Los ejercicios resueltos cálculo básico química bachillerato son fundamentales para dominar los conceptos básicos de la química. Comenzamos analizando cálculos de masa molecular y determinación del número de átomos en diferentes compuestos.

Definición: La masa molecular es la masa en gramos de un mol de una sustancia, que contiene 6,022x10²³ moléculas $número de Avogadro$.

Para calcular masas moleculares, debemos considerar que un mol de cualquier sustancia contiene siempre el número de Avogadro de partículas. Por ejemplo, al tener una molécula con masa de 6,145x10⁻²² g, podemos determinar su masa molecular mediante una proporción con el número de Avogadro.

El número de átomos de oxígeno en compuestos químicos requiere un análisis detallado de la estructura molecular. Por ejemplo, en el Fe₂$SO₄$₃, cada molécula contiene 12 átomos de oxígeno $4 por cada SO₄$. Para calcular el número total de átomos en una muestra, primero calculamos el número de moléculas y luego multiplicamos por los átomos de oxígeno por molécula.

Los ejemplos de cálculo masa molecular química incluyen casos prácticos como determinar dónde hay más átomos de oxígeno entre diferentes compuestos. Para esto, convertimos todas las cantidades a número de átomos mediante el uso del número de Avogadro y la estructura molecular de cada compuesto.

Ejemplo: Para calcular átomos de oxígeno en 0,005 mol de O₂:

1. Calculamos moléculas: 0,005 × 6,022×10²³ = 3,011×10²¹ moléculas
2. Multiplicamos por átomos por molécula: 3,011×10²¹ × 2 = 6,022×10²¹ átomos

En el estudio de gases, es fundamental comprender las relaciones entre presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia. La ecuación de los gases ideales $PV = nRT$ nos permite realizar diversos cálculos.

Destacado: En condiciones normales $C.N.$, 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros a 1 atm y 0°C.

Para determinar el número de moléculas en una muestra de gas, utilizamos la relación entre el número de moles y el número de Avogadro. Por ejemplo, para 80 gramos de un gas A₂B₃ que ocupa 15 litros en C.N., primero calculamos los moles usando la ecuación de los gases ideales.

La densidad de los gases también puede calcularse utilizando la ecuación PV = nRT en su forma modificada d = PM/RT, donde M es la masa molecular. Esta relación es especialmente útil cuando trabajamos con mezclas de gases y necesitamos determinar propiedades como presiones parciales y fracciones molares.

Vocabulario: La presión parcial es la presión que ejercería cada gas si estuviera solo en el recipiente ocupando el mismo volumen a la misma temperatura.

La determinación de fórmulas moleculares requiere un proceso sistemático que comienza con el análisis de la composición porcentual de los elementos en el compuesto.

Ejemplo: Para un compuesto con 24,4% C, 4,1% H y 71,5% Cl:

1. Convertir porcentajes a moles
2. Establecer proporciones entre átomos
3. Determinar fórmula empírica
4. Calcular masa molecular
5. Determinar fórmula molecular

Para obtener la fórmula molecular, es necesario conocer la masa molecular del compuesto, que puede determinarse mediante experimentos con gases utilizando la ecuación PV = nRT. La relación entre la fórmula empírica y molecular se establece mediante un factor n que multiplica a la fórmula empírica.

La interpretación correcta de los resultados es crucial, especialmente cuando los valores no son exactamente números enteros debido a errores experimentales. Se deben considerar las aproximaciones razonables y verificar que la fórmula molecular propuesta sea químicamente posible.

El análisis de compuestos orgánicos requiere una comprensión profunda de la composición elemental y las relaciones estequiométricas. La determinación de fórmulas moleculares en compuestos orgánicos sigue un proceso sistemático.

Definición: La fórmula empírica indica la proporción más simple de átomos en un compuesto, mientras que la fórmula molecular muestra el número real de átomos en una molécula.

Para determinar la fórmula molecular de un compuesto orgánico, primero se analiza su composición porcentual. Por ejemplo, un compuesto con 38,7% C, 9,7% H y 51,6% O requiere convertir estos porcentajes a relaciones molares.

La combustión de compuestos orgánicos proporciona información valiosa sobre su composición. Al quemar una muestra, el carbono se convierte en CO₂ y el hidrógeno en H₂O, permitiendo calcular la cantidad original de cada elemento en el compuesto.

Destacado: En compuestos orgánicos, el número máximo de hidrógenos está limitado por la fórmula CnH₂n+₂, donde n es el número de carbonos.

Los ejercicios resueltos cálculo básico química bachillerato requieren una comprensión profunda de los conceptos fundamentales. Comenzaremos analizando cómo determinar la composición de compuestos químicos a partir de datos experimentales.

Definición: La estequiometría es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química.

En el análisis de una muestra de 5g de compuesto orgánico, se obtienen productos de combustión que nos permiten determinar su composición. Al quemar la muestra, se producen 3.25g de carbono, 0.68g de hidrógeno y 1.07g de oxígeno. Para determinar la fórmula molecular, primero calculamos las proporciones molares:

Ejemplo:

• Carbono: 3.25g/12g/mol = 0.27 moles
• Hidrógeno: 0.68g/1g/mol = 0.68 moles
• Oxígeno: 1.07g/16g/mol = 0.067 moles

El número de átomos de oxígeno en compuestos químicos se determina dividiendo cada proporción molar entre la menor, obteniendo la relación C₄H₁₀O. Para confirmar la fórmula molecular, utilizamos datos de presión y volumen aplicando la ecuación de los gases ideales.

Los ejemplos de cálculo masa molecular química son fundamentales para determinar concentraciones. Analizaremos un caso práctico con K₂SO₃:

Destacado: Para calcular diferentes tipos de concentración, necesitamos:

• Masa del soluto
• Volumen de la disolución
• Densidad de la disolución
• Masa molar del compuesto

Al disolver 25g de K₂SO₃ en 200ml de agua, obteniendo 207ml de disolución, podemos calcular:

1. Concentración en g/l = 25g/0.207L = 120.8 g/l
2. Porcentaje masa/masa = $25g/225g$×100 = 11.1%
3. Molaridad = $25g/158g/mol$/0.207L = 0.76M

Vocabulario: La molalidad es la concentración expresada en moles de soluto por kilogramo de disolvente.

La preparación de disoluciones diluidas a partir de soluciones concentradas requiere cálculos precisos. Consideremos una solución de HCl comercial:

Ejemplo: Para preparar 250ml de HCl 0.5M a partir de HCl 37.1% m/m $d=1.19g/cc$:

1. Calculamos la molaridad de la solución concentrada
2. Determinamos el volumen necesario mediante dilución
3. Aplicamos la fórmula: V₁M₁ = V₂M₂

El proceso práctico implica:

• Medir el volumen calculado de ácido concentrado
• Diluir con agua destilada hasta el volumen final
• Homogeneizar la solución

Cuando mezclamos diferentes disoluciones, debemos considerar tanto los volúmenes como las concentraciones iniciales. Por ejemplo, al mezclar dos disoluciones de MgCl₂:

Destacado: Para calcular la concentración final:

1. Determinar moles totales de soluto
2. Considerar el volumen final total
3. Aplicar la fórmula: M = $n₁ + n₂$/$V₁ + V₂$

La molalidad final requiere:

• Calcular la masa total de disolución
• Determinar la masa de soluto
• Calcular la masa de disolvente
• Aplicar la fórmula: m = moles soluto/kg disolvente

La estequiometría es fundamental para entender las proporciones en las reacciones químicas. En este caso, analizaremos detalladamente la reacción entre el hidruro de calcio $CaH₂$ y agua $H₂O$, un proceso importante para la generación de hidrógeno.

Cuando trabajamos con ejercicios resueltos cálculo básico química bachillerato, es esencial comprender cómo determinar el reactivo limitante y el reactivo en exceso. En la reacción CaH₂ + 2H₂O → Ca$OH$₂ + 2H₂, debemos analizar las proporciones estequiométricas comparando las masas moleculares de los reactivos: 42g de CaH₂ reaccionan con 36g de H₂O en condiciones ideales.

Para determinar qué reactivo está en exceso, comparamos la proporción teórica $42g CaH₂/36g H₂O = 2,17$ con la proporción real de los reactivos disponibles $33g CaH₂/15g H₂O = 2,20$. Esta comparación nos permite identificar que el CaH₂ está en exceso.

Destacado: Para calcular correctamente el reactivo limitante, siempre debemos comparar las proporciones estequiométricas con las cantidades reales disponibles.

El análisis del rendimiento en reacciones químicas requiere una comprensión profunda de los ejemplos de cálculo masa molecular química. En este caso, para calcular la cantidad de reactivo sobrante, utilizamos las proporciones estequiométricas estableciendo una relación:

42g CaH₂/36g H₂O = Xg CaH₂/15g H₂O

Al resolver esta ecuación, determinamos que se necesitan 17,5g de CaH₂ para reaccionar con 15g de H₂O. Por lo tanto, sobran 15,5g de CaH₂ $33g - 17,5g = 15,5g$.

Ejemplo: Si tenemos 33g de CaH₂ y 15g de H₂O, el agua es el reactivo limitante porque se necesitarían 28,3g de H₂O para consumir todo el CaH₂ disponible.

Es crucial prestar atención a lo que se pregunta específicamente en cada problema, ya que la diferencia entre calcular el exceso de un reactivo y la falta del otro puede llevar a errores en los resultados finales.