H2
O
Masa atómica:
(Cu=63,5; N=14; O=16; H=1)
a) 1075,2 d) 2063,2
b) 3075,5 e) 4000
c) 4008
Nivel III
NH3
+O2
→ NO + H2
O
¿Cuántos moles de oxígeno
gaseoso O2
reaccionan con 6,8g
de NH3
?
a) 0,4 b) 0,5 c) 0,6
d) 0,7 e) 0,8
30) ¿Cuántos litros de O2
reaccionan
con 6L de H2
a las mismas
condiciones, para formar H2
O?
a) 12 b) 10 c) 4
d) 3 e) 2
31) ¿Cuántos litros de NH3
se forman
de la síntesis de 8L de N2
con
suficiente cantidad de H2
?
a) 8 b) 16 c) 20
d) 24 e) 30
32) Halla el volumen de CO2
a
condiciones normales, que se
obtiene por descomposición
térmica de 10g CaCO3
.

CaCO3
→ CaO +CO2

Masa atómica:
(Ca=40, C=12, O=16)
a) 1,12L b) 2,24L c) 3,36L
d) 5,4L e) 5,6L
33) ¿Qué volumen de O2
a 1,64
atm y 127°C se obtiene por
descomposición de 0,4 moles de
KClO3
?
2KClO3
→ 2KCl +3O2
a) 10L b) 11L c) 12L
d) 15L e) 20L
34) Halla las moles de la sal.
I. Se tiene 400g de CaCO3
en la
reacción:

CaCO3
→ CaO +CO2
35) Halla los gramos del óxido de
calcio.
36) Halla los gramos del dióxido de
carbono.
37) Halla el volumen a C.N. del CO2
.
38) Las pinturas antiguas al óleo se
oscurecen debido al sulfuro de
plomo (II), que se forma por
reacción del plomo con el sulfuro
de hidrógeno que se encuentra
en pequeñas cantidades en el
aire contaminado. La reacción
química es:
Pb(S)
+H2
S(g)
→ PbS(S)
+ H2(g)
Si en la pintura existen 4,14g de
Pb, ¿qué peso de PbS se produce?
P.A. (Pb=207, S=32)
a) 5,6 g b) 3,6 g c) 7,5 g
d) 4,78 g e) 8,25 g
39) Para disolver el “caliche” de
ciertas tuberías se utiliza ácido
clorhídrico,(HCl), el cuál
reacciona de la siguiente manera:
HCl+CaCO3
→CaCl2
+CO2
+
H2
O
¿Qué masa de CO2
se produce si
se utilizó 610 g de HCl al 60% de
pureza?
P.A. (Cl=35,5 ; O=16, C=12)
a) 320,8 g d) 220,6 g
b) 150,6 g e) 380,6 g
c) 425,8 g
40) Al combustionar 2,3 kg de alcohol
etílico, ¿qué masa de aire se
consume?
C2
H5
OH(l)
+O2(g)
→ CO2(g)
+ H2
O
Aire: 20% mol O2
y 80% mol N2

M aire = 28,8
a) 25,8 kg d) 28,8 kg
b) 32,6 kg e) 42,6 kg
c) 21,6 kg
41) Cuando se requiere refinar una
mena de cobre que contiene
óxido cuproso se da la siguiente
reacción:
Cu2
O(s)
+C(s)
→ Cu(s)
+ CO2(g)
Si se tiene 395 g de Cu2
O y 140 g
de carbono, indica el reactivo en
exceso y la masa de CO2
que se
forma. Dato:
P.A. (Cu=63,5)
a) 320,8 g d) 272 g
b) 120,6 g e) 175,3 g
c) 126,6 g
42) La hidracina, (N2
H4
) y el
tetróxido de dinitrógeno, (N2
O4
),
reaccionan violentamente
y liberan buena cantidad de
gases y por ellos se emplea como
propulsor de cohetes.
N2
H4
+N2
O4(g)
→ N2(g)
+H2
O(g)

A partir de 160 kg de N2
H4
y 250
kg de N2
O4
.

¿Qué peso de N2
se libera?
a) 210 kg d) 180 kg
b) 95 kg e) 120 kg
c) 160 kg

102
43) Muchas fábricas que liberan SO2
,
utilizan un proceso denominado
lavado húmedo para evitar la
contaminación, el cual se indica
a continuación:
SO2
+Ca(OH)2
→ CaSO3
+H2
O
Si se utilizan 200g de Ca(OH)2
al
74%depureza,¿cuántosgramosde
SO2
se puede eliminar?
a) 160 g d) 320 g
b) 32 g e) 64 g
c) 128 g
44) En el motor de los cohetes que
colocan satélites artificiales se
utiliza una mezcla líquida de
hidracina (N2
H4
) y peróxido de
hidrógeno(H2
O2
)quealreaccionar
espontáneamentelohaceenforma
explosiva ya que es una reacción
fuertemente exotérmica.
N2
H4
+H2
O2
→ N2(g)
+H2
O(g)

A partir de 640g de hidracina, qué
volumen de N2
se puede recolectar
medidos a 127°C y 8,2 atm de
presión. P. A. (N=14)
a) 90 L d) 120 L
b) 80 L e) 60 L
c) 40 L
45) Elgastóxicomonóxidodecarbono
se produce cuando se queman
combustibles fósiles como el
petróleo. El CO se convierte
finalmenteenCO2
enlaatmósfera.
Existen ciertos convertidores
catalíticos de los automóviles que
están diseñados para acelerar esta
conversión:
CO(g)
+O2(g)
→ CO2(g)

Si se utiliza 1 120 L de CO a C.N.,
¿cuál es la masa del CO2
formado a
C.N.?
a) 4,4 kg d) 2,2 kg
b) 8,8 kg e) 6,6 kg
c) 6,25 kg
46) El carbón mineral que se quema
en las centrales termoeléctricas
contienen alrededor de 1,2%
en peso de azufre, además en la
combustión del crudo el azufre se
transforma según:
S(s)
+O2(g)
→ SO2(g)

Si se quema 640 kg de carbón
mineral, ¿qué volumen de SO2
se
produce a condiciones normales
con un rendimiento de 80%?
a) 4,3 m3
d) 6,5 m3

b) 8 m3
e) 2,5 m3

c) 3,3 m3
47) Se trata 11,2 g de hierro metálico
con ácido clorhídrico al 36,5 %
en peso y cuya densidad es 1,1 g/
mL. ¿Qué volumen de ácido se
consume?
Fe(s)
+HCl(ac)
→ FeCl2(ac)
+H2(g)

P.A. (Fe=56; Cl=35,5)
a) 18,6 L d) 32,6 L
b) 40 mL e) 36,36 mL
c) 22,4 mL
48) Enlosviajesespacialesesnecesario
incluir una sustancia que elimine
CO2
, producto de la respiración de
los ocupantes, para ello se emplea
LiOH, siendo la ecuación química:
LiOH+CO2
→ Li2
CO3
+H2
O
¿Qué peso de Li2
CO3
se produce
a partir de 220 g de CO2
con un
rendimiento del 75%?
P.A. (Li=7)
a) 360,5 g d) 160,2 g
b) 126,7 g e) 325,5 g
c) 277,5 g
49) El metanol (CH3
OH) se utiliza
como combustible para autos de
carrera. Se quema en el motor de
combustión según la reacción:
CH3
OH+O2(g)
→CO2(g)
+H2
O(g)

A partir de 400 g de CH3
OH y
612 g de O2
se han producido 450
g de CO2
. ¿Cuál es la eficiencia del
proceso?
a) 92,6 % d) 81,8 %
b) 75 % e) 60 %
c) 62,5 %
50) En las soldaduras se emplean
sopletes de oxiacetileno que puede
alcanzar temperaturas de 2000°C,
laelevadatemperaturaesproducto
de la combustión del acetileno
según:
C2
H2(g)
+O2(g)
→CO2(g)
+H2
O(g)

Si se quema 100 L de acetileno,
¿qué volumen de aire se debe
consumir?
Aire: 20% Vol O2
, 80% Vol N2
a) 1250 L d) 2500 L
b) 965 L e) 1625 L
c) 1825 L

103
Línea deTiempo
Linus Carl Pauling
Publicó su obra La
Naturaleza del Enlace
Químico.
Nace Linus Carl Pauling en
Oregon (EE.UU).
Fin del gobierno de
Óscar R. Benavides.
Gobierno de
Eduardo López de
Romaña.
1901
1939
1962
1954
Gobierno de Manuel A.
Odría.
Recibe el premio Nobel de química
por su investigación de la estructura
atómica de las proteínas, incluyendo
la hemoglobina.
Gobierno de Alberto
Fujimori.
Recibe el premio
Nobel de la Paz.
1994
Muere, Linus Carl
Pauling en EE.UU.
Manuel Prado Ugarteche.

104
Es el proceso de combinación química del elemento. Es la cantidad de la
sustancia que se cambia o desplaza una parte en masa de H, 8 en masa de oxígeno
o 35,5 partes en masa de Cl. El peso equivalente no tiene unidad.
1. CONCEPTO
2. REGLAS
Peq (O2
) = 8
Peq (H2
) = 1
Peq (Cl2
) = 35,5
Relación de Masa: 1C + 1O2
→ 1CO2
Relación de Peq: Peq(O) =8 → Peq(C)= 3
Ejemplos:
12g 32g
a. En un elemento (E)
Depende del Z y la valencia.
Peq(E) =
Z
Valencia
b. En un compuesto
Depende del peso molecular (M) (parámetro numérico que depende de cada
especie).
Peq =
M
q
Si participa en una reacción no rédox, se calcula así:
Compuesto Valor de q (por unidad fórmula)
Ácido q = Número de H ionizable o sustituidos.
Hidróxido q = Número de OH ionizables o sustituidos.
Óxido y Sal q = |Carga total del catión o anión| (Oxígeno
o sales)
c. En un Agente (oxidante
o reductor)
Puede ser compuesto o elemento,
en forma molecular o iónica. Se
calcula para cada partícula según:
q =Número e¯ ganados o perdidos
por unidad fórmula.
Peq =
M
q
Ejemplos:
En un elemento:
Sean Ca, CuO, Cu2
O y Fe+2
, halla
el Peq de cada elemento. Se calcula
para cada átomo y para el calcio se
calcula el Peq resultando.
Peq(Ca)= = 20
40
2
Peq(O)=16/2=8
CuO Peq(Cu)=63,5/2=31,75
+2 - 2
Peq(Cu)=63,5/1=63,5
Peq(Fe)=56/2=28
+1
+2
Fe
En un compuesto:
Los ácidos, hidróxidos y sales,
reaccionan con mayor rapidez al
estar disueltos en agua, donde se
encuentran en forma de iones. Halla
el Peq de HNO3
, H2
SO4
, Ca(OH)2
y K2
Cr2
O7
.
CuO
- 2
Peso Equivalente

105
Entre los siglos III a.C. y el
siglo XVI d.C la química estaba
dominada por la alquimia. El
objetivo de investigación más
conocido de la alquimia era la
búsqueda de la piedra filosofal,
un método hipotético capaz de
transformar los metales en oro.
En la investigación alquímica
se desarrollaron nuevos
productos químicos y métodos
para la separación de elementos
químicos. De este modo se fueron
asentando los pilares básicos
para el desarrollo de una futura
química experimental.
Peq (HNO3
)= = 63 Peq (H2
SO4
)= = 49
Peq (Ca(OH)2
)= = 37 Peq (K2
Cr2
O7
)= = 147
63
1
98
2
74
2
294
2
En un agente:
Halla el Peq del NH3
en NH3
+ CuO → N2
+ Cu +H2
O
1NH3
+ CuO → N+ Cu +H2
O1
2
-3 0
-3e-
Peq (NH3
) = 17/3 = 5,7
3. EQUIVALENTE GRAMO O EQUIVALENTE (Eq - g)
Es la masa en gramos de una sustancia que se combina o desplaza 1g de H,
8g de O o 35,5g de Cl. En rédox es la masa en gramos de una sustancia oxidante
que gana o pierde 6,022 x 1023
e¯.
1Eq − g = Peq - gramo
Ejemplo:
1Eq − g(O2
) = 8g
4. NÚMERO DE EQUIVALENTE GRAMO (#Eq - g)
Es el múltiplo o submúltiplo de 1 Eq− g, que está presente en una muestra
química.
1Eq − g =
W . (q)
Peq W: masa
Ejemplo:
5Eq − g(Ca) = 5 x 20g = 100g
0,3Eq − g(Ca) = 0,3 x 20g = 6g
1Eq − g(Ca) = 20g
5. LEY DE EQUIVALENCIA:
Se aplica en reacciones químicas (las sustancias combinadas forman igual
número de equivalente gramo). Si la reacción fuera A + B → C + D
W(A)
Peq(A) W: peso
W(B)
Peq(B)
W(C)
Peq(C)
W(D)
Peq(D)
= = =
Ejemplo:
¿CuántosgramosdeNasecombinan
con 19,6g de H3
PO4
, sabiendo que
la sal producida es Na2
HPO4
? La
ecuación sin balancear es:
Na + H3
PO4
→ Na2
HPO4
+ H2
m
23
1
Ley: =
∴ 9,2 de Na se consume.
196
98
2

106
Nivel I
1) ¿El equivalente gramo siempre es
el peso molecular en gramos?
6) ¿El Peq no depende del tipo de
reacción química?
10) Halla el equivalente gramo de una
sustancia al disolverse en agua,
sabiendo que participa en una
reacción de metátesis: K2
Cr2
O7
.
11) Halla el equivalente gramo de una
sustancia al disolverse en agua,
sabiendo que participa en una
reacción de metátesis CuSO4
.
5H2
O
2) ¿El peso equivalente del O es 8 ?
3) ¿La ley de equivalente se aplica
para cualquier tipo de reacción
química rédox ?
4) ¿Para KMnO4
, el parámetro q
es igual a 7 cuando se reduce a
MnO2
?
5) ¿El peso equivalente de H3
PO3
puede tomar 3 valores, según el
número de H+
liberados?
7) ¿En HNO3
(ac) → H+1
(ac) +
NO3
-1
(ac), el Peq del ácido es igual
a la suma del peso equivalente de
sus iones ?
8) ¿Al combinarse 2Eq – g de ácido
con 0,8 Eq – g de hidróxido se
producen 2,8 Eq – g de sal?
9) ¿Al oxidarse el He pierde 4 moles
de e¯, entonces se consumen 4g
de aquel?
12) Halla el número de equivalentes
gramo contenidos en 4,76g de
MnO4
¯, al participar como agente
oxidante en: I. Medio básico; II
Medio ácido.
13) Halla el Peq del H2
O y del
nitrógeno en la reacción:
NH3
O2
→H2
O +N2
• R e s p o n d e l a s p r e g u n t a s
sustentando tu respuesta.

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