1.
Tenemos 22 gramos de
MnO2. [0,5
punto cada apartado; siempre que se usen unidades y se escriba primero la Ley o
fórmula]
a.
¿Cuántos moles de
moléculas tenemos?
b.
¿Cuántos moles de átomos
tenemos?
c.
¿Cuántas moléculas
tenemos?
d.
¿Cuántos átomos de
oxígeno tenemos?
Con las masas atómicas obtenemos las masa molar de la
molécula: Mn+ 2·O=54.9+16*2=86.9 g/mol
Calculamos los moles de MnO2 que hay en 22 gramos
de sustancia:
n=mMnO2/MMnO2=22g/86.9 g/mol=0,253
moles
Calculamos los moles de átomos, sabiendo que hay 3 átomos
por molécula:
nátomos=3·n=3·0.253 moles= 0.759 moles de átomos.
Calculamos el número de moléculas con ayuda del número de
Avogadro, NAv=6,023·1023. Que son las unidades que hay en
un mol.
Nmoléculas=n·NAv=0.253·6.023·1023=1.52·1023moléculas.
Para el número de átomos de oxígeno, sabemos que hay dos por
molécula:
NO=2· Nmoléculas=2·1.52·1023=3.04·1023
átomos de oxígeno.
2.
Tenemos en una bombona
de 30 litros de volumen encerrados dos gases A y B de forma que de uno hay el
triple de moles que del otro. La presión total es 1200 mmHg y la temperatura es
de 150 ºC. [0,5 uso de unidades; 0,5 utiliza las
ecuaciones y despeja sobre ellas antes de sustituir datos numéricos]
a.
¿Cuántos moles hay
en total y de cada gas en particular? [0,5 puntos]
b.
¿Cuál es la fracción
molar de cada gas? [1
punto]
c.
¿Cuál es la presión
parcial que ejerce cada gas? [0,5
puntos]
Cambiamos de unidades para poder hacer uso de la ecuación
del gas ideal:
P=1200mmHg·(1atm/760mmHg)=1.58 atm T=150+273=423K
Conociendo la presión total, podemos saber el número de
moles totales, puesto que en los gases ideales no se distinguen unas moléculas
de otras:
PT·V=n·R·T nT=
PT·V/R·T=[1.58 atm·30 litros]/[0.082 atm·l/molK·423K]=1.36 moles
totales
Los moles totales los aportan A y B, pero de uno de e llos
hay el triple que del otro: nA=3·nB
nT=nA+nB=3·nB+nB=4nB nB=nT/4=1.36
moles/4=0.34 moles de B nA=3·nB=1.02
moles de A
Conociendo los moles podemos calcular la fracción molar:
YA=nA/(nA+nB)=1.02/(1.02+0.34)=0.75 yB=1-yA=0.25
Y ahora con la Ley de Dalton obtenemos las presiones
parciales:
PA=PT·yA=1200 mmHg
·0.75=903 mmHg PB=PT-PA=1200
mmHg-903 mHg=197 mmHg
1.
Cuando reaccionan el
azufre con el flúor se miden las masas de los elementos reaccionantes y se
disponen los resultados en la siguiente tabla:
|
EXPERIMENTO
|
Masa de Flúor
(g)
|
Masa de Azufre
(g)
|
|
1
|
7.1
|
3
|
|
2
|
17.8
|
5
|
|
3
|
35.62
|
10
|
|
4
|
38
|
16
|
|
5
|
71.22
|
20
|
a.
Los datos
corresponden al mismo compuesto químico. ¿Por qué? [1 punto si aplica la Ley Química apropiada para justificar su
respuesta]
b.
Aplica la Ley de
Dalton a los casos 4 y 5. [1 punto Aplica
correctamente la Ley de Dalton]
c.
Suponiendo que el
más ligero está formado por un 29,6 % de azufre, y que siendo un gas tiene una
densidad de 6,58 g/l a 1,5 atm y 27ºC, calcula la composición de los compuestos
de los experimentos 4 y 5. [1
punto encuentra la Fórmula empírica del compuesto más ligero; 1 punto encuentra
la fórmula molecular y 1 punto si deduce la del más pesado]
|
EXPERIMENTO
|
Masa de Flúor (g)
|
Masa de Azufre (g)
|
Relación Proust
|
|
1
|
7.1
|
3
|
2.37
|
|
2
|
17.8
|
5
|
3.56
|
|
3
|
35.62
|
10
|
3.56
|
|
4
|
38
|
16
|
2.37
|
|
5
|
71.22
|
20
|
3.56
|
He
insertado una columna a la derecha donde disponemos el resultado de la división
mflúor/mazufre, para cada experimento. El resultado no
tiene unidades porque divido gramos entre gramos. Estamos aplicando la Ley de Proust,
y para un compuesto dado, siempre tendría que obtenerse el mismo resultado.
Sin
embargo estamos viendo que se obtienen dos resultados distintos, porque se
forman dos compuestos químicos diferentes, uno llamado “X” en el experimento “1”,
y “4”; y otro llamado “Y” en los experimentos “2”, “3” y “5”.
Aplicamos
la Ley de Dalton a los experimentos “4” y “5”, para poder aplicarla debemos
preparar los datos, porque es necesario que las masas de uno de los elementos
sea igual en ambos casos. Voy adaptar el
caso “5” para tener 16 gramos de azufre, al igual que en el caso “4”. Esto lo
puedo hacer gracias a la Ley de Proust, que me dice que para un compuesto
determinado, en este caso el compuesto “Y”, los elementos reaccionantes están
en la misma proporción. Por tanto con una simple regla de tres:
71.22
g de F à
20 g de S
X
g de F à
16 g de S
Gramos de F=16g·71.22/20g=56.97 g de F, (reaccionaría con 16
g de azufre para dar el compuesto Y)
Ahora comparamos las masas de flúor que reaccionan con 16 g
de azufre para dar en cada caso un compuesto diferente:
Experimento
4/Experimento 5 adaptado = 38 g de F/56.97 g de F=0.66=2/3
Que quiere decir que por cada dos átomos de F que hay en el
compuesto “X”, hay 3 átomos de F en el compuesto “Y”.
Pasemos a calcular la fórmula empírica del más ligero de los
dos. Si tuviéramos 100 g de sustancia, según la composición centesimal del
enunciado, tendríamos 29.6 g de azufre y 70.4 g de flúor.
nS=29.6 g/32 g/mol=0.925 moles nF=70.4 g de F/19g/mol=3.70
moles de F
Dividimos entre el número más pequeño, 0.925:
nS=1 nF=4 Por tanto en el compuesto
más ligero, por cada átomo de S hay 4 de Flúor.
Fórmula empírica SF4. Su masa molar es 32 + 19·4=108 g/mol
Calculamos la masa molar de la fórmula molecular, con ayuda
de la ecuación que relaciona densidad y masa molar de un gas ideal:
M=d·RT/P=6.58 (g/l)·0.082 (atm·l/molK)·300K/1.5 atm=108
g/mol
Como las masas molares son iguales, las de las fórmulas
molecular y empírica, eso quiere decir que son iguales. Por tanto las fórmula
molecular es SF4.
Para el compuesto más pesado, como sabemos que por cada 2
átomos de F que hay en el más ligero, hay 3 en el más pesado, entonces el
compuesto más pesado tendrá que tener 6 átomos de Flúor, y la misma cantidad de
azufre:
SF6
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