1.
Disponemos de 50
gramos de NH3. . [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
hidrógeno tenemos?
Con las masas atómicas obtenemos las masa molar de la molécula: N+
3·h=14+3=17 g/mol
Calculamos los moles de NH3 que hay en 50 gramos de sustancia:
n=mNH3/MNH3=50g/17 g/mol=2.94 MOLES
Calculamos los moles de átomos, sabiendo que hay 4 átomos por molécula:
nátomos=4·n=4·2.94 moles= 11.76 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=2.94·6.023·1023=17.7·1023moléculas.
Para el número de átomos de hidrógeno, sabemos que hay tres por molécula:
NH=4·
Nmoléculas=3·17.7·1023=53.1·1023 átomos de hidrógeno.
2.
Cuando reaccionan el
manganeso con el oxígeno, la hacen en las siguientes cantidades:
|
EXPERIMENTO
|
Masa de
manganeso (g)
|
Masa de
oxígeno (g)
|
|
1
|
5
|
1.45
|
|
2
|
10
|
2.9
|
|
3
|
15
|
4.35
|
|
4
|
20
|
5.8
|
|
5
|
25
|
14.54
|
a.
¿Cuántos compuestos
químicos se forman? ¿Por qué?
[1 punto si aplica la Ley Química apropiada para justificar su respuesta]
b.
Aplica la Ley de Dalton
a dos casos de la tabla y obtén consecuencias. [1 punto Aplica
correctamente la Ley de Dalton]
c.
Si el oxígeno del
experimento “1” estuviera encerrado en un globo a la presión de 2 atm y a una
temperatura de 87ºC, ¿Cuál sería su densidad? . [0,5 punto aplica correctamente la Ley correspondiente y despeja
primero antes de sustituir datos numéricos; 0,5 resuelve correctamente haciendo
uso de las unidades]
d.
Mezclamos en el globo de
20 litros a 87ºC los 1’45 g de oxígeno con 1’45 gramos de amoníaco NH3.
¿Cuál es la presión parcial de cada gas y cuál la total? [0,5 punto aplica correctamente la Ley
correspondiente y despeja primero antes de sustituir datos numéricos; 1
resuelve correctamente haciendo uso de las unidades las presiones parciales y
0,5 la presión total]
|
EXPERIMENTO
|
Masa de manganeso (g)
|
Masa de oxígeno (g)
|
Relación de Proust
|
|
1
|
5
|
1.45
|
3.44
|
|
2
|
10
|
2.9
|
3.44
|
|
3
|
15
|
4.35
|
3.44
|
|
4
|
20
|
5.8
|
3.44
|
|
5
|
25
|
14.54
|
1.71
|
He insertado una columna a la derecha donde disponemos el
resultado de la división mMn/mO, 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 los experimentos
“1”, al “4”; y otro llamado “Y” en experimento “5”.
Aplicamos
la Ley de Dalton a los experimentos “4” y “5”, para poder aplicarla debemos
preparar los datos, porque es necesario que la masa de uno de los elementos sea
igual para ambos casos. Voy a adaptar el caso “5” para tener 20 gramos de Mn,
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:
25
g de Mn à
14.54 g de O
20
g de Mn à x
g de O
Gramos de O=20g·14.54g/25g=11.63 g de O, (reaccionaría con 20
g de Mn para dar el compuesto Y)
Ahora comparamos las masas de oxígeno que reaccionan con 20
g de Mn para dar en cada caso un compuesto diferente:
Experimento
4/Experimento 5 adaptado = 5.8 g de O/11.64 g de O=0.5=1/2
Que quiere decir que por cada átomo de O que hay en el
compuesto “X”, hay 2 átomos de O en el compuesto “Y”.
Para el apartado c) aplicamos de forma
directa la relación entre masa molar y densidad, sabiendo que el gas es O2
y su masa molar 32 g/mol:
d=M·P/RT=32 g/mol·2atm/0.082(atm·l/molK)·360K=2.17
g/l
Para el apartado d), debemos conocer el
número de moles de cada gas, y con ello calculamos las fracciones molares.
nO2=m/M=1.45g/32(g/mol)=0.045
moles
nNH3=m/M=1.45g/14(g/mol)=0.085
moles
ntotales=0.130 moles yO2=no2/ntotales=0.045/0.13=0.35 yNH3=1-yO2=0.65
Calculamos la presión total con el dato de
moles totales:
Ptotal=ntotalesRT/V=0.13
moles·0.082(atm·l/molK)·360K/20l=0.19 atm
PO2=yO2·Ptotal=0.35·0.19
atm = 0.07 atm PNH3=yNH3·Ptotal=0.65·0.19
atm=0.12 atm
3.
Disponemos de un
compuesto químico de calcio y cloro. [0,5 uso de unidades; 0,5 utiliza las ecuaciones y despeja
sobre ellas antes de sustituir datos numéricos]
a.
¿Cuál es su fórmula
empírica si está formado por 36’11% de calcio, y 63’88% de cloro[1 punto]
b.
Si este compuesto está
hidratado, y por tanto contuviera un 49’34% de agua. ¿Cuál sería su fórmula
completa? [1 punto]
Calculamos la fórmula empírica de la sal, suponemos que
partimos de 100 gramos de sustancia, entonces hay 36.11 g de calcio y 63.88 g
de cloro. Ahora calculamos los moles que hay de cada átomo:
NCa=m/M=36.11g/40g/mol=0.902 nCl=m/M=63.88g/35.5g/mol=1.799
Eliminamos los decimales para poder comparar entre cantidades
enteras de cada átomo, para ello dividimos por el menor número de los dos,
0.902:
NCa=1 nCl=2 La fórmula empírica será
CaCl2
La fórmula completa a la que hace referencia el enunciado es
a la existencia de un compuesto hidratado, de formula CaCl2·xH2O
y debemos calcular “x”.
Sabemos que en 100 g de sustancia 50.66 g es de CaCl2,
cuya masa molar es 111 g/mol. Por tanto en esos gramos hay nCaCl2=m/M=50.66g/111g/mol=0.456
moles de CaCl2.
Hacemos lo mismo con el agua, en 100g de sustancia hay 49.34
g de agua, cuya masa molar es 18 g/mol. Por tanto en esos gramos hay nH2O=m/M=49.34
g /18 g/mol=2.74 moles de agua.
La correspondencia es que hay 0.456 moles de CaCl2 por cada
2.74 moles de H2O. Para obtenes números enteros debemos dividir por la menor de
esas cantidades: 0.456. Entonces obtenemos:
1 mol
de CaCl2 por 6 moles de H2O
Por lo que la fórmula completa es CaCl2·6H2O
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