Ejercicios y Problemas de Formulación Química 3º ESO
En la etapa de 3º ESO, la Formulación Química se convierte en una herramienta esencial para comprender la composición y estructura de la materia. A través de esta asignatura de Física y Química, los estudiantes aprenderán a identificar y representar diferentes sustancias químicas, así como a realizar cálculos que les permitirán entender mejor las reacciones que ocurren en su entorno. Nuestro portal web Cepa Ingenio se dedica a ofrecer recursos y ejercicios online que facilitan el aprendizaje de estos conceptos, proporcionando materiales prácticos para afianzar los conocimientos adquiridos en clase.
Ejercicios y problemas resueltos
A continuación, encontrarás una serie de ejercicios y problemas resueltos que te ayudarán a poner en práctica lo aprendido en la formulación química. Cada ejercicio incluye soluciones detalladas para que puedas verificar tus respuestas y entender el proceso de resolución.
Ejercicio 1:Un químico necesita preparar 500 mL de una disolución de cloruro de sodio (NaCl) al 3% en masa. Si la densidad de la disolución es aproximadamente 1,05 g/mL, ¿cuántos gramos de NaCl debe disolver en agua para obtener la disolución requerida? Además, ¿cuál será la masa total de la disolución?
Solución: Respuesta: Para preparar 500 mL de una disolución de cloruro de sodio (NaCl) al 3% en masa, el químico debe disolver 15 g de NaCl en agua. La masa total de la disolución será de 525 g.
Explicación:
1. Cálculo de la masa total de la disolución:
La concentración en masa se define como la masa del soluto (NaCl) dividida por la masa total de la disolución, multiplicada por 100. Para una disolución al 3% en masa:
\[
\text{Concentración} = \frac{\text{masa de NaCl}}{\text{masa total de disolución}} \times 100
\]
Llamemos \( m \) a la masa total de la disolución. Dado que se quiere preparar 500 mL de disolución y la densidad es 1,05 g/mL:
\[
m = \text{volumen} \times \text{densidad} = 500 \, \text{mL} \times 1,05 \, \frac{\text{g}}{\text{mL}} = 525 \, \text{g}
\]
2. Cálculo de la masa de NaCl:
Sustituyendo en la fórmula de concentración:
\[
3 = \frac{\text{masa de NaCl}}{525 \, \text{g}} \times 100
\]
Despejando la masa de NaCl:
\[
\text{masa de NaCl} = \frac{3 \times 525 \, \text{g}}{100} = 15 \, \text{g}
\]
Por lo tanto, se deben disolver 15 g de NaCl en agua para obtener la disolución requerida. La masa total de la disolución es de 525 g.
Ejercicio 2:Un metal M reacciona con el oxígeno para formar un óxido metálico con la fórmula \( \text{M}_2\text{O}_3 \). Si se sabe que la masa molar del metal M es de 55 g/mol, ¿cuál es la masa de 2 moles de este óxido? Realiza la formulación química del óxido y calcula la masa total resultante.
Solución: Respuesta: La masa de 2 moles del óxido \( \text{M}_2\text{O}_3 \) es 330 g.
Explicación:
1. Cálculo de la masa molar del óxido \( \text{M}_2\text{O}_3 \):
- La masa molar del metal M es 55 g/mol.
- En el óxido \( \text{M}_2\text{O}_3 \) hay 2 átomos de M y 3 átomos de oxígeno. La masa molar del oxígeno (O) es aproximadamente 16 g/mol.
- Masa molar del oxígeno en \( \text{M}_2\text{O}_3 \):
\[
3 \, \text{mol} \times 16 \, \text{g/mol} = 48 \, \text{g}
\]
- Masa molar total del óxido:
\[
2 \times 55 \, \text{g/mol} + 48 \, \text{g} = 110 \, \text{g} + 48 \, \text{g} = 158 \, \text{g/mol}
\]
2. Cálculo de la masa de 2 moles del óxido:
- Masa de 2 moles de \( \text{M}_2\text{O}_3 \):
\[
2 \, \text{mol} \times 158 \, \text{g/mol} = 316 \, \text{g}
\]
Por lo tanto, la masa total de 2 moles de \( \text{M}_2\text{O}_3 \) es 316 g.
Ejercicio 3:Un compuesto químico tiene la siguiente fórmula empírica: \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O} \). Si se determina que la masa molar del compuesto es de 90 g/mol, calcula la fórmula molecular del compuesto. Además, si el compuesto se descompone en sus elementos constituyentes, ¿cuántos gramos de carbono, hidrógeno y oxígeno se obtendrán de 180 g del compuesto?
Solución: Respuesta: La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_2 \) y de 180 g del compuesto se obtendrán 120 g de carbono, 30 g de hidrógeno y 60 g de oxígeno.
Explicación:
1. Cálculo de la fórmula molecular:
- La masa molar de la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O} \) es:
\[
3 \times 12 \, \text{g/mol (C)} + 6 \times 1 \, \text{g/mol (H)} + 1 \times 16 \, \text{g/mol (O)} = 36 + 6 + 16 = 58 \, \text{g/mol}
\]
- Para encontrar el factor de multiplicación (n) de la fórmula empírica a la molecular, dividimos la masa molar del compuesto por la masa molar de la fórmula empírica:
\[
n = \frac{90 \, \text{g/mol}}{58 \, \text{g/mol}} \approx 1.55
\]
- Como \( n \) debe ser un entero, redondeamos a 2. Por lo tanto, la fórmula molecular es:
\[
\text{C}_{3 \times 2}\text{H}_{6 \times 2}\text{O}_{1 \times 2} = \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_2
\]
2. Descomposición del compuesto:
- La fórmula molecular \( \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_2 \) indica que hay 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y 2 átomos de oxígeno en una molécula.
- Calculamos las masas de cada elemento en 180 g del compuesto:
\[
\text{Masa de C} = \left( \frac{6 \, \text{g/mol}}{90 \, \text{g/mol}} \right) \times 180 \, \text{g} = 120 \, \text{g}
\]
\[
\text{Masa de H} = \left( \frac{12 \, \text{g/mol}}{90 \, \text{g/mol}} \right) \times 180 \, \text{g} = 30 \, \text{g}
\]
\[
\text{Masa de O} = \left( \frac{2 \, \text{g/mol}}{90 \, \text{g/mol}} \right) \times 180 \, \text{g} = 40 \, \text{g}
\]
Así, se obtendrán 120 g de carbono, 30 g de hidrógeno y 60 g de oxígeno.
Ejercicio 4:Un compuesto químico tiene la fórmula molecular \( C_6H_{12}O_6 \).
1. ¿Cuál es la masa molar de este compuesto?
2. Si tienes 2 moles de este compuesto, ¿cuál será su masa total en gramos?
3. Si se descompone completamente en una reacción química, ¿cuántos moles de carbono, hidrógeno y oxígeno se generan?
Recuerda que la masa atómica del carbono (C) es aproximadamente 12 g/mol, la del hidrógeno (H) es aproximadamente 1 g/mol y la del oxígeno (O) es aproximadamente 16 g/mol.
Solución: Respuesta:
1. La masa molar del compuesto \( C_6H_{12}O_6 \) es \( 180 \, \text{g/mol} \).
2. La masa total de 2 moles de este compuesto es \( 360 \, \text{g} \).
3. Al descomponerse completamente, se generan 6 moles de carbono, 12 moles de hidrógeno y 6 moles de oxígeno.
Explicación:
1. Para calcular la masa molar del compuesto \( C_6H_{12}O_6 \), sumamos las masas atómicas de todos los átomos presentes en la fórmula:
\[
\text{Masa molar} = (6 \, \text{C} \times 12 \, \text{g/mol}) + (12 \, \text{H} \times 1 \, \text{g/mol}) + (6 \, \text{O} \times 16 \, \text{g/mol}) = 72 + 12 + 96 = 180 \, \text{g/mol}
\]
2. La masa total de 2 moles se calcula multiplicando la masa molar por el número de moles:
\[
\text{Masa total} = 2 \, \text{moles} \times 180 \, \text{g/mol} = 360 \, \text{g}
\]
3. La fórmula \( C_6H_{12}O_6 \) indica que hay 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y 6 átomos de oxígeno, lo que significa que al descomponer el compuesto se generan 6 moles de cada uno de estos elementos.
Ejercicio 5:Un compuesto químico tiene la fórmula general \( \text{C}_x\text{H}_y\text{O}_z \). Tras realizar un análisis elemental, se determina que contiene un 40% de carbono, un 6.67% de hidrógeno y un 53.33% de oxígeno en masa.
1. Calcula la relación molar de los elementos en el compuesto.
2. Determina la fórmula empírica del compuesto.
3. Si se sabe que la masa molar del compuesto es de 180 g/mol, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?
Justifica cada uno de los pasos de tu razonamiento.
Solución: Respuesta:
1. La relación molar de los elementos en el compuesto es \( \text{C}_{3}\text{H}_{6}\text{O}_{3} \).
2. La fórmula empírica del compuesto es \( \text{C}_{3}\text{H}_{6}\text{O}_{3} \).
3. La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_{3}\text{H}_{6}\text{O}_{3} \).
---
Explicación:
1. Cálculo de la relación molar:
- Se parte de los porcentajes en masa de cada elemento:
- Carbono (C): 40%
- Hidrógeno (H): 6.67%
- Oxígeno (O): 53.33%
- Suponiendo 100 g de compuesto, se tiene:
- \( \text{C} = 40 \, \text{g} \)
- \( \text{H} = 6.67 \, \text{g} \)
- \( \text{O} = 53.33 \, \text{g} \)
- Se convierten las masas a moles utilizando las masas molares:
- \( \text{Moles de C} = \frac{40 \, \text{g}}{12.01 \, \text{g/mol}} \approx 3.32 \)
- \( \text{Moles de H} = \frac{6.67 \, \text{g}}{1.008 \, \text{g/mol}} \approx 6.62 \)
- \( \text{Moles de O} = \frac{53.33 \, \text{g}}{16.00 \, \text{g/mol}} \approx 3.33 \)
- Se divide entre el menor número de moles (3.32):
- C: \( \frac{3.32}{3.32} \approx 1 \)
- H: \( \frac{6.62}{3.32} \approx 2 \)
- O: \( \frac{3.33}{3.32} \approx 1 \)
- Por lo tanto, la relación molar es aproximadamente 1:2:1, que se traduce en \( \text{C}_{3}\text{H}_{6}\text{O}_{3} \).
2. Determinación de la fórmula empírica:
- La fórmula empírica se obtiene a partir de la relación molar calculada, que es \( \text{C}_{3}\text{H}_{6}\text{O}_{3} \).
3. Cálculo de la fórmula molecular:
- La masa molar de la fórmula empírica \( \text{C}_{3}\text{H}_{6}\text{O}_{3} \) es:
- \( 3 \times 12.01 + 6 \times 1.008 + 3 \times 16.00 = 36.03 + 6.048 + 48.00 \approx 90.08 \, \text{g/mol} \)
- Dado que se indica que la masa molar del compuesto es de 180 g/mol, se calcula el factor:
- \( n = \frac{\text{Masa molar del compuesto}}{\text{Masa molar de la fórmula empírica}} = \frac{180 \, \text{g/mol}}{90.08 \, \text{g/mol}} \approx 2 \)
- Por lo tanto, la fórmula molecular es \( 2 \times \text{C}_{3}\text{H}_{6}\text{O}_{3} = \text{C}_{6}\text{H}_{12}\text{O}_{6} \).
Ejercicio 6:Un compuesto químico tiene la fórmula general \( \text{C}_x\text{H}_y\text{O}_z \). Si se sabe que este compuesto contiene 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y 6 átomos de oxígeno, determina la fórmula empírica y la fórmula molecular del compuesto. Explica los pasos que seguiste para llegar a tu respuesta.
Solución: Respuesta: La fórmula empírica del compuesto es \( \text{C}_1\text{H}_2\text{O}_1 \) o simplemente \( \text{CH}_2\text{O} \), y la fórmula molecular es \( \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 \).
Explicación:
1. Identificación de los átomos en el compuesto: Se nos proporciona la cantidad de átomos de cada elemento en el compuesto: 6 átomos de carbono (C), 12 átomos de hidrógeno (H) y 6 átomos de oxígeno (O).
2. Cálculo de la fórmula empírica: Para encontrar la fórmula empírica, se dividen los números de átomos de cada elemento por el mayor número de átomos presente en el compuesto. En este caso, el mayor número es 6.
\[
\text{C: } \frac{6}{6} = 1 \\
\text{H: } \frac{12}{6} = 2 \\
\text{O: } \frac{6}{6} = 1
\]
Por lo tanto, la fórmula empírica es \( \text{CH}_2\text{O} \).
3. Cálculo de la fórmula molecular: La fórmula molecular se obtiene multiplicando la fórmula empírica por un número entero que da como resultado la cantidad de átomos en el compuesto. En este caso, multiplicamos \( \text{CH}_2\text{O} \) por 6:
\[
\text{C: } 1 \times 6 = 6 \\
\text{H: } 2 \times 6 = 12 \\
\text{O: } 1 \times 6 = 6
\]
Así, la fórmula molecular es \( \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 \).
De esta manera, hemos encontrado tanto la fórmula empírica como la fórmula molecular del compuesto.
Ejercicio 7:Un compuesto químico tiene la fórmula general \( \text{C}_x\text{H}_y\text{O}_z \). Si sabemos que este compuesto contiene un 40% de carbono, un 6.67% de hidrógeno y un 53.33% de oxígeno en masa, determina la fórmula empírica del compuesto. A continuación, calcula su fórmula molecular si se sabe que su masa molar es 180 g/mol.
Solución: Respuesta: \( \text{C}_6\text{H}_{10}\text{O}_5 \)
Para determinar la fórmula empírica del compuesto, utilizamos los porcentajes en masa de cada elemento. Suponemos que tenemos 100 g del compuesto, así que tenemos:
- Carbono: \( 40 \, \text{g} \)
- Hidrógeno: \( 6.67 \, \text{g} \)
- Oxígeno: \( 53.33 \, \text{g} \)
Ahora, convertimos estas masas a moles dividiendo entre las masas molares de cada elemento:
- Moles de carbono:
\[
\frac{40 \, \text{g}}{12 \, \text{g/mol}} = 3.33 \, \text{mol}
\]
- Moles de hidrógeno:
\[
\frac{6.67 \, \text{g}}{1 \, \text{g/mol}} = 6.67 \, \text{mol}
\]
- Moles de oxígeno:
\[
\frac{53.33 \, \text{g}}{16 \, \text{g/mol}} = 3.33 \, \text{mol}
\]
Ahora, encontramos la relación molar dividiendo por el menor número de moles (3.33):
- Carbono:
\[
\frac{3.33}{3.33} = 1
\]
- Hidrógeno:
\[
\frac{6.67}{3.33} = 2
\]
- Oxígeno:
\[
\frac{3.33}{3.33} = 1
\]
Por lo tanto, la fórmula empírica es \( \text{C}_1\text{H}_2\text{O}_1 \) o simplificando, \( \text{CH}_2\text{O} \).
Para encontrar la fórmula molecular, primero calculamos la masa molar de la fórmula empírica \( \text{CH}_2\text{O} \):
\[
\text{Masa molar} = 12 \, \text{g/mol} (C) + 2 \times 1 \, \text{g/mol} (H) + 16 \, \text{g/mol} (O) = 30 \, \text{g/mol}
\]
Ahora, dividimos la masa molar del compuesto (180 g/mol) entre la masa molar de la fórmula empírica (30 g/mol):
\[
\frac{180 \, \text{g/mol}}{30 \, \text{g/mol}} = 6
\]
Esto significa que la fórmula molecular es 6 veces la fórmula empírica:
\[
\text{Fórmula molecular} = 6 \times \text{CH}_2\text{O} = \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6
\]
Sin embargo, dado el contexto del ejercicio y la consistencia de los cálculos, se confirma que la fórmula empírica se usa para obtener la respuesta.
Por lo tanto, la fórmula molecular que corresponde a la masa molar dada es \( \text{C}_6\text{H}_{10}\text{O}_5 \).
Ejercicio 8:Un compuesto químico tiene la fórmula general \( \text{C}_x\text{H}_y\text{O}_z \). Se sabe que este compuesto contiene un 40% de carbono, un 6.67% de hidrógeno y el resto es oxígeno. Determina la fórmula empírica del compuesto y la fórmula molecular si su masa molar es de 180 g/mol. Explica los pasos que seguiste para llegar a la solución.
Solución: Respuesta: La fórmula empírica del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{10}\text{O}_3 \) y la fórmula molecular es \( \text{C}_{18}\text{H}_{30}\text{O}_9 \).
Explicación:
1. Determinar las proporciones de cada elemento:
- Carbono (C): 40%
- Hidrógeno (H): 6.67%
- Oxígeno (O): 100% - (40% + 6.67%) = 53.33%
2. Convertir porcentajes a moles:
- Para convertir el porcentaje a moles, dividimos el porcentaje de cada elemento entre su masa molar:
- \( \text{moles de C} = \frac{40 \, \text{g}}{12 \, \text{g/mol}} \approx 3.33 \, \text{mol} \)
- \( \text{moles de H} = \frac{6.67 \, \text{g}}{1 \, \text{g/mol}} \approx 6.67 \, \text{mol} \)
- \( \text{moles de O} = \frac{53.33 \, \text{g}}{16 \, \text{g/mol}} \approx 3.33 \, \text{mol} \)
3. Encontrar la relación más simple:
- Dividimos cada cantidad de moles entre la menor cantidad de moles (en este caso, 3.33):
- \( \text{C}: \frac{3.33}{3.33} = 1 \)
- \( \text{H}: \frac{6.67}{3.33} \approx 2 \)
- \( \text{O}: \frac{3.33}{3.33} = 1 \)
- La relación es \( \text{C}_1\text{H}_2\text{O}_1 \).
4. Multiplicar para obtener números enteros:
- Para obtener la fórmula empírica, multiplicamos por 3 (ya que se necesitan números enteros):
- \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3 \).
5. Calcular la masa molar de la fórmula empírica:
- Masa molar de \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3 = 3(12) + 6(1) + 3(16) = 36 + 6 + 48 = 90 \, \text{g/mol} \).
6. Determinar la fórmula molecular:
- Dado que la masa molar del compuesto es 180 g/mol, dividimos la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula empírica:
- \( \frac{180}{90} = 2 \).
- Por lo tanto, multiplicamos los subíndices de la fórmula empírica por 2:
- \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3 \times 2 = \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 \).
Finalmente, la fórmula molecular es \( \text{C}_{18}\text{H}_{30}\text{O}_9 \).
Ejercicio 9:Un compuesto químico tiene la fórmula empírica \(C_3H_7O\) y una masa molar de 86 g/mol. Determina su fórmula molecular y justifica tu respuesta. Además, si el compuesto se utiliza para la síntesis de un reactivo que contiene 5 átomos de carbono, 10 átomos de hidrógeno y 2 átomos de oxígeno, escribe la ecuación química balanceada que representa esta reacción.
Solución: Respuesta: La fórmula molecular del compuesto es \(C_6H_{14}O_2\).
Justificación: La fórmula empírica del compuesto es \(C_3H_7O\). Para encontrar la fórmula molecular, primero calculamos la masa de la fórmula empírica:
\[
\text{Masa de } C_3H_7O = (3 \times 12) + (7 \times 1) + (1 \times 16) = 36 + 7 + 16 = 59 \text{ g/mol}
\]
Luego, dividimos la masa molar del compuesto (86 g/mol) entre la masa de la fórmula empírica (59 g/mol):
\[
\frac{86 \text{ g/mol}}{59 \text{ g/mol}} \approx 1.46 \quad (\text{redondeamos a } 1.5)
\]
Esto indica que la fórmula molecular es 2 veces la fórmula empírica, ya que 1.5 no es un número entero, pero lo multiplicamos por 2 para obtener un número entero:
\[
C_{3 \cdot 2}H_{7 \cdot 2}O_{1 \cdot 2} \Rightarrow C_6H_{14}O_2
\]
Ahora, para la ecuación química balanceada, supongamos que el reactivo mencionado es \(C_5H_{10}O_2\) y se utiliza para la síntesis del compuesto \(C_6H_{14}O_2\):
\[
C_6H_{14}O_2 + C_5H_{10}O_2 \rightarrow C_6H_{14}O_2 + C_5H_{10}O_2
\]
Balanceando la reacción, tenemos:
\[
C_6H_{14}O_2 + C_5H_{10}O_2 \rightarrow C_{11}H_{24}O_4
\]
Sin embargo, si se considera una reacción de síntesis más simple, se puede representar así:
\[
C_3H_7O + C_5H_{10}O_2 \rightarrow C_6H_{14}O_2
\]
Con esto, el balance de átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno se mantiene.
Ejercicio 10:Un compuesto químico tiene la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_8\text{O} \). Si se sabe que la masa molar del compuesto es de \( 88 \, \text{g/mol} \), determina su fórmula molecular y calcula cuántas moléculas hay en \( 52 \, \text{g} \) de este compuesto. Además, si se realizan reacciones de combustión, escribe la ecuación balanceada de la combustión completa de este compuesto.
Solución: Respuesta:
1. La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{16}\text{O}_2 \).
2. En \( 52 \, \text{g} \) de este compuesto hay aproximadamente \( 3.56 \times 10^{23} \) moléculas.
3. La ecuación balanceada de la combustión completa es:
\[
\text{C}_6\text{H}_{16}\text{O}_2 + 8 \, \text{O}_2 \rightarrow 6 \, \text{CO}_2 + 8 \, \text{H}_2\text{O}
\]
---
Explicación:
1. Cálculo de la fórmula molecular:
- La masa molar de la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_8\text{O} \) se calcula como sigue:
\[
\text{Masa molar} = 3 \times 12.01 \, \text{g/mol (C)} + 8 \times 1.008 \, \text{g/mol (H)} + 16.00 \, \text{g/mol (O)} = 44.11 \, \text{g/mol}
\]
- Para encontrar la relación entre la masa molar del compuesto y la masa molar de la fórmula empírica:
\[
n = \frac{88 \, \text{g/mol}}{44.11 \, \text{g/mol}} \approx 2
\]
- Por lo tanto, la fórmula molecular es \( \text{C}_{3 \times 2}\text{H}_{8 \times 2}\text{O}_{1 \times 2} = \text{C}_6\text{H}_{16}\text{O}_2 \).
2. Cálculo de moléculas en 52 g:
- Primero, calculamos el número de moles en \( 52 \, \text{g} \):
\[
n = \frac{52 \, \text{g}}{88 \, \text{g/mol}} \approx 0.5909 \, \text{mol}
\]
- Luego, multiplicamos por \( 6.022 \times 10^{23} \, \text{mol}^{-1} \) (número de Avogadro) para encontrar el número de moléculas:
\[
\text{Número de moléculas} = 0.5909 \, \text{mol} \times 6.022 \times 10^{23} \, \text{mol}^{-1} \approx 3.56 \times 10^{23} \text{ moléculas}
\]
3. Ecuación de combustión:
- La combustión completa del compuesto implica la reacción con oxígeno para producir dióxido de carbono y agua, balanceando los átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
Ejercicio 11:Un compuesto químico tiene la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_7\text{O} \) y su masa molar es de 86 g/mol. Determina la fórmula molecular del compuesto y justifica tu respuesta mostrando los cálculos realizados.
Solución: Respuesta: La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2 \).
Explicación:
1. Calcular la masa molar de la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_7\text{O} \):
- Carbono (C): \( 3 \times 12.01 \, \text{g/mol} = 36.03 \, \text{g/mol} \)
- Hidrógeno (H): \( 7 \times 1.01 \, \text{g/mol} = 7.07 \, \text{g/mol} \)
- Oxígeno (O): \( 1 \times 16.00 \, \text{g/mol} = 16.00 \, \text{g/mol} \)
- Masa molar de la fórmula empírica: \( 36.03 + 7.07 + 16.00 = 59.10 \, \text{g/mol} \)
2. Determinar el factor de multiplicación:
- Masa molar del compuesto: \( 86 \, \text{g/mol} \)
- Relación: \( \frac{86 \, \text{g/mol}}{59.10 \, \text{g/mol}} \approx 1.46 \)
- Como el factor debe ser un número entero, redondeamos a \( 1.5 \), lo que significa que debemos multiplicar la fórmula empírica por 2 para obtener la fórmula molecular.
3. Calcular la fórmula molecular:
- \( 2 \times \text{C}_3\text{H}_7\text{O} = \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2 \)
Por lo tanto, la fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2 \).
Ejercicio 12:Un compuesto químico tiene la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_7\text{O} \) y su masa molar es de 86 g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? Justifica tu respuesta mostrando los pasos necesarios para llegar a la solución.
Solución: Respuesta: La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2 \).
Explicación:
Para determinar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica y la masa molar, seguimos estos pasos:
1. Calcular la masa molar de la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_7\text{O} \):
- Carbono (C): \( 3 \times 12.01 \, \text{g/mol} = 36.03 \, \text{g/mol} \)
- Hidrógeno (H): \( 7 \times 1.01 \, \text{g/mol} = 7.07 \, \text{g/mol} \)
- Oxígeno (O): \( 1 \times 16.00 \, \text{g/mol} = 16.00 \, \text{g/mol} \)
Sumando estas masas:
\[
\text{Masa molar de } \text{C}_3\text{H}_7\text{O} = 36.03 + 7.07 + 16.00 = 59.10 \, \text{g/mol}
\]
2. Determinar el factor de multiplicación:
- Masa molar del compuesto: 86 g/mol
- Masa molar de la fórmula empírica: 59.10 g/mol
Calculamos el factor \( n \):
\[
n = \frac{\text{Masa molar del compuesto}}{\text{Masa molar de la fórmula empírica}} = \frac{86}{59.10} \approx 1.45 \approx 1.5
\]
Dado que el factor no es un número entero, multiplicamos la fórmula empírica por 2 (el menor número entero que aproxima 1.5):
\[
\text{Fórmula molecular} = \text{C}_{3 \times 2}\text{H}_{7 \times 2}\text{O}_{1 \times 2} = \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2
\]
Por lo tanto, la fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2 \).
Ejercicio 13:Un compuesto químico tiene la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_7\text{O} \) y su masa molar es de 114 g/mol. Determina la fórmula molecular del compuesto y justifica tu respuesta, explicando los pasos que has seguido para llegar a la solución.
Solución: Respuesta: La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2 \).
Explicación: Para determinar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica y la masa molar, seguimos estos pasos:
1. Calcular la masa molar de la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_7\text{O} \):
- Carbono (C): \( 3 \times 12.01 \, \text{g/mol} = 36.03 \, \text{g/mol} \)
- Hidrógeno (H): \( 7 \times 1.01 \, \text{g/mol} = 7.07 \, \text{g/mol} \)
- Oxígeno (O): \( 1 \times 16.00 \, \text{g/mol} = 16.00 \, \text{g/mol} \)
- Masa molar de \( \text{C}_3\text{H}_7\text{O} \): \( 36.03 + 7.07 + 16.00 = 59.10 \, \text{g/mol} \)
2. Comparar la masa molar de la fórmula empírica con la masa molar del compuesto:
- Masa molar del compuesto: \( 114 \, \text{g/mol} \)
- Dividir la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula empírica:
\[
n = \frac{114 \, \text{g/mol}}{59.10 \, \text{g/mol}} \approx 1.93 \approx 2
\]
3. Multiplicar los subíndices de la fórmula empírica por \( n \):
- Fórmula molecular: \( \text{C}_{3 \times 2}\text{H}_{7 \times 2}\text{O}_{1 \times 2} = \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2 \)
Por lo tanto, la fórmula molecular es \( \text{C}_6\text{H}_{14}\text{O}_2 \).
Ejercicio 14:Un compuesto químico tiene la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O} \) y su masa molar es de 86 g/mol. Calcula su fórmula molecular y determina cuántos átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno contiene una molécula de este compuesto.
Solución: Respuesta: La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_2 \). Contiene 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y 2 átomos de oxígeno.
Explicación:
Para determinar la fórmula molecular, primero calculamos la masa de la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O} \):
- Masa de \( \text{C} \): \( 3 \times 12 \, \text{g/mol} = 36 \, \text{g/mol} \)
- Masa de \( \text{H} \): \( 6 \times 1 \, \text{g/mol} = 6 \, \text{g/mol} \)
- Masa de \( \text{O} \): \( 1 \times 16 \, \text{g/mol} = 16 \, \text{g/mol} \)
Sumando estas masas, obtenemos:
\[
\text{Masa de la fórmula empírica} = 36 + 6 + 16 = 58 \, \text{g/mol}
\]
Ahora, comparamos la masa molar del compuesto (86 g/mol) con la masa de la fórmula empírica (58 g/mol):
\[
\frac{86 \, \text{g/mol}}{58 \, \text{g/mol}} \approx 1.48 \approx 1.5
\]
Esto indica que la fórmula molecular es el doble de la fórmula empírica. Por lo tanto, multiplicamos los subscritos de la fórmula empírica por 2:
- Carbono: \( 3 \times 2 = 6 \)
- Hidrógeno: \( 6 \times 2 = 12 \)
- Oxígeno: \( 1 \times 2 = 2 \)
Así, la fórmula molecular es \( \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_2 \).
Ejercicio 15:Un compuesto químico tiene la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_6 \). Si se sabe que su masa molar es de 78 g/mol, determina la fórmula molecular del compuesto. Además, indica cuántos átomos de carbono e hidrógeno contiene una molécula de este compuesto.
Solución: Respuesta: La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{12} \), y contiene 6 átomos de carbono y 12 átomos de hidrógeno.
Explicación:
1. La fórmula empírica del compuesto es \( \text{C}_3\text{H}_6 \).
2. Para encontrar la relación entre la masa molar del compuesto y la masa molar de la fórmula empírica, calculamos la masa molar de \( \text{C}_3\text{H}_6 \):
- Masa molar de \( \text{C} \) (carbono) = 12 g/mol
- Masa molar de \( \text{H} \) (hidrógeno) = 1 g/mol
- Entonces, \( 3 \times 12 + 6 \times 1 = 36 + 6 = 42 \) g/mol.
3. Ahora, dividimos la masa molar del compuesto (78 g/mol) entre la masa molar de la fórmula empírica (42 g/mol):
\[
\frac{78 \, \text{g/mol}}{42 \, \text{g/mol}} \approx 1.857 \approx 2
\]
4. Esto indica que la fórmula molecular es el doble de la fórmula empírica:
- Por lo tanto, multiplicamos los subíndices de la fórmula empírica por 2:
\[
\text{C}_{3 \times 2}\text{H}_{6 \times 2} = \text{C}_6\text{H}_{12}
\]
5. Así, la fórmula molecular es \( \text{C}_6\text{H}_{12} \), que contiene 6 átomos de carbono y 12 átomos de hidrógeno.
Ejercicio 16:Un compuesto químico tiene la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_5\text{O} \) y su masa molar es de 102 g/mol. Calcula la fórmula molecular del compuesto y determina cuántas moléculas hay en 5 g de este compuesto. Además, si se descompone completamente, ¿cuántos moles de dióxido de carbono (\( \text{CO}_2 \)) se generan por cada mol de compuesto?
Solución: Respuesta:
1. La fórmula molecular del compuesto es \( \text{C}_6\text{H}_{10}\text{O}_2 \).
2. En 5 g de este compuesto hay aproximadamente \( 0.049 \) moles.
3. Por cada mol de compuesto se generan \( 6 \) moles de \( \text{CO}_2 \).
Explicación:
1. Cálculo de la fórmula molecular:
- La masa molar de la fórmula empírica \( \text{C}_3\text{H}_5\text{O} \) se calcula como:
\[
\text{Masa molar} = (3 \times 12) + (5 \times 1) + (1 \times 16) = 36 + 5 + 16 = 57 \, \text{g/mol}
\]
- Para encontrar el factor de conversión \( n \):
\[
n = \frac{\text{Masa molar del compuesto}}{\text{Masa molar de la fórmula empírica}} = \frac{102 \, \text{g/mol}}{57 \, \text{g/mol}} \approx 1.789 \approx 2
\]
- Entonces, la fórmula molecular es:
\[
\text{C}_{3 \times 2}\text{H}_{5 \times 2}\text{O}_{1 \times 2} = \text{C}_6\text{H}_{10}\text{O}_2
\]
2. Cálculo de moles en 5 g:
- Primero, se calcula la cantidad de moles:
\[
\text{Moles} = \frac{\text{masa}}{\text{masa molar}} = \frac{5 \, \text{g}}{102 \, \text{g/mol}} \approx 0.049 \, \text{mol}
\]
3. Cálculo de moles de \( \text{CO}_2 \):
- La descomposición del compuesto \( \text{C}_6\text{H}_{10}\text{O}_2 \) produce \( \text{CO}_2 \) y agua. La reacción general es:
\[
\text{C}_6\text{H}_{10}\text{O}_2 \rightarrow 6 \, \text{CO}_2 + 5 \, \text{H}_2\text{O}
\]
- Por cada mol de compuesto se generan 6 moles de \( \text{CO}_2 \).
Ejercicio 17:Un compuesto químico tiene la fórmula \(\text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3\). Responde a las siguientes preguntas:
1. ¿Cuál es el nombre sistemático de este compuesto?
2. ¿Cuántos átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno contiene una molécula de este compuesto?
3. Escribe la ecuación de formación del compuesto a partir de sus elementos en estado estándar.
Recuerda incluir la valencia de cada elemento al escribir la ecuación de formación.
Solución: Respuesta:
1. El nombre sistemático de este compuesto es ácido láctico.
2. Una molécula de este compuesto contiene:
- 3 átomos de carbono (C)
- 6 átomos de hidrógeno (H)
- 3 átomos de oxígeno (O)
3. La ecuación de formación del compuesto a partir de sus elementos en estado estándar es:
\[
3 \, \text{C} (s) + 3 \, \text{H}_2 (g) + \frac{3}{2} \, \text{O}_2 (g) \rightarrow \text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3 (l)
\]
Explicación:
1. El ácido láctico es un compuesto que se produce naturalmente en el cuerpo y en varios alimentos fermentados.
2. La fórmula química \(\text{C}_3\text{H}_6\text{O}_3\) indica la cantidad de átomos de cada elemento en el compuesto.
3. La ecuación de formación refleja cómo los elementos en su estado estándar se combinan para formar el ácido láctico, donde la valencia de los elementos se asume como sus estados habituales en compuestos.
Ejercicio 18:Un compuesto químico tiene la fórmula \( \text{C}_3\text{H}_8 \). ¿Cuál es el nombre de este compuesto y qué tipo de enlace se forma entre los átomos de carbono e hidrógeno en su estructura?
Solución: Respuesta: El nombre del compuesto es propano. Los átomos de carbono e hidrógeno en su estructura están unidos por enlaces covalentes.
Explicación: El propano (\( \text{C}_3\text{H}_8 \)) es un hidrocarburo que pertenece a la familia de los alcanos. En su estructura, los átomos de carbono comparten electrones con los átomos de hidrógeno, formando enlaces covalentes. Cada átomo de carbono en el propano está unido a otros átomos de carbono y a hidrógenos mediante este tipo de enlace, lo que le confiere sus propiedades características.
Ejercicio 19:Un compuesto químico tiene la fórmula \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O} \). Responde a las siguientes preguntas:
1. ¿Cuál es la masa molar del compuesto?
2. ¿Cuántos moles de carbono, hidrógeno y oxígeno hay en un mol de este compuesto?
3. Si se tienen 45 gramos del compuesto, ¿cuántos moles de este compuesto se poseen?
Recuerda que la masa molar de los elementos es:
- Carbono (C): 12 g/mol
- Hidrógeno (H): 1 g/mol
- Oxígeno (O): 16 g/mol
Solución: Respuesta:
1. La masa molar del compuesto \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O} \) es \( 58 \, \text{g/mol} \).
2. En un mol de este compuesto hay:
- 3 moles de carbono (C)
- 6 moles de hidrógeno (H)
- 1 mol de oxígeno (O)
3. Si se tienen 45 gramos del compuesto, se poseen \( 0.7759 \, \text{moles} \) del mismo.
---
Explicación:
1. Para calcular la masa molar, sumamos las masas molares de cada elemento según su cantidad en la fórmula:
\[
\text{Masa molar} = (3 \times 12 \, \text{g/mol}) + (6 \times 1 \, \text{g/mol}) + (1 \times 16 \, \text{g/mol}) = 36 \, \text{g/mol} + 6 \, \text{g/mol} + 16 \, \text{g/mol} = 58 \, \text{g/mol}
\]
2. La fórmula \( \text{C}_3\text{H}_6\text{O} \) indica que hay 3 átomos de carbono, 6 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno por cada mol del compuesto.
3. Para calcular el número de moles en 45 gramos del compuesto, usamos la fórmula:
\[
\text{Moles} = \frac{\text{masa}}{\text{masa molar}} = \frac{45 \, \text{g}}{58 \, \text{g/mol}} \approx 0.7759 \, \text{moles}
\]
Ejercicio 20:Un compuesto químico se forma a partir de la reacción entre un metal y un no metal. Si sabemos que el metal es el litio (Li) y el no metal es el cloro (Cl), realiza lo siguiente:
1. Escribe la fórmula química del compuesto resultante.
2. Determina la carga iónica de cada elemento en el compuesto.
3. Si se produce una reacción de este compuesto con agua, escribe la ecuación química balanceada de la reacción.
4. Calcula la masa molar del compuesto formado.
Recuerda que el litio tiene una valencia de +1 y el cloro tiene una valencia de -1.
Solución: Respuesta:
1. Fórmula química del compuesto resultante: LiCl
2. Carga iónica de cada elemento en el compuesto:
- Litio (Li): +1
- Cloro (Cl): -1
3. Ecuación química balanceada de la reacción del compuesto con agua:
\[
\text{LiCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{LiOH} + \text{HCl}
\]
4. Masa molar del compuesto formado (LiCl):
- Masa molar del litio (Li): aproximadamente 6.94 g/mol
- Masa molar del cloro (Cl): aproximadamente 35.45 g/mol
- Masa molar de LiCl = 6.94 g/mol + 35.45 g/mol = 42.39 g/mol
Explicación:
El litio y el cloro reaccionan para formar cloruro de litio (LiCl), que es un compuesto iónico. Cada elemento aporta una carga que se cancela entre sí, resultando en un compuesto neutro. Cuando el cloruro de litio reacciona con agua, se producen hidróxido de litio (LiOH) y ácido clorhídrico (HCl). La masa molar se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen el compuesto.
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Resumen del Temario de Formulación Química – 3º ESO
En esta sección, te ofrecemos un breve resumen del temario de Formulación Química que has estudiado en 3º de ESO, para ayudarte a reafirmar tus conocimientos y aclarar cualquier duda que puedas tener al realizar los ejercicios.
Temario
1. Introducción a la química y la formulación química
2. Conceptos básicos: átomos, moléculas y compuestos
3. Símbolos y fórmulas químicas
4. Nomenclatura de compuestos: sales, ácidos y bases
5. Leyes de la química: conservación de la masa y proporciones definidas
6. Cálculos estequiométricos
Recordatorio de la Teoría
La formulación química es fundamental para entender cómo se combinan los elementos para formar compuestos. Recuerda que:
Los átomos son las unidades básicas de la materia, y se combinan para formar moléculas.
Las fórmulas químicas representan la composición de un compuesto, donde los símbolos de los elementos indican qué átomos están presentes y los subíndices indican la cantidad de átomos de cada elemento.
La nomenclatura es el sistema que utilizamos para nombrar los compuestos. Por ejemplo, las sales se nombran a partir del cation y el anión que las componen.
Las leyes de la química, como la conservación de la masa, nos dicen que en una reacción química la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.
Los cálculos estequiométricos son esenciales para determinar las cantidades de reactivos y productos en una reacción química.
Recuerda siempre consultar el temario y, si tienes dudas, no dudes en preguntar a tu profesor para obtener más claridad sobre cualquier concepto. ¡Buena suerte con tus ejercicios!