• No se han encontrado resultados

1.- COMPOSICIÓN DE LA MATERIA

N/A
N/A
Protected

Academic year: 2022

Share "1.- COMPOSICIÓN DE LA MATERIA"

Copied!
14
0
0

Texto completo

(1)

1.- COMPOSICIÓN DE LA MATERIA

1.1.- Elementos y compuestos.

Heterogénea (Pizza, granito, agua+aceite) Mezcla Homogénea o Disolución (Vino, agua salada) Sustancia

Compuesto (Agua, ácido sulfúrico) Sustancia pura Elemento (Oxígeno, azufre, hierro)

* Mezcla: Agrupación de sustancias que no tiene propiedades fijas (densidad, temperatura de fusión, temperatura de ebullición, dureza...) y que puede separarse por procesos físicos sencillos (filtración, decantación, tamizado...)

- Heterogénea: una porción de ella tiene propiedades distintas a otra porción.

- Homogénea o disolución: cualquier porción que tomemos tiene las mismas propiedades.

* Sustancia pura: Sustancia con propiedades fijas que no puede separarse por procesos físicos sencillos.

- Compuesto: Combinación de dos o más elementos, por lo que se puede descomponer en ellos.

La parte más pequeña del mismo, que mantiene sus propiedades se llama molécula.

- Elemento químico: Sustancia que no puede descomponerse en otras más simples. Hasta ahora se conocen 118, que están ordenados en la tabla periódica. La parte más pequeña de un elemento, que mantiene sus propiedades se llama átomo

1.2.- Leyes de las combinaciones químicas

a) Ley de conservación de la materia (ley de Lavoisier)

“La masa de los reactivos es igual a la masa de los productos de la reacción.”

Por tanto, en una reacción química no cambia la masa, es igual antes que después de la reacción.

b) Ley de las proporciones constantes o definidas (ley de Proust).

“Un determinado compuesto contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones.”

Por tanto, sólo existe una sola fórmula para cada compuesto y en él el porcentaje de cada uno de los elementos que lo forman es constante.

(2)

Por ejemplo: en el agua por cada 16 g de oxígeno hay 2 gramos de hidrógeno, la proporción en masa de oxigeno con respecto a hidrógeno siempre es 8:1, o lo que es igual, el agua siempre tiene un 88,89 % de oxígeno y un 11,11 % de hidrógeno.

En el caso del ácido sulfúrico (H2SO4) la proporción de oxígeno, azufre e hidrógeno es siempre 32:16:1, lo que equivale en este caso a 65,31 % de oxígeno, 32,65 % de azufre y 2,94 % de hidrógeno.

Actividad:

Sabemos que el óxido de hierro(II) tiene una composición de 77,73 % de hierro. Si analizamos una muestra que contiene 111,7 g de hierro por cada 48 g de oxígeno ¿será FeO o no?. Razónalo.

Solución: No

1.3.- Símbolos y fórmulas químicas.

Los elementos se representan por símbolos (1 o 2 letras) y los compuestos por fórmulas.

Elementos: Ca, S, Hg, N Compuestos: H2SO3, NH3, Na2S, Zn3(PO4)2

Las fórmulas expresan la composición cualitativa y cuantitativa de un compuesto.

- Si el compuesto es molecular indica la composición de cada molécula.

Por ejemplo, cada molécula de amoniaco (NH3) está formada por 3 átomos de hidrógeno y 1 de nitrógeno.

- Si el compuesto es iónico indica la proporción entre iones (fórmula empírica).

Por ejemplo, el sulfuro de sodio (Na2S) está formada por iones Na+ e iones S2-, siendo la cantidad de los primeros el doble que la de los segundos. Es decir, no nos indica que hay moléculas formadas por un átomo de azufre y dos de sodio, sino que hay una red cristalina donde hay muchísimos iones de sodio y de azufre unidos entre sí formando una sola estructura, y de sodio hay el doble que de azufre.

Fórmulas moleculares y fórmulas empíricas.

- Fórmula empírica: Nos ofrece la relación numérica más sencilla entre los átomos que forman parte del compuesto.

- Fórmula molecular: Nos dice el número real de átomos que forman una molécula.

Por ejemplo, para la glucosa sería: (CH2O)n la empírica y C6H12O6 la molecular.

2.- UNIDAD DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL

.

2.1.- Unidad de masa atómica.

* Definición de u.m.a.: La doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (12C).

Coincide aproximadamente con la masa del átomo más pequeño que existe, el hidrógeno.

* Masa atómica (mal llamada peso atómico). Es la masa de un átomo expresada en u.m.a.

Coincide aproximadamente con el número másico.

(3)

2.2.- Masa atómica, masa molecular y masa fórmula.

* Número atómico (Z): Es el número de protones de un átomo (sirve para identificarlo, es su “DNI”)

* Número másico (A): Es la suma del número de protones y el de neutrones de un átomo.

Por tanto, es el número de partículas que tiene un átomo en el núcleo.

* Isótopos: Son átomos con los mismos protones pero diferente número de neutrones, o lo que es igual: átomos con igual Z y distinto A.

Por tanto, son átomos del mismo elemento, que al tener distintos neutrones, tienen distinta masa.

La masa atómica de un elemento es la media ponderada de las masas de sus isótopos.

Por ejemplo, el cloro tiene dos isótopos, uno de masa 36,966 uma y otro 34,969 uma. El primero tiene una abundancia del 24,23 % y el segundo del 75,77 %. La masa atómica del cloro será la media ponderada de esos dos valores, que sale 35,453 uma.

* Masa molecular (mal llamada peso molecular). Es la masa de una molécula expresada en u.m.a.

Se obtiene sumando las masas de los átomos que la componen.

En los compuestos iónicos es más correcto hablar de masa fórmula, pues no forman moléculas.

2.3.- Concepto de mol. Número de Avogadro.

* Mol es la unidad de cantidad de sustancia (una de las 7 unidades fundamentales del S.I.) Definición: “La cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas”, sean éstas átomos, moléculas, iones, electrones, etc.

* El número de Avogadro (NA) es 6,022 · 1023 y no tiene unidades.

* Masa molar (Mm).

Es la masa en gramos de un mol de sustancia, por tanto sus unidades son g/mol.

Cada sustancia tiene una masa molar diferente (es decir 1 mol de diferentes sustancias pesa diferente), pero en un mol de cualquier sustancia hay el mismo número de partículas (que siempre es el número de Avogadro).

La relación entre la u.m.a. y los gramos es:

1 g = 6,022 · 1023 uma o bien 1 uma = 1 / NA = 1,66 · 10-24 g

Conviene precisar en el caso de sustancias elementales gaseosas (oxígeno, nitrógeno, etc) si se trata de 1 mol de átomos (O, N, Cl…) o 1 mol de moléculas (O2, N2, Cl2 …) , pues no es igual.

El valor numérico de la masa molar coincide con el de la masa molecular, pero la primera se expresa en gramos y la segunda en uma. Así, la masa molar del agua es 18 g y su masa molecular 18 uma, lo que significa que 1 mol de agua tiene de masa 18 gramos y 1 molécula de agua tiene de masa 18 uma.

Ejemplos aclaratorios:

- La masa de 1 átomo de O es 16 uma, que en gramos sería: 16 / NA = 2,66 · 10-23 g - La masa de 1 átomo de H es 1 uma, es decir: 1 / NA = 1,66 · 10-24 g

- La massa de 1 molécula de agua es 18 uma, es decir: 18 / NA = 2,99 · 10-23 g

(4)

- 1 mol de átomos de oxígeno tienen de masa: NA * 16 / NA = 16 g y contiene 6.022·1023 átomos

- 1 mol de moléculas de oxígeno (O2) son 32 g y contiene 6,022·1023 moléculas - 1 mol de átomos de hidrógeno son 1 g y contiene 6.022·1023 átomos.

- 1 mol de moléculas de hidrógeno (H2) son 2 g y contiene 6,022·1023 moléculas - 1 mol de iones SO42- son 96 g y tiene el número de Avogadro de iones sulfato.

- 1 mol de NH3 tiene de masa 17 g y contiene 6,022·1023 moléculas de amoniaco.

En cuanto a átomos, contiene 6,022·1023 átomos de N y el triple (1,8·1024) de átomos de H.

Actividades:

Solución: a < b < c (3,5·1022 átomos < 4,8·1024 átomos < 1,8·1025 átomos)

Soluciones: b > a > c 8 moles, 10 moles y 5 moles de átomos de S

(5)

3.- EL ESTUDIO DE LOS GASES

.

Las magnitudes que definen el estado de un gas son la presión, la temperatura, el volumen y el número de moles. Vamos a estudiar la relación que existe entre ellas.

3.1.- Ley de Boyle:

“A temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión ejercida”.

Matemáticamente se expresa

: p·V = cte.

o bien p1·V1 = p2·V2

3.2.- Leyes de Charles y Gay-Lussac.

“A presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura”.

Matemáticamente: cte

.

V T o bien

2 2 1 1

T V

V T (La temperatura siempre en kelvin)

* Explicación del cero absoluto de temperatura mediante la gráfica V frente a T:

El cero corresponde a la temperatura que tendría cualquier gas cuyo volumen se redujese a 0.

“A volumen constante, la presión ejercida por un gas es directamente proporcional a su temperatura”.

cte

.

TP  o bien

2 2 1 1

T P

TP  (La temperatura siempre en kelvin)

3.3.- Ley de Avogadro.

“A igualdad de presión y temperatura, en volúmenes iguales de gases diferentes existen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico)”.

Esto significa que el volumen que ocupa un gas y las partículas que contiene son directamente proporcionales.

Matemáticamente sería: V / n = cte

3.4.- Gases ideales y gases reales.

* Gas ideal es aquel en el que las fuerzas entre sus moléculas son nulas y el volumen de las mismas es despreciable frente al volumen del gas (las moléculas se consideran puntuales).

* Los gases reales se comportan como ideales cuando están a baja presión y temperatura moderada o alta.

Consideraremos en este curso que todos los gases se comportan como si fuesen ideales, para que de esta forma sean válidas todas las leyes anteriores.

(6)

3.5.- Ecuación de estado de los gases ideales

(ecuación de Clapeyron):

Esta ecuación combina todas las leyes anteriores y se puede expresar de dos formas:

p·V = n·R·T (se utiliza para relacionar las magnitudes de un estado concreto del gas)

𝒑𝟏·𝑽𝟏

𝑻𝟏

=

𝒑𝟐·𝑽𝟐

𝑻𝟐 (se utiliza para relacionar entre sí dos estados de una misma cantidad de gas) El valor de R dependerá de las unidades elegidas: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1 (es lo habitual),

pero si utilizásemos el sistema internacional de unidades, entonces R = 8,31 J·K-1·mol-1

3.6.- Volumen molar y densidad de un gas.

El volumen molar es el volumen que ocupa un mol de cualquier sustancia.

Para sólidos y líquidos el volumen molar depende de la sustancia (cada sustancia posee un volumen molar distinto) pero para gases se mantiene constante para todos ellos.

Como un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de partículas, y como cualquier sustancia gaseosa ocupa el mismo volumen en las mismas condiciones (presión y temperatura), quiere decir que "un mol de cualquier gas, en idénticas condiciones de presión y temperatura que cualquier otro, ocupa el mismo volumen".

En las condiciones normales (273 K y 1 atm) este volumen es de 22,4 litros para cualquier gas y se denomina volumen molar normal. Si las condiciones de presión y temperatura no fuesen esas, entonces el volumen molar habrá que calcularlo mediante: V = 1 · R · T / p

Densidad de un gas. Determinación de masas molares.

Podemos determinar la masa molar de un gas midiendo su densidad (por ejemplo midiendo la masa de 22,4 L del gas problema en condiciones normales de presión y temperatura) y teniendo en cuenta las siguientes expresiones:

𝑛 =

𝑝·𝑉

𝑅·𝑇 como también

𝑛 =

𝑚

𝑀𝑚 podemos escribir 𝑝·𝑉

𝑅·𝑇

=

𝑚

𝑀𝑚 Despejando Mm y teniendo en cuenta que

𝑑 =

𝑚

𝑉 llegamos a:

𝑴

𝒎

=

𝑚·𝑅·𝑇

𝑝·𝑉

=

𝒅·𝑹·𝑻

𝒑 que nos permite calcular la masa molar de un gas sabiendo su densidad.

3

.7.- Ley de Dalton sobre las presiones parciales:

"La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los gases":

pT =

i

pi = p1 + p2 + p3 + ...

* La presión parcial de un gas es la que ejercería si ocupara él solo el recipiente y se puede calcular mediante dos expresiones:

V T R pi ni

· ·

T i T

T i

i x p

V T R n n

p n

· · ·

· 

(7)

Actividad:

Un recipiente de 2,0 L de capacidad contiene 0,36 g de helio a 25 °C. Se vierte su contenido en otro recipiente de 1,00 L que contiene 0,60 g de nitrógeno a igual temperatura. Calcula la presión parcial que ejerce cada gas y la presión total de la mezcla.

Soluciones:

2,20 atm He y 0,52 atm N2 Ptotal = 2,72 atm

4.- DISOLUCIONES. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN.

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las mismas propiedades físico-químicas en todos sus puntos.

El componente en mayor proporción se denomina disolvente y el/los otro/s se denomina soluto/s.

(En disoluciones acuosas de ácidos, bases o sales el agua se considera siempre el disolvente).

4.1.- Solubilidad.

Se define el término solubilidad en agua como la cantidad máxima de una sustancia que se disuelve en 100 g de agua a una temperatura dada.

También se puede definir como la máxima concentración posible de un soluto en un disolvente.

Cuando una disolución tiene esa máxima concentración se dice que está saturada.

La solubilidad de los compuestos sólidos o líquidos suele aumentar con la temperatura (a más temperatura más cantidad se disuelve), pero la de los gases disminuye (a más temperatura menos se disuelve).

4.2.- Unidades de concentración:

La concentración es una relación entre cantidad de soluto y cantidad de disolvente o disolución.

El volumen de soluto y el de disolvente no siempre son aditivos debido a las fuerzas intermoleculares entre ellos. Por ello, no podemos suponer que el volumen de la disolución es la suma del volumen del soluto más el del disolvente.

(8)

Las formas más habituales de expresar la concentración son:

a) % en masa o % en volumen:

Es el número de gramos (o litros) de soluto por cada 100 gr (o litros) de disolución

* También se utiliza ppm (partes por millón): número de gramos de soluto por cada millón de gramos de disolución.

b) Gramos/litro (g/L):

Son los gramos de soluto por cada litro de disolución. g/L = gramos sol./litros disoluc.

c) Molaridad (M):

Son los moles de soluto por cada litro de disolución. M = moles sol./litros disoluc.

d) Normalidad (N):

Son los equivalentes de soluto por cada litro de disolución. N = equival. sol./litros disoluc.

* El número de equivalentes se obtiene dividiendo los gramos entre la masa equivalente.

Y la masa equivalente se obtiene dividiendo la masa molar entre la valencia (n).

Mequiv = Mm / n

< Para ácidos: n = número de H+ que cede

Valor de n < Para bases: n = número de OH- que tiene (o número de H+ que acepta) < En reacciones redox: n = número de electrones intercambiados por

mol de sustancia (oxidante o reductora)

* Relación entre Molaridad y Normalidad: N = M·n e) Molalidad (m):

Son los moles de soluto por cada kilogramo de disolvente. m = moles sol./kilogramos disolv.

f) Fracción molar (xi):

Es el cociente entre los moles de un componente (soluto o disolvente) y los moles totales de disolución. xs = moles soluto/(moles soluto + moles disolvente)

xd = moles disolvente/(moles soluto + moles disolvente) Se cumple que: xs + xd = 1

Actividades:

1 Se disuelven 15,0 g de ácido crómico puro en agua destilada hasta un volumen final de 100 mL, obteniéndose una disolución de densidad 1,06 g/cm3. Calcula su concentración expresada en: % en masa, molaridad, molalidad, g/L, normalidad como ácido, fracción molar de soluto y fracción molar del disolvente.

Soluciones: 14,2 %, 1,3 M, 1,4 m, 150 g/L, 2,5 N, 0,03 y 0,97.

2 Un ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1,81 g/cm y es del 91 % en masa de ácido puro. Calcula: a) La molaridad de esta disolución. b) La normalidad en una reacción ácido-base. c) La molalidad. d) El volumen necesario para preparar 500 cm3 de una disolución 0,5 M.

Soluciones: 16,8 M, 33,6 N, 103,1 molal, 14,9 cm3

(9)

5.- ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

.

5.1.- Ecuaciones químicas.

En las ecuaciones químicas, además de indicar los reactivos y productos que intervienen en la reacción, a veces se ofrece más información sobre la misma:

* El estado de agregación o fase de reactivos y productos se hace mediante: (s), (l), (g), (aq).

* La formación de un producto gaseoso se indica colocando a su derecha una flecha hacia arriba.

Por ejemplo, si se obtiene hidrógeno gas se indica: H2

* La precipitación de un sólido se indica colocando a su derecha una flecha hacia abajo.

Por ejemplo: Ca ↓

* Si hay que aportar calor a la reacción se indica con el símbolo o con la letra “Q” sobre la flecha de la reacción.

Por ejemplo: CH4 + Cl2

Δ CH3Cl + HCl o bien CH4 + Cl2 𝑄

CH3Cl + HCl

* Si interviene un catalizador se escribe su símbolo o fórmula sobre la flecha de la reacción.

Por ejemplo: CH3-CH=CH2 + H2 𝑃𝑡

CH3-CH2-CH3

* Si se produce en presencia de luz se indica con la palabra “luz” o con “h·f” sobre la flecha de la reacción.

Por ejemplo: CH4 + Cl2 luz

CH3Cl + HCl o bien CH4 + Cl2 h·f

CH3Cl + HCl

* Para expresar el calor que se absorbe o se cede en una reacción se añade a su derecha la entalpía (H) asociada a ella. Ésta será positiva si la reacción es endotérmica (absorbe calor) y será negativa si es exotérmica (desprende calor).

Por ejemplo: N2 + 3 H2 2 NH3 Ho = -92 KJ Ajuste de masa y de carga en las ecuaciones químicas:

Una ecuación química se debe ajustar mediante coeficientes, para que cumpla la ley de Lavoisier.

Si en la reacción intervienen iones ésta también se debe ajustar eléctricamente para que la carga se conserve:

Zn + 2 Ag+  Zn2+ + 2 Ag S2- + ½ O2 + H2O  2 OH- + S Interpretación de los coeficientes estequiométricos.

Los coeficientes estequiométricos nos indican la proporción en que participan reactivos y productos en la reacción. Dicha proporción se puede interpretar de varias formas:

- Proporción molecular: Los coeficientes indican la relación entre el número de moléculas de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción.

- Proporción molar: Los coeficientes nos indican la relación entre el número de moles de cada una de las sustancias. A partir de esa relación molar podemos calcular la relación de masas entre las sustancias de la reacción.

- Proporción volumétrica (sólo para gases): Los coeficientes nos ofrecen la relación entre los volúmenes de los gases que intervienen.

(10)

Ejemplo:

2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) 2 moléculas + 1 molécula 2 moléculas 2 moles + 1 mol  2 moles 4 gramos + 32 gramos  36 gramos

2 litros + 1 litro  (no son 2 litros, pues no es gas)

5.2.- Reactivo limitante

Cuando nos dan cantidades de dos reactivos que no guardan la relación estequiométrica, hay que determinar de antemano cuál de ellos es el reactivo limitante (el que reacciona por completo, el que se gasta totalmente) y hacer los cálculos estequiométricos a partir de él.

5.3.- Rendimiento de una reacción.

Rara vez en las reacciones se obtiene la cantidad exacta de producto que se espera según los cálculos estequiométricos. Lo que ocurre es que se obtiene menos producto que la cantidad teórica, debido a que a veces se alcanza un equilibrio antes de que finalice la reacción y otras veces se forman otros productos secundarios paralelamente a los principales.

En estos casos hemos de hablar de rendimiento, definido como:

Rendimiento cantidad real obtenida 100 cantidad teórica

 

Por tanto, en la realidad el rendimiento de una reacción es menor del 100 %, Cuando esto ocurra, hemos de tenerlo en cuenta a la hora de hacer los cálculos estequiométricos.

* Cuando no se indique nada respecto al rendimiento supondremos que es del 100 %

Actividad:

La combustión completa de 1,50 g de propano produjo 1.030 mL de CO2, medidos en condiciones normales de presión y temperatura. ¿Cuál fue el rendimiento de la reacción?.

Solución: 45 %

5.4.- Pureza de los reactivos

Si hay algún reactivo impuro, hemos de tener en cuenta que sólo la parte pura de él intervendrá en la reacción, y será esta cantidad pura la que tomaremos para hacer los cálculos.

(11)

Actividad:

El ácido clorhídrico reacciona con el cinc según la reacción: HCl + Zn → ZnCl2 + H2. Se mezclan 15 g de cinc, que contiene un 5 % de impurezas inertes, con 30 mL de ácido clorhídrico al 21

% en masa y densidad 1,102 g/cm3. Calcula el volumen de hidrógeno que se desprende medido a 15 ºC y 710 mmHg.

Solución: 2,4 L

Anexo.- INCERTIDUMBRE EN LAS MEDIDAS. CIFRAS SIGNIFICATIVAS.

Al hacer cálculos matemáticos hemos de tener en cuenta los criterios siguientes:

Cifras significativas: son los dígitos que tiene una medida (no se cuentan los ceros a la izquierda).

Cálculos con cifras significativas y redondeo:

a) Al sumar o restar, el resultado no puede tener más cifras decimales que el dato que tenga menos.

Por ejemplo: 0,35 + 23,384 = 23,734 = (esta solución debe tener dos decimales y además redondeados) ≈ 23,73

b) Al multiplicar o dividir, el resultado no puede tener más cifras significativas que el dato que tenga menos.

Por ejemplo: 0,034 · 12,9 = 0,4386 = (debe tener dos cifras significativas y estar redondeada) ≈ 0,44

c) Cuando se hacen varias operaciones sucesivas no se tienen en cuenta las cifras significativas ni el redondeo hasta llegar al final:

Por ejemplo: 12,3·3,268·0,61 = 24,519804 = (dos cifras significativas y redondeada) ≈ 25 d) Los números exactos tienen infinitas cifras significativas.

(12)

Actividades del Tema

1: LA QUÍMICA Y SUS CÁLCULOS

1.- El etiquetado de un frasco de ácido sulfúrico, indica una disolución al 61,54 % en masa y una densidad 1,515 g/mL. Calcula:

a) molaridad. b) molalidad.

c) normalidad como ácido. d) fracción molar del soluto y del disolvente.

2.- ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio (K2Cr2O7 ) se requieren para preparar 250 mL de una disolución cuya concentración sea 2,16 M?.

3.- ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio del 70 % de riqueza se necesita para preparar tres litros de una disolución 0,5 M de este compuesto?

4.- El carburo de calcio, CaC2, reacciona con el agua para dar hidróxido de calcio y acetileno. Calcula los gramos de CaC2 necesarios para obtener 10 L de acetileno, a 5 °C y 700 mmHg.

5.- Se hacen reaccionar 100 mL de una disolución 0,5 M de hidróxido de calcio con 100 mL de otra disolución 0,5 M de ácido nítrico. Calcula los gramos de nitrato de calcio que se forman.

6.- Se dispone de 45,0 cm3 de benceno líquido de densidad 0,880 g/mL. Calcula:

a) La masa de benceno en gramos.

b) Los moles de benceno.

c) Las moléculas de benceno.

d) El número de átomos de carbono.

7.- ¿Dónde hay más átomos, en 1 L de etano, medido en condiciones normales, en 1 mol de fósforo P4 o en 1 g de sulfato de cromo (VI)?

8.- ¿Cuántos mL de ácido clorhídrico del 25 % en masa y de densidad 0,910 g/mL son necesarios para obtener 2 litros de disolución 0,1 M?

9.- Un ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1,81 g/cm3 y es del 91 % en masa del ácido puro.

Calcula su molaridad y el volumen necesario preparar 500 cc de disolución 0,5 M.

10.- En un experimento bioquímico se necesita agregar 3,81 g de glucosa (C6H12O6) a una mezcla de reacción.

Calcula el volumen en mL que se deberá tomar de una disolución de glucosa 2,53 M.

11.- La reacción de combustión de la glucosa (C6H12O6) produce dióxido de carbono y agua, si una persona consume 856 g de glucosa, ¿cuántos gramos de CO2 producirá?

12.- Una de las reacciones que se llevan a cabo en un alto horno donde el mineral de hierro se convierte en hierro fundido parte de óxido de hierro (III) junto con monóxido de carbono para dar hierro y dióxido de carbono. Supón que se obtienen 1,64 · 103 kg de hierro a partir de una muestra de 2,62 · 103 kg de óxido de hierro. ¿Cuál es el porcentaje de pureza en la muestra original?.

13.- Contesta a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?

b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0,5 g de este elemento?

c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0,5 g de tetracloruro de carbono?

(13)

14.- La sosa cáustica (hidróxido de sodio) se prepara comercialmente mediante la reacción del carbonato de sodio con cal apagada (hidróxido de calcio):

a) Escribe la reacción ajustada.

b) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se pueden obtener tratando 25 kg de carbonato con cal apagada en exceso?.

c) ¿Qué cantidad se obtendría si el carbonato tuviera una riqueza del 70 % y el rendimiento del proceso fuese del 80 %?.

15.- Cierto volumen de sulfuro de hidrógeno se quema con oxígeno para dar dióxido de azufre y agua. Escribe la reacción ajustada y determina el volumen de oxígeno necesario para quemar 20 litros de sulfuro de hidrógeno en condiciones normales.

16.- Calcule el número de átomos contenidos en:

a) 10 g de agua b) 0,2 moles de C4H10

c) 10 L de oxígeno en condiciones normales de presión y temperatura.

17.- Se dispone de 4,6 g de dióxido de nitrógeno gas. Calcule:

a) Moles de dióxido de nitrógeno.

b) Número de átomos de nitrógeno y de oxígeno.

c) La masa, en gramos, de un átomo de nitrógeno y de una molécula de NO2.

18.- Disolviendo 350 g de cloruro de cinc anhidro en 650 g de agua, se obtiene una disolución cuyo volumen total, a 20 oC, es 740 mL. Calcúlese su concentración en:

a) Molaridad. b) Molalidad.

c) Fracción molar de soluto. d) Porcentaje en masa.

19.- Se hacen reaccionar 50 g de un mármol que contiene un 20 % de CaCO3 con 50 mL de HCl comercial al 10 % en masa y densidad 1,047 g/mL. Suponiendo que las impurezas son inertes, determina la masa de gas CO2 que se desprende. Nota: Los otros productos de la reacción son CaCl2 y H2O.

20.- Calcular la riqueza en CaCO3 de una caliza, sabiendo que 13,06 g de la misma reaccionan con 89,5 cm3 de una disolución de HCl 2,3 M, produciendo CaCl2 , CO2 y H2O.

21.- Una mezcla gaseosa está formada por 28 g de benceno y 37 g de oxigeno. Calcula los gramos de agua que se producirán cuando se produzca la combustión de dicha mezcla.

22.- ¿Qué cantidad de piedra caliza, de una riqueza de un 90 % en carbonato cálcico, hay que emplear para obtener 1.000 litros de CO2, medidos en condiciones normales de P y T, por tratamiento con ácido clorhídrico en exceso?. La reacción es: CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O

23.- El carbonato de calcio reacciona con ácido sulfúrico según:

CaCO3 + H2SO4  CaSO4 + CO2 + H2O

a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado de densidad d = 1,84 g/cm3 y 96 % de riqueza en masa será necesario para disolver una muestra de 10 g de CaCO3 puro?

b) ¿Qué cantidad de CaCO3 del 80 % de riqueza en masa será necesaria para obtener 20 L de CO2 , medidos en condiciones normales de presión y temperatura?

NOTA: Toma los datos de masas atómicas que necesites para cada problema mirando la tabla periódica.

(14)

SOLUCIONES

1) 9,51 M ; 16,3 m ; 19,02 N ; xs=0,184 ; xd=0,816 2) 158,8 g

3) 85,7 g 4) 25,6 g 5) 4,1 g

6) 40 g ; 0,51 moles ; 3,1·1023 moléculas ; 1,9·1024 átomos 7) En 1 mol de P4

8) 32,1 mL

9) 16,8 M ; 14,81 mL 10) 8,4 cm3

11) 1254 g 12) 89,6 %

13) 3,8·10-23 g ; 1,15·1022 g ; 1,96·1021 moléculas

14) Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2 NaOH + CaCO3 ; 18868 g ; 10566 g 15) 2 H2S + 3 O2 → 2 SO3 + 2 H2O ; 30 L

16) 1024 átomos, 1,69·1024 átomos, 5,38·1023 átomos

17) 0,1 moles, 6,02·1022 átomos., 12,04·1022 átomos, 2,3·10-23g y 7,6·10-23 g 18) 3,46 M, 3,93 m, 0,066 y 35 %

19) 3,17 g 20) 78,79 % 21) 8,325 g 22) 4960 g

23) 5,55 cm3 y 112 g

Referencias

Documento similar

Pero antes hay que responder a una encuesta (puedes intentar saltarte este paso, a veces funciona). ¡Haz clic aquí!.. En el segundo punto, hay que seleccionar “Sección de titulaciones

De este modo se constituye un espacio ontológico y epistemológico a la vez, en el que cada elemento (cada principio) ocupa un lugar determinado en la totalidad, y desde ahí está

El propósito del estudio fue caracterizar los aspectos bio-psico-sociales y la satisfacción con la calidad de vida y la salud asociados al envejecimiento, aplicando un modelo

1. Desgaste de brocas y equipos de perforación por fricción con el material rocoso penetrado o por el contacto con los detritos producidos durante la perforación. Cualquier

Cedulario se inicia a mediados del siglo XVIL, por sus propias cédulas puede advertirse que no estaba totalmente conquistada la Nueva Gali- cia, ya que a fines del siglo xvn y en

El nuevo Decreto reforzaba el poder militar al asumir el Comandante General del Reino Tserclaes de Tilly todos los poderes –militar, político, económico y gubernativo–; ampliaba

De acuerdo con Harold Bloom en The Anxiety of Influence (1973), el Libro de buen amor reescribe (y modifica) el Pamphihis, pero el Pamphilus era también una reescritura y

Abstract: This paper reviews the dialogue and controversies between the paratexts of a corpus of collections of short novels –and romances– publi- shed from 1624 to 1637: