copia de quimica 2c2ba

Química 2º bachillerato revisión de conocimientos

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REVISIÓN DE CONOCIMIENTOS 1.- Masa atómica relativa. Masa molecular. Mol. 2.- Disoluciones. Concentración. Solubilidad. 3.- Gases. Leyes. Volumen molar. Presión parcial. Ley de Dalton. 4.- Fórmulas. Reacción química. Cálculos estequiométricos. 1.- MASA ATÓMICA RELATIVA Si la masa de un átomo se expresa en g o en kg resulta un número muy pequeño (≈10-27

Kg), incómodo de manejar, por lo que es más conveniente utilizar una escala relativa de masas atómicas comparando las masas de los átomos con la masa de un átomo de referencia o patrón. Inicialmente se tomó el H, después el O y actualmente se toma el isótopo más abundante en la Naturaleza, el Carbono–12, al que se le asigna una masa atómica 12.

De esta forma, la masa atómica relativa de un elemento es un número sin dimensiones; por tanto, que la masa atómica de un elemento sea 40, significa que la masa de uno de sus átomos es 40 veces mayor que la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono-12.

Aunque masa y peso son magnitudes distintas, la masa atómica relativa y el peso atómico relativo de un elemento coinciden.

También se utiliza una unidad de masa: La unidad de masa atómica (u.m.a., u.a.m. o u) que se define como la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. La masa atómica del C-12 es 12 u.m.a. y es el único átomo que tiene una masa entera, los demás átomos tiene una masa atómica fraccionaria debido al defecto másico.

Masa atómica de un elemento: Debido a la existencia de isótopos, se toma como masa atómica de un elemento a la masa promediada de sus isótopos.

Mat X =100

.át100masa=

100

..)3Iso(%)3Iso(m)2Iso(%)2Iso(m)1Iso(%)1Iso(m +×+×+×

Masa molecular: Se obtiene sumando la masa de los átomos que forman la molécula. Ejemplo: Mmolec. H2O = 2×1 + 16 = 18 u.

En los elementos que forman moléculas, no se debe confundir la masa atómica con la molecular. Ejemplo: Mat O = 16 u , Mmolec. O2 = 32 u

En los compuestos iónicos no hay moléculas sino iones, por lo cuál, algunos autores utilizan el término masa fórmula en vez de masa molecular, que se define como la masa de una fórmula de sólido iónico, y se calcula igual que la masa molecular. Ejemplo: Masa fórmula del NaCl = 23 + 35,5 = 58,5 u. MOL: Cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones) como átomos hay en 12 gramos de Carbono-12. Este número se llama número de Avogadro (NA) = 6,023 ×10

23.

1 u = 1/ NA = 1,66 . 10 -24 g


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Mol de átomos de un elemento, es la cantidad de dicho elemento que contiene el NA de átomos. Mol de moléculas de un elemento o compuesto, es la cantidad de dicho elemento o compuesto que contiene el NA de moléculas. Masa molar: Es la masa de un mol de una sustancia. • Si es de 1 mol de átomos también se llama átomo-gramo, es la masa del NA de

átomos de dicho elemento, y es igual a la masa atómica expresada en gramos. • Si es de 1 mol de moléculas también se llama molécula-gramo, es la masa del NA de

moléculas de dicho elemento o compuesto, y es igual a la masa molecular expresada en gramos.

Ejemplos: Mat. H = 1 u⇒ masa de1 mol de átomos (1 átomo-g) de H = 1g y contiene 6,023 ×10 23

átomos de H. Mmolec. H2 = 2 u⇒ masa de 1 mol de moléculas (1 molécula-g) de H2 = 2 g , y contiene el NA de moléculas de H2. Mmolec. H2O = 18 u ⇒ masa de 1 mol de moléculas de agua = 18 g , y contiene el NA de moléculas de H2O. Por tanto, para hallar el número de moles de átomos o de moléculas: o bien: 2.- DISOLUCIONES. CONCENTRACIÓN.

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras y de composición variable, es decir, su composición y propiedades son las mismas en todos los puntos y además la composición se puede modificar.

En una disolución tiene lugar la dispersión, la difusión, de las partículas de una

sustancia llamada soluto entre las partículas de otra sustancia llamada disolvente. Para distinguir el soluto del disolvente, hay que tener presente que el disolvente

siempre tiene el mismo estado físico que la disolución y si ambos componentes tienen el mismo estado físico que la disolución, se toma como disolvente el que esté en mayor cantidad. Dependiendo del estado físico de los componentes hay 9 tipos de disoluciones, las más importantes son las disoluciones sólido-líquido y dentro de éstas, las disoluciones acuosas, en las que se toma el agua como disolvente, aunque esté en menor cantidad.

LA CONCENTRACIÓN de una disolución indica la composición de la misma,

es decir, la proporción entre el soluto y el disolvente, y se puede expresar de varias formas:

% en masa (peso): Indica los gramos de soluto que hay disueltos en 100 gramos de disolución.

% en masa = disoluciónde)g(m

solutode)g(m× 100

n = )mol/g(Mmol

)g(m

n = )mol/g(Mat

)g(m


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% en volumen: Indica los volúmenes (l, cm3) de soluto que hay disueltos en 100 volúmenes (l, cm3) de disolución. g/l: Indica los gramos de soluto disueltos en 1 litro de disolución.

Molaridad (M): Indica los moles de soluto disueltos en 1 litro de disolución.

siendo n = )mol/g(Mmol

)g(m

Normalidad (N): Indica los equivalentes o equivalentes-gramo de soluto que hay disueltos en 1 litro de disolución. Un equivalente-gramo es la cantidad (gramos) de una sustancia que se combina, produce o reemplaza a 8 g de Oxígeno o 1,008 g de

Hidrógeno.

siendo n = )eq/g(Peq

)g(m , Peq =

v

Mmol

donde v es la mal llamada valencia, que en el caso de los ácidos y bases, indica el número de H+ o de OH - que hay en una molécula de ácido o base respectivamente, mientras que en las sales indica el número de H+ del ácido que se han sustituido para formar una molécula de sal.

Se demuestra fácilmente que: y Molalidad: Indica los moles de soluto disueltos en 1 kg de disolvente. Fracción molar del soluto: Indica los moles de soluto disueltos en un mol de disolución. XS < 1 Fracción molar del disolvente: Indica los moles de disolvente que hay en un mol de disolución: Xd < 1

Disolución saturada: Es aquella disolución que no admite más soluto. Solubilidad: Es la máxima cantidad 2de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente, es decir, la concentración de la disolución saturada.

g/l = disoluciónde)l(V

solutode)g(m

M = disoluciónde)l(V

solutode)moles(n

N = disoluciónde)l(V

solutode.)eq(n

m = disolventede)kg(m

solutode)moles(n

XS = disoluciónden

solutoden =

disolventedensolutoden

solutoden

+

XS = disoluciónden

disolventeden =

disolventedensolutoden

disolventeden

+

% en V =disoluciónde)l(V

solutode)l(V× 100

N = M×v

XS + Xd = 1

nº eq. = nº moles × v


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3.- GASES. LEYES Ley (Hipótesis) de Avogadro: “Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas condiciones de P y T , contienen el mismo número de moléculas y por tanto de moles”, es decir, a P y T constantes, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional al número de moles.

a P y T ctes: Ley de Boyle-Mariotte: “ Para una determinada masa de gas, a T constante, la presión es inversamente proporcional al volumen”. a T y n ctes: Ley de Charles y Gay-Lussac: “ Para una determinada masa de gas, a P constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta”. a P y n ctes: 2ª Ley de Gay-Lussac: “Para una determinada masa de gas, a V constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta”. a V y n ctes: • Todas estas leyes se pueden reunir en una única ecuación, llamada ecuación general

de los gases ideales: ; para n = cte Donde R = 0,082 atm . l / mol .K = cte. de los gases ideales. Nota: Estas leyes se cumplen para los llamados gases ideales o perfectos, que no existen en la Naturaleza. En estos gases, las fuerzas intermoleculares son nulas y el volumen realmente ocupado por el gas es despreciable frente al volumen total. Los gases reales se alejan algo del comportamiento ideal, debido a que hay fuerzas intermoleculares débiles, sin embargo, se aproximan mucho a bajas presiones y temperaturas medianas. VOLUMEN MOLAR: Es el volumen ocupado por un mol de sustancia.

• El Vm de los sólidos y líquidos es característico, es decir cada sustancia tiene un determinado volumen molar.

• El Vm para todos los gases es el mismo, siempre que se mida en las mismas condiciones de P y T. La razón de esta semejanza está en la hipótesis de Avogadro.

Si las condiciones son las normales (0ºC y 1 atm), el Vm de los gases es de 22,4 litros, mientras que si se mide en otras condiciones, hay que determinarlo por la ecuación de los gases ideales.

V = k1 × n

P × V = k2 P1 × V1 = P2 × V2 = ..

V = k3 × T V1 / T1 = V2 / T2 = ...

P = k4 × T P1 / T1 = P2 / T2 = ...

P . V = n . R .T P1.V1 / T1 = P2.V2 / T2 = ..

T(K) = T(ºC) + 273


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• En una mezcla de gases se llama PRESIÓN PARCIAL de un gas, a la presión que ejerce cada gas, y es igual a la presión que ejercería dicho gas si estuviese solo, ocupando el mismo volumen y a la misma temperatura.

Las leyes de los gases siguen siendo válidas y además se cumple la ley de Dalton

o de las presiones parciales, que dice: “ En una mezcla de gases, la presión total es la suma de las presiones parciales que ejerce cada gas individualmente”. de donde se deduce: Nota: Si en la mezcla de los gases tienen lugar reacciones químicas, para determinar la presión total hay que tener en cuenta los productos resultantes de la reacción. • En un recipiente cerrado se llama Presión de vapor de un líquido a la presión

ejercida por las moléculas del liquido que han escapado a la fase vapor, debido a la evaporación. Si en una reacción el gas producido es recogido sobre agua, la presión total es la suma de las presiones ejercidas por el gas y por el vapor de agua.

4.- FÓRMULAS.

En los compuestos iónicos, la fórmula indica la proporción en la que se encuentran los iones en el cristal, mientras que para los compuestos covalentes se pueden utilizar varios tipos de fórmulas:

Fórmula empírica: Indica la mínima relación entre los átomos de una molécula. Fórmula molecular: Indica el número real de átomos que forman la molécula. Fórmula estructural: Indica como están enlazados los átomos en la molécula. En los compuestos inorgánicos (excepto los peróxidos), las fórmulas empírica y molecular coinciden, pero no es así en los compuestos orgánicos.

Ejemplos:

Para el cloruro de sodio (c. iónico) su fórmula NaCl indica que en el cristal hay el mismo nº de Na+ que de Cl -

Para el agua (c. covalente) tanto la fórmula empírica como la molecular es H2O. Para el agua oxigenada (c. covalente) la fórmula molecular es H2O2 y la empírica es HO. Para el etano (c. covalente) la fórmula molecular es C2H6 y la empírica es CH3. • La fórmula de un compuesto también indica los moles de átomos de cada elemento

que hay en un mol de moléculas del compuesto. Ejemplo: Que la fórmula del agua sea H2O, significa que una molécula de agua está formada por 2 átomos de H y 1 átomo de O. Si tomamos 1 mol de agua que contiene el NA (6,023 × 10

23) de moléculas de agua, habrá 2 × NA átomos de H (2 moles de átomos de H) y el NA de átomos de O (1 mol de átomos de O).

PT = PA + PB + PC + .. PA = XA · PT = Tn

An · PT


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REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química es el proceso mediante el cuál, a partir de unas sustancias llamadas reactivos se obtienen otras sustancias distintas llamadas productos. Las reacciones se representan mediante las llamadas ecuaciones químicas, en las que aparecen las fórmulas de los reactivos y de los productos separados por una flecha, que indica el sentido en el que transcurre la reacción. Ahora bien, como en una reacción la masa se conserva (permanece constante), ya que tan sólo tiene lugar la reordenación, el reagrupamiento de los átomos (el número de átomos de cada elemento es el mismo antes y después de la reacción), para que la ecuación química esté completa, tiene que estar ajustada, igualada, y para ello se introducen unos coeficientes que indican el número de moléculas (y por tanto, también de moles) de cada sustancia, que intervienen en la reacción. Ejemplo: N2 + 3 H2 → 2 NH3

1 molécula de nitrógeno reacciona con 3 moléculas de hidrógeno para formar 2 moléculas de amoniaco.

Por tanto, el NA de moléculas de Nitrógeno (1 mol de moléculas de N2) reacciona con 3 · NA moléculas de Hidrógeno (3 moles de moléculas de H2) para formar 2 · NA moléculas de amoniaco ( 2 moles de moléculas de NH3). • En las ecuaciones químicas es frecuente añadir un símbolo a la fórmula de un elemento

o compuesto para indicar el estado físico (sólido, líquido o gaseoso) de la sustancia. Se suelen utilizar con este fin los símbolos (s), (l) y (g), respectivamente. Para aquellas sustancias que se encuentran disueltas en agua, es decir, en disolución acuosa, se utiliza el símbolo (aq).

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (L) • Si en la reacción intervienen iones, además, hay que igualar eléctricamente, para que se

cumpla la ley de conservación de la carga, es decir, la suma algebraica de las cargas positivas y negativas ha de ser igual en ambos lados. Por ejemplo, la ecuación:

Zn + Ag+ Zn2+ + Ag ha de escribirse Zn + 2 Ag+ Zn2+ + 2 Ag Tipos de reacciones quimicas Considerando sólo el resultado global y sin atender al proceso íntimo de la reacción, podemos agrupar las reacciones químicas en cuatro tipos: síntesis o combinación, descomposición o sustitución, desplazamiento y doble descomposición o intercambio Si atendemos al proceso íntimo por el cual transcurre la reacción, clasificaremos las reacciones inorgánicas en reacciones de transferencia de protones, reacciones de transferencia de electrones y reacciones de precipitación.


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a) Síntesis o combinación

Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja.

A + B AB

Ejemplos:

- Las reacciones entre un elemento y oxígeno producen óxidos: 2 Ca + O2 2 CaO - Las reacciones entre un óxido básico (metal + oxígeno) y agua dan hidróxidos y si es

óxido ácido (no metal + oxígeno) dan ácidos: CaO + H2O Ca(OH)2 SO2 + H2O H2SO3

b) Descomposición

Es el proceso inverso del anterior. Una sustancia se descompone formando dos o más simples. AB A + B

Ejemplos: - Al calentar los carbonatos, forman óxidos metálicos y dióxido de carbono:

MgCO3 →Q MgO + CO2

(La Q indica que la reacción se produce calentando, y la flecha hacia arriba en el CO2 que éste se desprende de forma gaseosa) - Muchos hidróxidos, por calentamiento, se descomponen en óxidos metálicos y agua:

Ca(OH)2 →Q CaO + H2O

- Algunos ácidos (H2CO3, H2SO3, etc. ) se descomponen más o menos fácilmente (mejor

calentando) en óxidos no metálicos y agua:

H2SO3 →Q

H2O + SO2

c) Desplazamiento o sustitución

Uno de los elementos de un compuesto es sustituido por otro elemento.

AB + X XB + A Ejemplos: - Un metal puede verse desplazado de una de sus sales por otro metal más activo: Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu


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- Muchos metales (excepto los menos activos) reaccionan con ciertos ácidos (HCl, H2SO4 dil, etc.) reemplazando el hidrógeno y formando la sal correspondiente:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 d) Doble sustitución o intercambio AB + XY AY + XB HCl + NaOH NaCl + H2O ( ácido + base sal + agua) 2 HCl + Na2CO3 2 NaCl + H2O + CO2 (ácido + sal sal + ácido) CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

La estequiometría es el estudio cuantitativo de las reacciones. Conocida la cantidad de una sustancia, se puede calcular la cantidad de otra sustancia que intervenga en la reacción valiéndonos de los coeficientes estequiométricos, ya que éstos indican la relación en moles, y en el caso de que todas las sustancias sean gaseosas también indican la relación en volumen (litros, cm3,etc.). Esto último se deduce de la hipótesis de Avogadro. • Se pueden determinar las cantidades de reactivos y productos, mediante relaciones

mol-mol, masa-masa, masa-volumen, volumen-volumen.

a) Relaciones mol-mol Conocido el número de moles de una sustancia puede hallarse el número de moles de otra. A.1.- ¿Cuántos moles de oxígeno se obtendrán calentando 3,5 moles de clorato potásico, según la reacción: Clorato potásico cloruro potásico + oxígeno Sol: 5,25 moles

b) Relaciones masa-masa Conocida la masa de una sustancia puede hallarse la masa de otra. A.2.- Por tostación de sulfuro de cinc se obtiene el óxido del metal y se desprende dióxido de azufre. Si se dispone de 8,5 Kg de sulfuro: a) ¿Qué cantidad de óxido se producirá?. b) ¿Con qué masa de oxígeno reaccionará? Sol: a) 7.104 g de ZnO , b) 4.189 g de oxígeno.

c) Relaciones masa-volumen Si interviene en la reacción un gas, su cantidad puede darse también en volumen.


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d) Relaciones volumen-volumen

Si en la reacción intervienen al menos dos gases, sus coeficientes estequiométricos indican también la proporción en volumen, siempre que se midan en las mismas condiciones de P y T. A.3.- ¿Cuántos litros de oxígeno medidos en c.n. se necesitarán para quemar 36,0 g de butano? ¿Cuántos litros de CO2 medidos en c.n. se formarán y cuántos gramos de agua?. Sol: 90,4 l de O2; 55,61 l de CO2 y 55,9 g de agua

e) Reacciones consecutivas

Con mucha frecuencia la obtención de un producto implica varias etapas en las que algún producto intermedio entra como reactivo en la siguiente reacción, y así sucesivamente. A.4.- ¿Cuántos gramos de cobre se obtendrán cuando el gas hidrógeno obtenido al hacer reaccionar 41,6 g de Al con un exceso de cloruro de hidrógeno se hace pasar sobre una cantidad en exceso de CuO?. Al + HCl H2 + AlCl3 H2 + CuO Cu + H2O Sol: 147 g

f) Pureza de los reactivos

Si hay algún reactivo impuro, sólo la parte pura de él intervendrá en la reacción. A.5.- Se hacen reaccionar 13,162 g de sulfato de amonio de un 77,3 % de pureza con exceso de sosa cáustica. Calcula el volumen de amoníaco, medidos a 18 ºC y 742 mmHg, que se obtendrá según la reacción:

sulfato de amonio + hidróxido de sodio sulfato de sodio + amoníaco + agua Sol: 3,77 L

g) Reactivo en disolución

Si algún reactivo está en disolución, sólo el soluto reacciona. A.6. Se hacen reaccionar 2 litros de disolución 0,2 M de hidróxido de sodio con exceso de sulfato de amonio. Calcula los gramos de sulfato de sodio que se obtendrán. Dato: Mr Na2SO4 = 142 ; Sol:28,4 g

g) Reactivo limitante

En muchas reacciones, las cantidades de los reactivos no están en las proporciones exactas de reacción; en tal caso, las cantidades que se obtendrán de los productos, están determinadas por el reactivo limitante, esto es, el reactivo que se consume antes.

A.7.- Se mezclan 18 moles de hidrógeno con 18 moles de nitrógeno. Calcula los moles de amoníaco que se forman. Sol: 12 moles de amoníaco


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h) Rendimiento

En la práctica, la mayoría de las veces no se obtiene la cantidad de producto que se deduce de la estequiometría de la reacción, debido a que no llegan a consumirse totalmente los reactivos y a que además de la reacción principal se producen otras reacciones secundarias, lo que hace que el rendimiento de la reacción no sea del 100%.

% de rendimiento = teóricaproductodecantidad

obtenidaproductodecantidad × 100

Ejemplo: Un rendimiento del 80 % significa que de 100 g (moles, L) que teóricamente deberían obtenerse, en la práctica tan solo se obtienen 80 g (moles, L) A.8.- Por oxidación de 100 Kg de tolueno (C6H5CH3), se han obtenido 124,1 Kg de ácido benzoico (C6H5COOH). Calcula el rendimiento en este proceso. Sol: 93,6 %

• En aquellas reacciones que tienen lugar en disolución, los cálculos químicos se llevan

a cabo utilizando el principio general de que las sustancias reaccionan equivalente a equivalente. Es decir, cuando dos sustancias reaccionan aunque su relación en moles sea diferente, la relación en equivalentes es idéntica:

Ejemplos:

2 HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O

2 moles 1 mol

2 equiv. 2 equiv.

En este hecho se basa la determinación cuantitativa de una sustancia, cuando se conoce el número de equivalentes de otra que ha reaccionado con ella. Una valoración consiste en añadir gradualmente mediante una bureta una disolución de un reactivo de concentración conocida a una disolución de otra sustancia de concentración desconocida. El punto final de la valoración o punto de equivalencia puede conocerse por el cambio de color del indicador.

Como N = V(l)

eq. ºn , se deduce que: nº eq. = V . N

Por tanto, en una valoración ácido-base la ecuación nº de eq. de A = nº de eq. de B, se puede poner como: A.9.- Calcula la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato cálcico es del 83,6 %, que podrán ser atacados por 150 ml de disolución de ácido clorhídrico 1N. Sol: 8,9 g

VA . NA = VB . NB

nº de equivalentes de A = nº de equivalentes de B


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DISOLUCIONES 1.- En 35 g de agua se disuelven 5 g de ácido clorhídrico. La densidad de la disolución resultante es 1,06 g/cm3. Halla la concentración de la disolución: a) en % en masa , b) en g/l , c) molaridad y d) normalidad. Dato: Mr (HCl) = 36,5 ; Sol: a) 12,5 % , b) 132,5 g/l, c) 3,63 M , d) 3,63 N 2.- Un ácido nítrico concentrado, de densidad 1,405 g /cm3, contiene 68,1 % en masa de HNO3. Calcula la molaridad, normalidad y molalidad de este ácido. Dato: Mr (HNO3) = 63 ; Sol: 15,18 M , 15,18 N y 33,95 m. 3.- Calcula la fracción molar del metanol ( CH3OH ) en una disolución acuosa 0,1 m. Dato: Mr (H2O) = 18 . ; Sol: 1,79 . 10

- 3. 4.- Si 9 litros de cloruro de hidrógeno, medidos a 20ºC y 750 mm Hg, se disuelven en el agua necesaria para dar 290 ml de disolución, ¿ cuál es la M de la disolución?. Sol: 1,27 M. 5.- ¿ Qué volumen de ácido nítrico con el 68% de riqueza y 1,4 g /cm3 de densidad se necesita para preparar 3 litros de una disolución 0,5 M de ácido nítrico?. Dato: Mr (HNO3) = 63 ; Sol: 99,26 cc 6.- Disponemos de 90 gramos de cloruro de magnesio y queremos disolverlo en agua hasta obtener una disolución de concentración 1,2 moles/ litro. ¿Qué volumen de disolución prepararemos?. Dato: Mr (MgCl2) = 95,3 ; Sol: 0,787 litros. 7.- Calcula la molaridad, normalidad, molalidad y fracción molar del soluto de una disolución de ácido sulfúrico de densidad 1,198 g/cc que contiene 27 % de ácido sulfúrico en peso. Dato: Mr (H2SO4) = 98 ; Sol: 3,3 M , 6,6 N , 3,78 m y 0,064. 8.- ¿ Cuál será la molaridad de una disolución de ácido nítrico preparada por dilución a 500 ml, de 32 ml de un ácido concentrado de densidad 1,42 g / cm3 y una riqueza de ácido nítrico de 69,5 %?. Dato: Mr (HNO3) = 63 ; Sol: 1 M. 9.- Un litro de ácido clorhídrico del 35 % en masa y densidad 1,18 g / cm3 debe diluirse de tal manera que se obtenga ácido al 20 %. ¿ Qué cantidad de agua deberá añadirse?. Sol: 885 ml 10.- Calcula la M de una disolución preparada mezclando 50 ml de ácido sulfúrico 0,136 M con 90 ml de una disolución de ácido sulfúrico 0,068 M. Sol: 0,092 M. 11.- Una disolución de ácido acético al 10 % tiene 1,055 g/cc de densidad, se desea saber: a) ¿ cuál es su molalidad?. b) si añadimos un litro de agua a 500 cc de la disolución anterior, ¿cuál es el % en peso y la normalidad de la nueva disolución? Dato: Mr (CH3COOH) = 60 ; Sol: 1,85 m , 3,45 % , 0,58 N


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GASES 1.- Un neumático de una motocicleta tiene un volumen de 10 litros y se llena de aire a una presión de 3 atm, a 27ºC. Después de circular varias horas, la T se eleva a 57ºC y el volumen se supone invariable. Calcula: a) la presión que habrá en el neumático, b) el volumen del gas si la presión hubiera aumentado sin variar la T. Sol: a) 3,3 atm , b) 9,09 litros. 2.- Un volumen de 2,38 litros de un gas, medido a 97 ºC y 720 mm Hg, tiene una masa de 2,81 g. Calcula la masa molecular de dicho gas. Sol: 37,8 3.- Calcula la densidad del vapor del alcohol etílico cuando se encuentra en un recipiente cerrado: a) a 0,8 atm y 37 ºC , b) en c.n. Datos: mat C =12 , O=16 , H = 1 . Sol: a) 1,45 g/L , b) 2,05 g/L 4.- Sabiendo que la densidad de cierto gas a 30 ºC y 310 mm Hg es de 1,02 g/L, calcula la masa molecular del gas. Sol: 62,1. 5.- Un matraz de vidrio pesa vacío 21,786 g, lleno de nitrógeno pesa 22,473 g y lleno de un gas desconocido, en las mismas condiciones de P y T, pesa 22,957 g. Halla la masa molecular del gas. Dato: mat N = 14. Sol: 47,7 6.- En un recipiente cerrado hay 44 g de dióxido de carbono y 70 g de nitrógeno a la presión total de 0,5 atm. Calcula la presión parcial de cada gas. Datos : mat C = 12 , O = 16 , N = 14 . Sol: 0,143 atm y 0,357 atm 7.- Un recipiente de 1 litro contiene a 168 ºC una mezcla gaseosa de H2 y de O2, de presiones parciales 326 y 652 mm Hg respectivamente. En esas condiciones se hace saltar la chispa eléctrica, produciéndose la explosión de la mezcla y alcanzándose una temperatura de 197 ºC. Se pide: a) reacción que ha tenido lugar y la composición volumétrica o molar. b) presión final en el recipiente Sol: a) 40 % agua y 60 % oxígeno. b) 1,16 atm. 8.- Si la densidad del nitrógeno líquido es 1,25 g/cm3. a) ¿A qué volumen se reducirá 1 litro de nitrógeno gaseoso en c.n. al condensarse?. b) Calcula la fracción aproximada del volumen del gas que ocupan las moléculas (no considerar los huecos que hay entre las moléculas del líquido). Dato: mat N = 14. Sol: a) 1 cm3 , b) 0,1 % 9.- La composición volumétrica o molar de una mezcla gaseosa es la siguiente: 30 % de metano, 50 % de dióxido de carbono y 20% de monóxido de carbono. Si la presión total es de 2 atm ¿ cuál es la presión parcial de cada uno de los gases?. Datos: mat C = 12 , O = 16 , H = 1 Sol: 1,01 , 0,61 , 0,38 atm


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FÓRMULAS Y ESTEQUIOMETRIA 1.- Halla el factor de conversión entre la u.m.a. y el gramo. 2.- ¿Cuántos moles de átomos y cuántos átomos de hidrógeno hay en 0,04 g de sulfuro de hidrógeno?. Datos: masas atómicas S = 32 , H = 1 3.- Para obtener óxido estánnico se han hecho reaccionar 8,32 g de estaño con 2,51 g de oxígeno. ¿ Qué cantidad de óxido se formará?. Datos: masas atómicas Sn = 118,7 , O = 16 Sol: 10,55 g 4.- Se desea formar un compuesto en el que entren dos átomos de cromo por cada tres de azufre. Si disponemos de 6 gramos de azufre, ¿cuántos gramos de cromo habrán de utilizarse?. Datos: masas atómicas S = 32 , Cr = 52 Sol: 6,5 g 5.- Si para formar un cloruro de titanio, éste y el cloro entran en una relación en peso 1:3, ¿cuál será la fórmula del cloruro? Datos: masas atómicas Cl = 35,5 , Ti = 47,9 Sol: TiCl4 6.- Un compuesto tiene la siguiente composición centesimal: N = 14,29 % , H = 4,11 % , Mo = 48,95 % , O = 32,65 %. Calcula su fórmula. Datos: masas atómicas N = 14 , H = 1 , Mo = 95,94 , O = 16 Sol: (NH4)2 MoO4 7.- La fórmula de la vitamina C es C6H8O6. ¿ Cuál es su composición centesimal?. Sol: 40,9 % de C , 4,55 % de H y 54,55 % de O 8.- La nicotina es un producto compuesto por un 74 % de Carbono, 8,7 % de hidrógeno y 17,3 % de nitrógeno. ¿ Qué porcentaje de los átomos de la nicotina son átomos de nitrógeno?. Datos: masas atómicas C = 12 , H = 1 , N = 14 Sol: 7,7 % 9.- La masa molar de la aspirina es 180,2 g. Si la composición centesimal es 60 % de C, 4,5 % de H, y 35,5 % de O. ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular?. Datos: masas atómicas C = 12 , H = 1 , O = 16 Sol: C9H8O4

10.- En 4,83 g de un hidrocarburo gaseoso hay 4,14 g de carbono. Halla su fórmula molecular si esos gramos del mismo, a 18ºC y 740 mm de Hg, ocupan un volumen de 2,82 litros. Datos: masas atómicas C = 12 , H = 1 Sol: C3H6 11.- El yeso es sulfato cálcico hidratado. a) Si al calentar 3,273 g de yeso se convierten en 2,588 g de sulfato cálcico anhidro, calcula la fórmula del yeso. b) ¿ Cuántos moles de agua hay en 25 g de yeso?. Datos: masas atómicas Ca = 40 , S = 32 , H = 1 , O = 16 Sol: a) CaSO4 · 2H2O 12.- Una muestra de 1,20 g de un compuesto que contiene solo carbono e hidrógeno, ardió completamente en exceso de oxígeno, dando 3,6 g de CO2 y 1,96 g de H2O. Calcula la fórmula empírica del compuesto. Datos: masas atómicas C = 12 , H = 1 , O = 16 Sol: C3H8


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13.- Un compuesto A se descompone por el calor formando un compuesto B y dióxido de carbono. Al calentar 300 g de A se obtuvieron 132 g de CO2 y se sabe que B tiene un 28% de O. ¿ Cuál será el porcentaje de O que contiene el compuesto A?. Datos: masas atómicas C = 12 , O = 16 Sol: 47,68 % 14.- Por tostación del sulfuro de cinc se obtiene el óxido del metal y se desprende dióxido de azufre. Si se dispone de 8,5 kg de sulfuro: a) ¿ Qué cantidad de óxido se producirá?. b) ¿ Con qué cantidad de oxígeno reacciona? Datos: masas moleculares ZnS = 97,4 , ZnO = 81,4 Sol: a) 7.104 g de ZnO ; b) 4.189 g de oxígeno 15.- ¿ Qué masa de cloruro de plata puede obtenerse a partir de la reacción de 99,8 g de nitrato de plata con 35,4 g de cloruro de sodio?. Datos: masas moleculares Na Cl = 58,5 , AgNO3= 169,9 , AgCl = 143,4 Sol: 84,4 g 16.- ¿Cuántos ml de ácido clorhídrico del 25 % en peso y densidad 0,91 g/ml son necesarios para neutralizar 32 g de Ca(OH)2. Datos: M moleculares HCl = 36,5 , Ca(OH)2 = 74 Sol: 138,6 ml 17.- a) ¿Cuántos litros de oxígeno, medido en c.n., se necesitan para quemar 36 g de butano?. b) ¿Cuántos litros de CO2, medidos en c.n., se formarán y cuántos gramos de agua?. Datos: M moleculares C4H10 = 58 , CO2 = 44 Sol: a) 90,4 L . b) 55,61 L y 55,9 g. 18.- Halla el volumen de hidrógeno medido sobre agua, a 25ºC y 750 mmHg, que se desprende al calentar 1,52 g de silicio con disolución de sosa cáustica, sabiendo que la presión de vapor del agua a 25ºC es de 23,8 mmHg. y que la reacción que tiene lugar es: Si + 4 NaOH → 2 H2 + Na4SiO4. Datos: masa atómica del Si = 28,1 Sol: 2,77 litros 19.- Halla la pureza de una muestra de sulfato de amonio, de la que tomados 13,162 g y tratados con exceso de sosa cáustica hacen desprender 3,77 l de amoniaco, medidos a 18ºC y 742 mmHg., si además se origina sulfato de sodio y agua. Datos: M molecular (NH4)2SO4 = 132 Sol: 77,3 % 20.- Calcula la pureza de una muestra de carburo cálcico (CaC2) sabiendo que al tratar 2,056 g de carburo con agua se obtienen 656 cc de acetileno medidos sobre agua a 22ºC y 748 mmHg. La presión de vapor del agua a 22ºC es de 19,8 mmHg. CaC2 + H2O → C2H2 + Ca(OH)2. Datos: M molecular CaC2 = 64 Sol: 81 % 21.- Calcula la cantidad de caliza cuya riqueza en carbonato cálcico es del 85,3 %, que se necesita para obtener, por reacción con un exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido de carbono, medido a 18ºC y 752 mmHg. Datos: M molecular CaCO3 = 100 Sol: 48,6 g 22.- ¿ Cuántos gramos de cobre se obtendrán cuando el gas hidrógeno obtenido al hacer reaccionar 41,6 g de Al con un exceso de cloruro de hidrógeno se hace pasar sobre una cantidad en exceso de CuO?. Las reacciones químicas son: Al + HCl → H2 + AlCl3 ; H2 + CuO → Cu + H2O Datos: M atómicas Al = 27 , Cu = 63,5 Sol: 147 g


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23.- Una determinada cantidad de tricloruro de hierro ha sido oxidada completamente y todo el cloro se ha desprendido en forma de cloro. Este cloro gaseoso se ha empleado para transformar silicio en tetracloruro de silicio. Se han producido un total de 7,44 moles de tetracloruro de silicio. ¿ Cuántos moles de tricloruro de hierro fueron oxidados?. FeCl3 + O2 → Cl2 + Fe2O3 ; Cl2 + Si → SiCl4 Sol: 9,92 moles 24.- Se hace reaccionar 200 g de piedra caliza, que contiene un 60 % de carbonato cálcico con 200 cc de una disolución de ácido clorhídrico, de una concentración del 30 % (en peso) y densidad 1,15 g/ml. El proceso transcurre a 17ºC y 740 mmHg. Calcula: a) La masa de cloruro cálcico obtenido. b) el volumen de dióxido de carbono producido en las condiciones de la reacción. Datos: M moleculares CaCO3= 100 , HCl= 36,5 , CaCl2= 111 Sol: a) 104,9 g , b) 23,1 L 25.- En la valoración de 50 cc de una disolución de ácido sulfúrico se han gastado 37,6 cc de hidróxido de potasio 0,2 N. Halla su normalidad, así como los gramos de H2SO4 disueltos en los 50 cc. Datos: M molecular H2SO4 = 98 Sol: 0,15 N , 0,368 g 26.- Una muestra de 0,250 g de un ácido sólido se disolvió en agua y fue neutralizada exactamente por 40 cc de base 0,125 N. ¿ Cuánto vale el equivalente del ácido?. Sol: 50 g 27.- El nitrógeno reacciona con el hidrógeno para formar amoniaco. ¿ Qué volumen de amoniaco, medido a 27 ºC y 1,2 atm, se formarán al reaccionar 7 litros de nitrógeno, medidos en las mismas condiciones de P y T. ?. Sol: 14 L 28.- Se queman al aire 100 gramos de antracita, cuya riqueza en carbono es del 95%. Calcula: a) el volumen de dióxido de carbono obtenido, medido en c.n.. b) el volumen de aire necesario para la combustión, sabiendo que el aire contiene un 21 % de O2 en volumen. c) el volumen de dióxido de carbono obtenido, medido en c.n., suponiendo un rendimiento del 80%. Datos: M atómica C = 12 Sol: a) 177,3 L , b) 844,3 L , c) 141,84 L 29.- Se hacen reaccionar 200 g de una caliza que contiene un 60 % de carbonato cálcico con una disolución de ácido clorhídrico al 30 % en peso y densidad 1,15 g /cc . Calcula : a) volumen de CO2 obtenido, a 18 ºC y 2 atm. b) volumen de la disolución de ácido clorhídrico consumido. c) si en la práctica se obtuvieron 100 g de CaCl2 . ¿Cuál es el rendimiento de la reacción ?. Datos: M moleculares CaCO3 = 100 , HCl = 36,5 , CaCl2 = 111 Sol: a) 14,31 L , b) 253,91 cm3 , c) 75 % 30. Al calentar el nitrato de potasio se descompone en nitrito de potasio y oxígeno. a) Si a partir de 3 g de nitrato se obtienen 0,24 g de oxígeno, ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?. b)¿Cuántos gramos de nitrito se obtienen?. Datos: M moleculares KNO3 = 101 , KNO2 = 85 , M atómica O = 16 Sol: a) 50,5 % , b) 1,275 g


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PROBLEMAS PROPUESTOS EN LA P.A.U.

1.- En 1 kg de agua se disuelven 725 litros de gas amoniaco medidos a 20ºC y 744 mm de Hg. La densidad de la disolución obtenida es de 0,882 g/ml. Calcula: a) la concentración en g/l . b) la molaridad. c) la normalidad Datos: masas atómicas N = 14 , H =1 Sol: a) 295 g/l , b) 17,35 M , c) 17,35 N 2.- Cierta cantidad de hidrógeno recogido sobre agua a 25ºC y 737 mm de Hg ocupa un volumen de 245 ml. La presión de vapor de agua a esta temperatura es de 23,8 mm de Hg. Calcula el volumen de hidrógeno seco a 12 ºC y 770 mm de Hg. Sol: 217 ml 3.- Se dispone de una mezcla gaseosa formada por nitrógeno, oxígeno y dióxido de carbono que se encuentra a la presión de 700 mm de Hg y a la temperatura de 27ºC. Un análisis sobre la composición de la misma señaló que su contenido en peso era del 49% de nitrógeno y del 40% de oxígeno. Calcula: a) la presión parcial de cada uno de los gases. b) el volumen ocupado por 100 gramos de la mezcla. c) la composición en volumen de la mezcla. Datos: masas atómicas C= 12 , O = 16 , N = 14 Sol: a) N2: 376,9 mm Hg , O2 : 269,2 mm Hg , CO2 : 53,9 mm Hg , b) 86,8 l c) N2: 53,8 % , O2 : 38,5 % , CO2 : 7,7 % 4.- Una muestra de 0,580 g de un compuesto orgánico, formado por carbono, hidrógeno y probablemente oxígeno, fue sometida a un proceso de combustión, obteniéndose 1,274 g de dióxido de carbono y 0,696 g de agua. Al volatilizar 0,705 g del compuesto, el gas que se produce , recogido sobre agua, ocupó un volumen de 295 ml, a 27ºC y 770 mm Hg. Calcula la fórmula del compuesto. Datos: Pv del agua = 26,7 mmHg. ; masas atómicas C=12 , H=1 , O=16. Sol: C3H8O 5.-a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico (d = 1,84 g/ml y del 96 % en peso) será necesario para disolver una muestra de 10 g de cinc que contiene un 75 % de pureza?. b) ¿Cuántos gramos de sulfato de cinc se producirán?. c) ¿Cuántos litros de hidrógeno se desprenderán medidos a 740 mm Hg y 37ºC ?. Datos: masas atómicas H =1 , S = 32 , O = 16 , Zn = 65,4 Sol: a) 6,36 cm3 , b) 18,51 g , c) 3 litros.


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AUTOEVALUACION 1.- Si reaccionan 2 moléculas de una sustancia A con 5 moléculas de otra sustancia B para dar 4 moléculas del producto C, para obtener 20 moléculas de C se precisan: a) 10 de A y 10 de B b) 6 de A y 14 de B c) 10 de A y 25 de B d) 12 de A y 15 de B 2.- Se mezclan 50 g de monóxido de carbono y 50 g dióxido de carbono. ¿Cuántos moles de cada gas existen? a) 50 y 50 b) 28 y 44 c) 1,78 y 1,13 d) 14 y 22 3.- El níquel se combina con el cloro formando cloruro de níquel (II) y cloruro de níquel (III). ¿Qué relación existe entre las masas del cloro que se combinan con un gramo de níquel? a) 1,5 b) 0,5 c) 3 d) 2 e) Ninguna. 4.-Se hace arder propano con oxígeno según la reacción: C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O Si se emplean 10 litros de oxígeno para quemar 3 litros de propano, ¿cuáles de estas cosas ocurrirán? a) Que se consumirá todo el propano b) Que se consumirá todo el oxígeno c) En la reacción se formarán CO2, H2O y

propano d) Quedará propano sin reaccionar e) Sobrará oxígeno 5.- El amoníaco (gas) reacciona con el oxígeno, obteniéndose en la reacción monóxido de nitrógeno (gas) y agua (gas). 4 NH3(g) + 5O2 (g) 4 NO(g) + 6 H2O(g) Si mezclamos 5 litros de amoníaco y 6 litros de oxígeno en iguales condiciones de presión y de temperatura:

a) El reactivo limitante es el amoníaco b) El reactivo limitante es el oxígeno c) Reaccionan los 5 litros de amoníaco con

los 6 litros de oxígeno d) Se obtienen 12 litros de mezcla gaseosa e) Se obtienen 13,45 litros de mezcla

gaseosa 6.- ¿En cuál de las siguientes reacciones es de esperar un mayor aumento en el volumen al final de la reacción? a) C (s) + O2 (g) CO2 (g) b) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) c) 2 H2S(g) + 3O2(g) 2 SO2(g) + 2H2O(l) d ) PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) 7.- El cobre reacciona con el azufre para formar CuS con un rendimiento del 25 %. ¿Qué masa de cobre se necesita para obtener 50 g de sulfuro de cobre (II)? a) 254 b) 8,31 c) 33,24 d) 132,98 8.- De las siguientes disoluciones, ¿cuál tendrá mayor molaridad? a) HCl: 4,56 g en 100 ml. b) H2SO4: solución al 98 %, d = 1,8 g/ml. c) HNO3: 94,5 g en 1,5 l. d) KOH: 10,26 g en 200 ml. 9.- Por un litro de solución 3 M de NaOH se hace pasar CO2 a 25 ºC y 2 atm: CO2 + 2 NaOH Na2CO3 + H2O ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son falsas?: a) El volumen de dióxido de carbono que

reacciona es 18,32 l. b) Se producen 27 g de agua. c) Se producen 200 g de carbonato de sodio. d) Se producen 33,6 l de CO2 en c.n. Soluciones: 1.c , 2.c , 3.a , 4.b,d , 5.b,d , 6.d , 7.d , 8.b , 9.c,d


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DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE AVOGADRO ( NA)

a) Radiactividad

Al desintegrarse el radio (elemento radiactivo), se emiten partículas alfa, α (núcleos de Helio). El número de estas partículas puede contarse con un contador Geiger, hallándose así el número total de partículas emitidas en un tiempo determinado.

Las partículas α muy pronto capturan electrones y se transforman en un átomo de Helio (gas). Éste se va guardando en un recipiente, hasta alcanzar en el tiempo considerado, un volumen que es objeto de medida.

De este modo se tiene el número de átomos de He en un volumen determinado del mismo. Por una proporción se determina el número de átomos que hay en 22,4 litros, medidos en c.n., que es el volumen ocupado por 1 mol, y dicho número es NA.

Ejemplo: Estudiando la desintegración del radio se contaron 1,82 . 10 17 partículas α, al tiempo que se obtuvo un volumen de Helio de 0,00734 ml, medidos a 19ºC y 745 mm Hg. Halla NA

0

00

T

V.P

T

V.P= ;

273

V.760

292

00734,0.745 0= ;

x

litros4,22

átomos10.82,1

litros10.72,617

6

=

−

V0 = 0,00672 ml = 6,72 . 10 – 6 litros en c.n. x = 6,023 . 10 23 = NA

b) Electrólisis

Al efectuar la electrólisis de una sal de plata, por ejemplo, cada ion plata toma un electrón del cátodo y se convierte en un átomo de plata metálica: Ag + + 1 e - → Ag. Según las leyes experimentales de la electrólisis, para neutralizar 1 mol de iones Ag+ se necesitan 96.500 culombios (1 Faraday) de electricidad negativa.

Como en 1 mol de iones Ag + hay 1 mol de cargas +, entonces 96.500 culombios representa la carga de 1 mol de electrones, y como la carga de 1 electrón es 1,6 . 10 –19 Culombios, se deduce que: 96.500 culombios = NA . 1,6 .10

– 19 , de donde NA = 6,03 . 10 23

c) Rayos X

La estructura de los cristales habitualmente se estudia con la técnica de difracción con rayos X. Con esta técnica se obtienen datos como la distancia entre los centros de dos iones contiguos de signo contrario.

Por otra parte, conociendo la densidad del cristal, se halla el volumen de un cubo cuya masa sea la de 1 mol y se determina su arista (a). Entonces dividiendo la arista entre el espaciado interiónico, obtenido por rayos X, encontraremos el número de iones de ambos signos que forman la arista. Elevando este número de iones al cubo tendremos el número total de iones. Si por ejemplo tomamos NaCl, “una molécula” está formada por dos iones de signo contrario(Na+ y Cl–) , por lo que el número de “moléculas” se hallará dividiendo entre dos y éste es el NA.

Ejemplo: Empleando rayos X se ha obtenido que la distancia entre dos iones de Na+ y Cl – contiguos del NaCl es de 2,819 . 10 –8 cm. Sabiendo que la densidad del NaCl es de 2,165 g/cm3 y 1 mol de Na Cl tiene una masa de 58,448 g, halla el valor de NA.

)NaCldelmolarvolumen(cm996,26165,2

448,58

d

mV 3

=== = a3 ; a = 3 cm (arista del cubo)

3 : 2,819 . 10 – 8 = 1,064 . 10 8 iones en una arista ; (1,064 . 10 8 )3 = 1,204 . 10 24 iones en 1 mol 1,204 . 10 24 : 2 = 6,02 . 10 23 “moléculas” en 1 mol = NA

copia de quimica 2c2ba

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