1. El Flúor reacciona con el azufre para dar dos compuestos,
uno de ellos es conocido con la formula SF4. Analizando los resultados de dos experimentos
que conducen a dar los dos productos, encuentra la fórmula del segundo compuesto
aplicando la Ley Ponderal correspondiente.
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EXPERIMENTO
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Masa de F(g)
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Masa de S (g)
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COMPUESTO
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1
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60,8
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25,6
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SF4
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|
2
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63,3
|
17,78
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¿¿??
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Vamos
a aplicar la Ley de Dalton. Para ello necesitamos comparar las masas de Flúor
que reaccionan para dar el compuesto SF4 y el compuesto
desconocido, pero siempre que la cantidad de azufre sea la misma. Esto último
no se cumple, preparemos los datos para hacer la comparación, bien aplicando la
Ley de Proust al experimento 1, o una simple regla de tres. Vamos con esto
último.
Si
60’8 gramos de F ------à
Reaccionan con 25’6 gramos de Azufre para dar SF4
X GRAMOS DE F -----à Reaccionarán con 17’78
gramos de Azufre para dar SF4
Resolviendo
la Regla de 3: X=17’78g·60’8g/25’6 g =
42’23 gramos de F
Ahora
volvemos a escribir la tabla pero con la primera fila adaptada a los nuevos
valores:
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EXPERIMENTO
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Masa
de F(g)
|
Masa
de S (g)
|
COMPUESTO
|
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1
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42,23
|
17,78
|
SF4
|
|
2
|
63,3
|
17,78
|
¿¿??
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Ahora
sí podemos comparar las masas de F que reaccionan con una misma cantidad de
azufre para dar dos compuestos distintos:
M1/M2=42’23g/63’3g=0’667
= 2/3=4/6
Mejor
la fracción 4/6 puesto que en el compuesto 1 tenemos por fórmula SF4.
LA relación no indica la relación que existe entre el número de átomos de F en
el compuesto 1 y en el compuesto 2. Por tanto tendremos por cada 4 F en el
nuevo compuesto 6. La fórmula será SF6.
2. Disponemos de 134 gramos de CuCl2 en el
laboratorio. Responde haciendo los cálculos pertinentes a:
A. Número de moles de
compuesto.
B. Número de
moléculas.
C. Número de átomos de
cloro.
Conociendo la masa, podemos calcular el número de
moles aplicando la ecuación n=m/M, siendo M la masa molar del compuesto. En
este caso al ser CuCl2, su masa molar es M=63’5x2+35’5=134’5 g/mol
n=m/M=134g/134’5g/mol=1’00 mol (Hemos redondeado)
El número de moléculas ser N=n·NAV=1·6’023·1023
moléculas, y el número de átomos de cloro será esa cantidad por 2, ya que es el
número de átomos de cloro que hay por molécula:
NCl=2·N=2·6’023·1023=12’046·1023
átomos de cloro.
3. Una mezcla de gases
contiene 5,81 gramos de CO2, 4’12 gramos de CO y 20’2 g de N2.
Si la presión total de la mezcla es de 710 mmHg, ¿Cuál es la presión parcial de
cada gas? Si la mezcla estuviera a 25ºC, ¿qué volumen ocuparía?
Para calcular
las presiones parciales vamos a aplicar la Ley de Dalton para las presiones
parciales:
PCO2=XCO2·Ptotal
, y así el resto, nos hace falta calcular entonces las fracciones molares. (Masas
de las siguientes moléculas CO2 à
M=12+ 16x2=44 g/mol; COà
M=12+16=28 g/mol; N2 à
M=14x2=28 g/mol)
nCO2=mCO2/MCO2=5’81g/44g/mol=0’132
moles de CO2
nCO=mCO/MCO=4’12g/28g/mol=0’147
moles de CO
nN2=mN2/MN2=20’2g/28g/mol=0’721
moles de CO2
ntotal=0’132+0’147+0721
moles= 1mol
XCO2=nCO2/ntotal=0’132
moles/1 moles=0’132
XCO=nCO/ntotal=0’147
moles/1 moles=0’147
XN2=nN2/ntotal=0’721
moles/1 moles=0’721
PCO2=XCO2·Ptotal=0’132·710
mmHg=93’72 mmHg
PCO=XCO·Ptotal=0’147·710
mmHg=104’37 mmHg
PN2=XN2·Ptotal=0’721·710
mmHg=511’91 mmHg
CAMBIO DE
UNIDADES PAR LO QUE SIGUE: P=710mmHg·1atm/760mmHg=0’93 atm
T=25+273=298K
Para el
segundo apartado aplicamos la ecuación de los gases ideales: P·V=n·R·T. Y
despejamos el volumen:
V=n·R·T/P=1
mol·0’082(atm·l/molK)·298K/0’93 atm=26’27 litros
4. La composición
centesimal de un compuesto orgánico que contiene C, H y N es 66’64%, 7’46% y
25’9 % respectivamente. Sabiendo además que 10’62 gramos de muestra ocupan un
volumen de 2 litros medidos a 25ºC y 1’2 atm de presión… Encuentra su fórmula
empírica. Encuentra su fórmula molecular.
Si tuviéramos 100 gramos de
sustancia, 66’64 g serían de N, 7’46 g de H y 25’9 g de C. Calculemos los moles
que representan:
nC=mC/MC=66’64g/12g/mol=5’53
moles
nN=mN/MN=25’9g/14g/mol=1’85
moles
nH=mH/MH=7’46g/1g/mol=7’46
moles
Divido por el menor de todas las
cifras anteriores para buscar números enteros, ya que las anteriores cifras
muestran la relación en la que se encuentran los elementos en la fórmula
empírica:
Tras dividir por 1’85 encuentro que
Cà 3, Nà1, Hà 4, por tanto la
fórmula empírica es C3H4N
Calculamos la masa de la formula
molecular con ayuda de la ecuación de los gases ideales.
P·V=(m/M)·RT
M=m·R·T/(P·V)=10’62 g·0’082(atm·l/molK)·298K/(2l·1’2
atm)=108’13 g/mol
Como la masa molar de la fórmula
empírica es C3H4N à
M=3x12+14+4x1=54 g/mol, que resulta ser la mitad de la molecular, esto nos
indica que la fórmula molecular es el doble de la empírica, esto es C6H8N2
5. ¿Qué volumen de
disolución de HNO3 al 36% y densidad 1’220 g/ml es necesario para
preparar 0’25 litros de disolución 0’25M? Si tomamos 100 ml de la disolución
anterior, y la mezclamos con otros 100 ml de ácido nítrico 0’10 M, ¿cuál es la
concentración de la mezcla resultante?
Vamos con la primera cuestión, queremos
preparar 0’25 l de disolución 0’25 M, por tanto necesitamos los siguientes
moles de HNO3:
[HNO3]=nHNO3/V Despejamos
nHNO3=[HNO3]·V=0’25M·0’25
l=0.0625 moles
Calculamos la masa que representan esos
moles, a partir de la masa molar de ácido nítrico: HNO3 à 1+14+16·3= 63 g/mol
mHNO3=nHNO3·MHNO3=0’0625moles·63g/mol=3’94
gramos
Pero esos 3’94 gramos están distribuidos en
una disolución en la que ellos son el 36%. Planteamos regla de tres y
resolvemos:
3’94
g de HNO3 à 36% de la disolución
X
g disolución à
100%
X=394 gramos/36=10’94 gramos de disolución.
Con ayuda de la densidad calculamos los ml
que ocupan esos gramos de disolución:
D=m/V Despejamos
V=m/D=10’94 g/1’22 g/ml=8’97 ml
Para el apartado B, debemos saber que la mezcla
total ocupará un volumen de 200 ml=100ml+100ml, y que en ella habrá n1
moles de la disolución (1), y n2 moles de la disolución (2).
[HNO3]=(n1+n2)/V
Calculemos los moles que vienen de cada
disolución a partir de la expresión de la molaridad de cada una de ellas.
n1=[HNO3]1·V1=0’25M·0’1l=0’025
moles
n2=[HNO3]2·V2=0’1M·0’1l=0’01
moles
[HNO3]=(n1+n2)/V=(0’025+0’01)moles/0’2
l=0’175M
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