LA MATERIA - Departamento de Física y Química

Departamento de Física y Química
Universidad Laboral
LA MATERIA. LEYES PONDERALES.
Ejercicios resueltos.
1.- El cloro y el sodio se combinan para dar cloruro de sodio en la siguiente relación: 71
g de cloro con 46 g de sodio. Calcula:
a) La cantidad necesaria de sodio que se combinará totalmente con 30 g de cloro.
71 g de cloro 30 de cloro

; x  19,44 g de sodio
46 g de sodio
x
b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al mezclar 50 g de cloro con 80 g de
sodio.
La relación en que se combinan es
71 g de cloro
g cloro
 1,54
46 g de sodio
g sodio
La relación en que se mezclan es:
50 g de cloro
g cloro
 0,625
80 g de sodio
g sodio
Como es menor que 1,54, deducimos, que sobra sodio. El cloro reaccionará por
completo.
50 g de cloro
g cloro
 1,54
; X  32,47 g de sodio; sobrará 47,47,53 g de sodio
X
g sodio
La cantidad de cloruro que se formará será:
50 g de cloro  32,47 g de sodio  82,47 g de cloruro de sodio
2.- Dos muestras de gases tienen estas composiciones:
Primera muestra: 3,446 g de carbono y 9,189 g de oxígeno
Segunda muestra: 8,531 g de carbono y 22,749 g de oxígeno.
Explica si se trata del mismo gas o si las muestras corresponden a dos gases distintos
del carbono. ¿Qué ley ponderal se cumple?
Hallamos la relación que existe entre la masa de carbono y la de oxígeno en los dos
compuestos:
Primera muestra:
3,446 g C
gC
8,531 g C
gC
 0,375
; Segunda muestra:
 0,375
;
9,189 g O
gO
22,749 g O
gO
Como la relación es la misma se trata de un único óxido de carbono y la ley que se
cumple es la de Proust.(Proporciones definidas)
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3.-Demuestra que se cumple la ley de Dalton (proporciones múltiples) en las siguientes
muestras:
Primera muestra: 2,544 g de carbono y 3,392 g de oxígeno
Segunda muestra: 3,768 g de carbono y 10,048 g de oxígeno.
Hallamos la relación que existe entre la masa de carbono y la de oxígeno en los dos
compuestos:
2,544 g C
gC
3,768 g C
gC
Primera muestra
 0,750
; Segunda muestra
 0,375
;
3,392 g O
gO
10,048 g O
gO
Al ser las relaciones distintas se trata de compuestos diferentes.
Como conocemos las cantidades de C que se combinan con 1 g de O, en cada una de los
compuesto: 0,750 g C en el primero y 0,375 g C en el segundo, para ver si se cumple la
ley de Dalton, calculamos la proporción en que están:
0,750 g de C
 2.
0,375 g de C
Como el cociente da 2, podemos afirmar que se cumple la ley de las proporciones
múltiples.
4.- En un determinado compuesto existen 5,4 g de aluminio y 4,8 g de oxígeno. En el
agua hay 1 g de hidrógeno por cada 8 g de oxígeno. Utilizando la ley de las
proporciones recíprocas, calcular el Peq. del aluminio
Tenemos que encontrar los gramos de aluminio y de hidrógeno que se combinan con
una misma masa de oxígeno, pues es el elemento común en los dos compuestos.
5,4 g de Al
g Al 1 g de H
gH
 1,125
;
 0,125
.
4,8 g de O
gO
8 g de O
gO
Así, conocemos los gramos de Al y los gramos de H que se combinan con la misma
cantidad de O. El Al y el H se combinarán en esa proporción, cosa que aprovechamos
para calcular el peso equivalente del Al:
Si 1,125 g de Al
X

; X  9,07
se com binancon 0,125 g de H lo harán con 1,008 g de H
El equivalente de Aluminio es 9,027 g. Sabiendo que su valencia es 3, la masa atómica
relativa será 27,21.
5.- Se hace reaccionar un volumen de 200 ml de amoníaco, medido en condiciones
normales (0ºC y 1 atm de presión), con el suficiente óxido de cobre (II) para que
reaccione todo el amoníaco, según la reacción:
2 NH3 (g) + 3 CuO (s)
N2 (g) + 3 H2O (l) + 3 Cu (s)
¿Qué volumen de nitrógeno se obtendrá en condiciones normales?
Al permanecer constantes las condiciones de P y T durante toda la reacción, los mismos
balances que se pueden plantear con moles y moléculas, se pueden hacer con
volúmenes, teniendo en cuenta la ley de Avogadro.
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Con 2l de NH 3
con 0,2l de NH 3

; X  0,1l de N 2
se obtiene1l de N 2
X
6.- Calcula los átomos de H y de O existentes en 1 g de H2O.
Ar(H )= 1. Ar(O) = 16.
La Mr(H2O) = 18. y 1 mol de H2O = 18 g
Planteamos la siguiente proporción, recordando que 1 mol de cualquier compuesto
contiene el número de Avogadro de partículas:
18 g de H 2 O
1 g de agua

; X  3,34.1022 moléculasde agua
23
X
6,023.10 moléculasde H 2 O
Como cada molécula de H2O contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, en 1
g de agua habrá 6,68.1022 átomos de H y 3,34.1022 átomos de O.
7.- Calcula la composición centesimal del ácido sulfúrico.
Ar(H)=1. Ar(S)=32. Ar(O)= 16
Determinamos primero la masa molar del ácido sulfúrico: H2SO4
2x1 +1x32 + 4x16 = 98 g/ mol y planteamos las siguientes proporciones:
2 g de H
x

; X  2,04 % de H
98 g de H 2 SO4 100 g de H 2 SO4
32 g de S
x

; X  32,65 % de S
98 g de H 2 SO4 100 g de H 2 SO4
Total 100 %
64 g de O
x

; X  65,31 % de O
98 g de H 2 SO4 100 g de H 2 SO4
8.- El análisis de un muestra de un compuesto puro presenta el siguiente resultado:
52,17 % de carbono, 13,04 % de hidrógeno y 34,78 % de oxígeno. Calcula su fórmula
empírica. Ar(H )= 1. Ar(O) = 16. Ar (C)= 12.
Suponemos 100 g del compuesto.
Calculamos cuantos moles de cada elemento hay en esos100 g de compuesto.
52,17 g de C
 4,35 m oles de C;
12 g / m ol
13,04 de H
 13,04 m oles de H ;
1 g / m ol
34,78 de O
 2,17 m oles de O;
16 g / m ol
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En este compuesto, los moles de estos elementos se encuentran en esa proporción, pero
para expresarlo de una manera más sencilla, se dividen dichos números entre el menor y
así se tienen los números de moles de átomo relativos con respecto al que menos hay.
Los subíndices de cada elemento en la fórmula empírica del compuesto serán:
4,35
13,04
2,17
 2 átom osde C ;
 6 átom osde H ;
 1 átom osde O .
2,17
2,17
2,17
Por lo tanto la fórmula empírica será: C2H6O
9.- Una muestra de 2,028 g de un determinado azúcar se quema y produce 2,974 g de
CO2 y 1,217 g de vapor de agua. Sabiendo que el azúcar solo contiene, carbono,
hidrógeno y oxígeno, calcula su fórmula empírica.
Ar(C) = 12. Ar(H) = 1. Ar(O) = 16.
Al quemar el azúcar, el carbono y el hidrógeno que contiene pasa a formar parte del
CO2 y H2O, respectivamente. Calcularemos primeramente el carbono que hay en el
CO2, que será el carbono que había en el azúcar. Lo mismo con el hidrógeno que hay en
el agua.
Mr(CO2) = 44. Mr(H2O) =18.
En 44 g de CO2 en 2,974 g de CO2

; X  0,811 g de C.
hay 12 g de C
X
En 18 g de H 2 O en 1,217 g de H 2 O

; X  0,135 g de H .
hay 2 g de H
X
Luego los gramos de oxígeno que contenía la muestra serán:
2,028 -(0,811 + 0,135) = 1,028 g oxígeno
Buscamos los moles de átomos que había en la muestra de cada elemento:
0,811 g de C
 0,0676 m oles de C;
12 g / m ol
0,135 de H
 0,135 m oles de H ;
1 g / m ol
1,082 de O
 0,0676 m oles de O;
16 g / m ol
Para que la relación de números sea entera, se divide entre el más pequeño:
0,0676
0,135
0,0676
 1 átom ode C;
 2 átom osde H ;
 1 átom ode O;
0,0676
0,0676
0,0676
Así pues, la fórmula empírica es CH2O
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10.- Determina la fórmula empírica y molecular de un compuesto que está formado 92,3
% de carbono y 7,7 % de hidrógeno y cuya masa molar es de 78 g/mol.
Primero tenemos que encontrar su fórmula empírica, para ello suponemos 100g del
compuesto y calculamos los moles de átomo que hay de cada elemento:
92,3 g de C
 7,7 m oles de C;
12 g / m ol
7,7 de H
 7,7 m oles de H ;
1 g / m ol
Dado que la relación entre átomos solo puede expresarse mediante números enteros,
hemos de convertir la relación entre moles en una relación de número sencillos. Eso se
consigue dividiendo las anteriores cifras entre la menor.
nº de átom osde C :
7,7
 1.
7,7
nº de átom osde H :
7,7
 1.
7,7
Por lo que su fórmula empírica será CH.
Para encontrar la fórmula molecular, debemos conocer la masa molar (o averiguarla)
Como puedes ver, la masa molar (78 g/mol) no corresponde con la masa molar
“empírica”, que en este caso será: 12+1=13. Pero está claro que los átomos en la
fórmula empírica guardan la misma relación en la molecular, por lo que la masa molar
será un múltiplo de la masa molar”empírica”. Si dividimos ambas magnitudes:
m asa m olarreal
78g / m ol

 6. Esto significa que hay que multiplicar por 6 los
m asa m olarem pírica 13g / m ol
subíndices de la formula molecular “empírica” para encontrar la formula molecular real
C6H6 el compuesto es el benceno.
11.- Un recipiente de 112 litros está lleno de gas butano. Sabiendo que se encuentra en
condiciones normales (0ºC y 1 atm.), calcular los moles, gramos y moléculas de gas que
hay en el recipiente. Ar(C) = 12. Ar(H) = 1.
Como en c.n. 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 l. Planteamos la
siguiente proporción:
1 m ol en c.n.
X

; X  5 m oles.
ocupa22,4l 112l
Como Mr(C4H10) = 58
1 m ol 5 m oles

; X  290g.
58 g
X
Como 1 mol de cualquier compuesto contiene el NA de partículas:
1 m ol
5 m oles

; X  3,0115.1024 m oléculas.
23
X
contiene6,023.10 m oléculas
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12.- Del magnesio se conocen tres isótopos, cuya masa atómica y abundancia relativa
viene reflejada en la siguiente tabla:
ISÓTOPO
MASA ATÓMICA
ABUNDANCIA
Mg-24
23,985
78,7%
Mg-25
24,986
10,2%
Mg-26
25,986
11,1%
Calcular el valor media de la masa atómica del átomo de magnesio.
Como existen tres isótopos, la masa atómica media del átomo de magnesio, será la
media aritmética ponderada de las masas atómicas de cada isótopo:
Ar ( Mg ) 
23,985 x78,7  24,986 x10,2  25,986 x11,1
 24,3092
100