introducción

QUÍMICA 2º BACHILLERATO
Introducción - 1 -
INTRODUCCIÓN
1.- ÁTOMOS Y MOLÉCULAS.
Dalton (s. XIX) establece un modelo atómico basado en la existencia de partículas
indivisibles denominadas átomos. Las ideas fundamentales son:
- Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí.
- Los átomos de un elemento químico son diferentes de los de otro elemento.
- Los compuestos químicos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos en proporción fija.
Fue Avogadro quien intuyó la formación otras unidades básicas, moléculas, a partir de la
unión química de átomos.
Partículas elementales. El átomo consta de un núcleo donde se encuentran los protones y
neutrones y una corteza donde se sitúan los electrones (cuya carga eléctrica negativa se toma
como unidad elemental y equivale a 1,6.10-19 C)
Como el átomo es eléctricamente neutro, el número de protones del núcleo deberá ser el
mismo que el de electrones de la corteza.
Partícula
Protón (p+)
Electrón (e-)
Neutrón (n)
Descubrimiento
Goldstein, 1886*
Thomson, 1897
Chadwick, 1932
Masa
1 u (1,673.10-24 g)
1/1836 u (9,109.10-28 g)
1u (1,675.10-24 g)
Carga
+1 (+1,6.10-19 C)
-1 (-1,6.10-19 C)
0
(*se le acredita a Rutherford, 1918)
Número atómico (Z): Número de protones del núcleo de un átomo. Los elementos se
diferencian entre sí por el número de protones de su núcleo.
Número másico (A): Número de protones más neutrones del núcleo de un átomo.
Un átomo puede ganar o perder electrones y convertirse en un ion; anión (con carga
negativa) si ha ganado algún electrón y catión (carga positiva) si lo ha perdido.
1.1.- Completa la siguiente tabla:
Especie
Ca
P
FAl3+
Te
C
p+
20
n
20
16
e-
Z
15
10
13
52
78
6
A
¿Qué ha tenido que ocurrir para que un átomo de flúor se convierta en un
ion fluoruro? ¿Y átomo de aluminio en un ion aluminio?
19
27
13
Los átomos de un mismo elemento químico (igual Z) con diferente número de neutrones (por
tanto distinto A) se denominan isótopos.
1.2.- ¿En qué se diferencian los isótopos del carbono 12C y 14C?
1.3 ¿Pertenecerán al mismo elemento el átomo X(A=39, Z=18) y el W(A=39, Z=19)?
1.4.- Indica el número de partículas elementales de los tres isótopos de uranio (Z=92) cuyos números másicos son,
respectivamente, 234, 235 y 238.
2.- EL MOL.
Para medir las masas de los átomos tomamos como unidad la u.m.a. (u), unidad de masa
atómica, que equivale a la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo 12 del carbono.
(Por lo tanto la masa de un átomo de 12C es de 12 u) Comparando con ella estableceremos las
masas de los átomos de los restantes elementos químicos.
La masa atómica de un elemento la calcularemos hallando la media ponderada de las masas
de todos sus isótopos.
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Introducción - 2 -
2.1. La masa de uno de los isótopos de cloro, cuya abundancia es del 75,53 %, es de 34,968 u. Si la masa de su otro isótopo es
de 36,966 u ¿cuál es la masa atómica de dicho elemento?
Sol: 35,457 u
2.2. Los isótopos de cobre presentes en la naturaleza tienen unas masas atómicas de 62,93 u y 64,93 u, sabiendo que la masa
atómica del cobre es de 63,54 u halla la proporción en la que se encuentra cada uno de los isótopos.
Sol: 69,5 % y 30,5 %
2.3. Las masas atómicas de los tres isótopos del magnesio son 23,992 u, 24,993 u y 25,990 u. Si la masa atómica del magnesio
es 24,316 y el primer isótopo constituye el 78,6 % ¿en qué proporción se encuentran los otros dos isótopos? Sol: 10,38 y 11,02 %
Si queremos averiguar la masa de una molécula deberemos sumar las masa atómicas de
todos átomos de los elementos que la constituyen. Así, conocidas las masas atómicas del O (16
u)=, H (1 u) y S(32 u) y su fórmula podremos calcular la masa de una molécula de ácido
sulfúrico (H2SO4) que será: 2.1u + 1.32 u + 4 .16 u = 98 u
Un mol de una sustancia es la cantidad de dicha materia que contiene tantas unidades
elementales de esa sustancia como átomos de 12C hay en 12 gramos de este elemento. En 12 g
de 12C tenemos 6,02.1023 átomos de este elemento, este número se conoce como número de
Avogadro (NA)
Un mol de átomos de un elemento químico posee una masa, en gramos, igual al número que
indica su masa atómica, mientras que un mol de moléculas de un compuesto tendrá 6,02.1023
moléculas de dicho compuesto y una masa, en gramos, igual al número que nos indica su masa
molecular. De esta forma un mol de átomos de hidrógeno (NA átomos) tiene una masa de 1 g y
un mol de moléculas (NA moléculas) de ácido sulfúrico de 98 gramos.
Sol: 1,078.1023 at.
2.4.- Determina el número de átomos que tendremos en 10 gramos de hierro.
2.5.- Calcula el número de moléculas que hay en 52 cm3 de agua. ¿Cuántos átomos habrá? Sol: 1,74.1024 molec. y 5,22.1024 át.
2.6.- Contesta las siguientes preguntas:
a) ¿Cuántos moles hay en 73 g de HCl?
b) ¿Dónde hay más átomos, en 10 g de sodio o en 10 g de hierro?
c) ¿Cuántas moléculas y moles hay en 10 g de CO2? ¿Qué masa, en gramos, tiene una de esas moléculas?
d) ¿De qué elemento 9,03.1018 átomos tienen una masa de 0,18 mg?
e) ¿En qué masa de glucosa (C6H12O6) podemos “contar” 4,013.1023 átomos de hidrógeno?
Sol: a) 2 moles; b) en el sodio; c) 0,23 moles , 1,38.1023 moléculas y 7,3.10-23 g; d) C; e) 10 g
3.- LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA.
I) De la conservación de la masa o de Lavoisier. En una reacción química la masa de las
sustancias que reaccionan es igual a la de los productos de dicha transformación.
II) De las proporciones definidas o de Proust. Cuando los elementos se combinan para
formar compuestos lo hacen siempre en las mismas proporciones.
Comprueba que, en las dos siguientes experiencias (nitrógeno reacciona con hidrógeno produciendo amoníaco), se
cumplen las dos leyes mencionadas y a partir de ellas completa las experiencias Nº 3 y Nº4:
Exp.
Nº 1
Nº 2
Nº 3
Nº 4
N2 inicial
28 g
11 g
H2 inicial
7g
2,25 g
5g
NH3 formado
34 g
N2 sobrante
0g
25,5 g
76,5 g
2
H2 sobrante
1g
Sol:2)12,75;0,5;03)21;0;0,54)65;13,5;0
3.1. Para formar 27 g de agua se necesitan 24 g de oxígeno y 3 g de hidrógeno. a) Indica la proporción de combinación entre
las masas de ambos elementos, b) si se hacen reaccionar 10 g de cada elemento ¿cuánta agua se formará? C) si las masa atómicas
del oxígeno e hidrógeno son 16 u y 1 u, determina la proporción entre los átomos que se unen para formar la molécula de agua.
Sol: a) 1/8; b) 11,25 g agua y c) 2:1
III) De las proporciones múltiples o de Dalton. Las cantidades de un elemento que se
combinan con una cantidad fija de otro para formar distintos compuestos están en una relación
de números enteros sencillos.
3.2. Verifica la ley de las proporciones múltiples sabiendo que 1 g de nitrógeno se combina con 2,28 g, 1,14 g y 0,57 g de
oxígeno, respectivamente para formar tres óxidos de nitrógeno distintos.
Sol: 1º/2º =2 y 1º/3º=4
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Introducción - 3 -
3.3. Con los datos del problema anterior y conocidas las masas atómicas del nitrógeno (14 u) y del oxígeno (16 u) calcula, para
cada óxido, su relación atómica.(Indica su fórmula)
Sol: NO2, NO y N2O
IV) De las proporciones recíprocas o de Richter. Las masas de dos elementos que se
combinan con una masa de un tercer elemento, guardan la misma proporción que las masas de
los dos cuando se combinan entre sí.
3.4. En una reacción química se hace reaccionar 1 g de oxígeno con 2,5 g de Ca para formar óxido de calcio. En otra
transformación 1 g de oxígeno se combina con 4,43 de cloro formando un óxido de cloro. ¿Cuál será la fórmula del compuesto que
se forma cuando se combinan el cloro y el calcio? (Cl=35,5 u y Ca=40 u)
Sol: CaCl2
3.5. Determina las fórmulas de dos compuestos de hierro sabiendo que 9,68 g y 12,9 g de O se encuentran combinados,
respectivamente, con 33,76 g de Fe (Fe = 55,8 u ; O = 16 u)
Sol: FeO y Fe3O4
4.- GASES.
Las sustancias gaseosas tienen un comportamiento específico, que fue estudiado
especialmente, y permitió establecer unas leyes en las que ellas se relacionan entre sí las
variables que determinan el estado de un gas: presión, volumen y temperatura.
I) Ley de Boyle-Mariotte. A temperatura constante el producto de al presión de un gas por
su volumen permanece constante.
p.V = constante
o
p1.V1 = p2.V2
II) Ley de Gay-Lussac. A) A presión constante, el volumen ocupado por un gas es
directamente proporcional a la temperatura absoluta a la que se encuentra sometido.
V/T = constante
o
V1/T1=V2/T2
B) Las presiones ejercidas por un determinado gas son proporcionales a sus
temperaturas absolutas. p/T = constante o
p1/T1=p2/T2
Denominaremos gases ideales aquellos que cumplen las leyes anteriormente citadas.
Si reunimos las ecuaciones que se desprenden de las leyes vistas podemos resumirlas en otra
que englobe a todas ellas:
p.V/T = constante
o
p1.V1/T1 = p2.V2/T2
Se definen condiciones normales (cn) a las que corresponden a una presión de una
atmósfera y una temperatura de 0ºC (273 K). En estas condiciones un mol (NA moléculas) de
cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros (volumen molar).
Sustituyendo estos valores en la anterior ecuación,
p.V
atm.litro
= 0,082
valor que se repre sen ta por R
T
mol.K
Si en vez de un mol disponemos de n moles, la ecuación general de los gases ideales queda:
p.V = n.R.T
El estudio de los gases se completa con el principio de Avogadro que indica que “en
igualdad de condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de distintos gases
contienen el mismo número de partículas” (o bien, un mismo número de partículas de diferentes
gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, ocupan el mismo volumen)
4.1. A) A 3 atm y 20ºC cierta masa de gas ocupa un volumen de 0,030 m3. ¿Qué volumen ocuparía a 1 atm y 0ºC?
B) Halla la masa molecular de un gas si 88 g del mismo ocupan a 75ºC y 14458,24 mm Hg un volumen de 3 litros
Sol: A) 83,86 litros B) 44 u
4.2. Determina el número de átomos existentes en. a) 120 g de Ca, b) 85 g de amoníaco y c) 11,2 litros de dióxido de nitrógeno
gas en c.n.
Sol: 1,8.1024, 1,2.1025 y 9.1023 átomos
4.3. En un recipiente cerrado de 20 litros tenemos dióxido de carbono a 37ºC y 874 mm Hg. Indica el número de moléculas de
Sol: 7,1.1022 moléculas
dicho gas que saldrán al exterior cuando lo abramos (Pext.r= 1 atm)
4.4 I) Calcula la densidad de los siguientes gases en c.n. a) NO b) N2 y c) N2O3
II) ¿Cuál sería la densidad del primer gas a 1140 mm Hg y 100 ºC?
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Sol: I)1,34 g/l , 1,25 g/l y 3,39 g/l II)1,47 g/l
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Introducción - 4 -
Mezcla de gases
En una mezcla de varios gases se define presión parcial de uno de ellos como la que
ejercería éste si él sólo ocupase todo el volumen del recipiente en las mismas condiciones de
presión y temperatura. La presión total de la mezcla será, por tanto, la suma de las presiones
parciales de los gases que la constituyen.
En un volumen V tenemos una mezcla de nA moles del gas A y nB moles del gas B que, a
una temperatura T, ejercen una presión total p. Por lo que acabamos de comentar, si llamamos
pA a la presión parcial del gas A y pB a la del gas B tendremos:
pA.V = nA.R.T
;
pB.V= nB.R.T
y
p = pA + pB
A partir de la definición de fracción molar X (nº moles de un gas divido entre número total
de moles) podremos, teniendo en cuenta las últimas ecuaciones vistas, relacionar la presión
parcial de un gas con la presión total de la mezcla de gases:
p A = X A .pT =
nA
.p T
nT
p B = X B .pT =
nB
.p T
nT
Por otra parte el principio de Avogadro nos permite relacionar la composición en volumen
(%) de una mezcla de gases con la fracción molar de cada uno de ellos:
p T .VT = n T .R.T = (n A +n B ).R.T = p T .VA + pT .VB
pT .VA
n .R.T
V n
V n
= A
→ A = A =X A ⇒ B = B =X B
p T .VT
n T .R.T
VT n T
VT n T
(el % en volumen de un componente en una mezcla de gases coincide con su fracción molar
multiplicada por 100) No será lo mismo la composición en masa de una mezcla de gases que su
composición en volumen.
4.5. Una mezcla de gases contiene 4 g de metano y 6g de etano. Si en un recipiente de 21,75 litros ejercen una presión de 0,5
atm, calcula: a) la temperatura de la mezcla, b) la presión parcial de cada gas y las fracciones molares de cada uno de ellos.
Sol: 22ºC, 0,278 atm y 0,222 atm, 0,56 y 0,44
4.6. Completa la siguiente tabla:
Gas
Masa (g)
Oxígeno (O2)
64
Neón
Hidrógeno (H2)
Cloro (Cl2)
Nº moles
Nº at-molec.
Vol (l) c.n.
2
224
3,01.1023
Sol: 2/12.1023/44,8/40,4/1,2.1024/44,8/20/10/6,02.1024/35,5/0,5/11,2
4.7. ¿Cuál es la densidad de una mezcla de gases formada por 100 g de nitrógeno y 100 g de oxígeno a 3 atm. y 300 K? Si se
añade amoniaco, sin modificar la temperatura, hasta que la presión en el recipiente sea de 3,5 atm. ¿cuál será la nueva densidad?
Sol: 3,64 g/l / 3,98 g/l
5.- DISOLUCIONES.
Es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Dos son los componentes de una
disolución: soluto y disolvente.
El soluto y el disolvente pueden encontrarse en cualquier estado físico. (Normalmente
trabajaremos con disoluciones donde el soluto es sólido o líquido y el disolvente líquido.)
Concentración de las disoluciones. Son expresiones que nos relacionan la cantidad de
soluto disuelto en cierta cantidad de disolvente (o disolución). Según la cantidad de soluto
presente las disoluciones las podemos clasificar en diluidas, concentradas, saturadas y
sobresaturadas.
1.
2.
3.
4.
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Formas de expresar la concentración de una disolución:
Tanto por ciento en masa. Gramos de soluto contenidos en 100 gramos de disolución.
Tanto por ciento volumen. Cm3 de soluto presentes en 100 cm3 de disolución.
Gramos/litro. Masa (g) de soluto por litro de disolución
Molaridad. Número de moles contenidos en un litro de disolución.
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Introducción - 5 -
5. Fracción molar. Cociente entre el número de moles de un componente y el número
total.
6. Normalidad. Número de equivalentes existentes en un litro de disolución.
7. Molalidad. Moles de soluto presentes por cada kilogramo de disolvente.
Las ecuaciones correspondientes son:
% masa=
M=
n Soluto
V(l) Dion
msoluto
.100 ;
m Dion
;
XS =
% vol.=
n Soluto
;
n Totales
Vsoluto
.100 ;
VDion
N=
nº equiv.Soluto
;
V(l) Dion
g/l=
m(g)Soluto
V(litros)Dion
m=
n Soluto
m(kg)dite
(en las ecuaciones de % en masa y % en volumen las unidades de soluto y disolución deberán ser las
mismas)
El número de equivalentes de un compuesto se calcula dividiendo la masa en gramos de éste
y su peso equivalente.
El peso equivalente, que es la masa en gramos del compuesto que se combina con 1 gramo
de hidrógeno, se halla dividiendo su masa molecular entre su valencia. (Valencia de un ácido es
el número de H que éste contiene, la de una base el número de OH y de una sal el resultado de
multiplicar la carga del catión por el número de éstos; así las valencias del H2SO4 , Al(OH)3 y
Fe2(SO3)3 son, respectivamente, 2,3 y 6)
5.1. Un litro de disolución contiene 43,5 g de sacarosa. Si la densidad de la misma resulta ser de 1,015 g/cm3, indica su
concentración en: a) % masa-volumen y b) % masa.
Sol: 4,35% y 4,29 %
5.2. Una disolución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,045 g/cm3. Si en un litro de ésta tenemos 99 g de ácido,
determina la molaridad de la disolución y las fracciones molares de soluto y disolvente.
Sol: 1,0,1 M , 0,02 y 0,98
5.3. Al disolver, en 0,2 litros de agua, 50 g de ácido sulfúrico obtenemos una disolución con una densidad de 1,12 g/cm3. Halla
su normalidad y su molalidad.
Sol: 4,57 N y 2,55 m
5.4. A 75 g de una disolución del 15 % en masa, de sal en agua, se añade 30 ml de disolvente. Halla la nueva concentración en
% masa y la molaridad de la disolución final si su densidad es de 1,02 g/cm3
Sol: 10,71 % y 1,87 M
5.5. Una disolución de H3PO4 tiene una concentración de 300 g/l y una densidad de 1.15 g/cm3. Indica su molaridad, molalidad
y su fracción molar
Sol: 3,06 M / 3,6 m / 0,06
5.6.- Al mezclar 30 ml de agua y 70 ml de metanol (d=0,8 g/ml) obtenemos una disolución cuya densidad es 0,87 g/ml. Halla
la Molaridad, molalidad, % en masa y fracción molar del metanol
Sol: 17,7 M; 58,33 m; 0,51
5.7.- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico del 96 % y 1,83 g/ml de densidad deberemos añadir a medio litro de disolución 0,9
Molar para concentrarla hasta 1,5 M
Sol: Vañadir = 18,26 ml
5.8.- Una disolución de ácido fosfórico del 30 % en masa tiene una concentración de 354 g/l, calcula su densidad y su
molaridad
Sol: 3,61 Molar; d = 1,18 g/ml
Preparación de disoluciones.
a) Sólido en líquido. Pesaremos en la balanza la cantidad calculada de soluto, para, a
continuación, disolverlo en un matraz con una pequeña cantidad de disolvente con ayuda de una
varilla. Una vez disuelto todo el soluto se enrasa el matraz añadiendo más disolvente hasta
alcanzar el volumen deseado.
5.9.- Indica, paso a paso, cómo y qué material utilizarías para preparar 100 ml de una disolución 0,15 M de NaOH en agua, si
disponemos de hidróxido de sodio comercial (en forma de lentejas) del 95 % de riqueza
Sol: 0,63 g de NaOH comercial
b) Líquido en líquido. Con una pipeta (o bureta) añadiremos el volumen del soluto necesario
a un matraz aforado y completaremos con el disolvente (normalmente agua) hasta conseguir el
volumen de disolución deseado.
5.10.- Indica los pasos necesarios para preparar un cuarto de litro de una disolución 2 M de ácido clorhídrico si disponemos de
uno comercial que marca “d=1,18 g/cm3 y 35 %”
Sol: 44,2 ml
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Introducción - 6 -
6.- PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LA DISOLUCIONES.
Las propiedades de las disoluciones que dependen de los componentes de la misma se
las denomina constitutivas (densidad, color…) Mientras que aquellas que sólo dependen de la
proporción en que están mezclados los componentes y no de su naturaleza se las denomina
coligativas.
Éstas últimas son: variación de la presión de vapor de una disolución, variaciones de
las temperaturas de fusión y ebullición y la presión osmótica.
Inicial
Presión de vapor de una disolución.
Si en un recipiente en el que se ha realizado el vacío se introduce un
líquido parte de éste pasa al estado gaseoso, estableciéndose un
equilibrio entre las moléculas de líquido que pasan a estado gaseoso y
Intermedio
Equilibrio
las del estado gaseoso que vuelven al líquido. La presión que ejercen las
moléculas en estado gaseoso se denomina presión de vapor de dicho líquido (p0) a esa
temperatura.
Si en este líquido (a la misma temperatura) disolvemos un soluto no volátil, las moléculas de
éste dificultarán el paso de las partículas del disolvente al estado vapor y en consecuencia
disminuirá la presión de vapor.
La ley de Raoult relaciona matemáticamente las presiones de vapor del disolvente puro (p0),
la presión de vapor de la disolución (p) y la fracción molar (Xs) del soluto de la siguiente forma:
p 0 − p = p 0 .X s
y como
X s +X d =1
→
p = p 0 .X d
De forma que la disminución de la presión de vapor de una disolución depende de la fracción
molar del soluto.
6.1. Una disolución está formada por 150 g de sacarosa (C12H22O11) y 450 ml de agua a 16ºC. Si a esta temperatura la presión de
vapor del agua es de 15,48 mm Hg, calcula: a) presión de vapor de la disolución y b) la disminución de la presión de vapor del
agua como consecuencia de la adición de ese azúcar.
Sol: p=15,21 mm Hg y p=0,26 mm Hg
Variación de las temperaturas de ebullición y fusión.
La disminución de la presión de vapor de una disolución afecta a las temperaturas de fusión
y ebullición de ésta.
La ebullición se produce cuando las moléculas del líquido pasan al estado gaseoso. Eso
sucede cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión exterior. Como la presión de
vapor de un líquido disminuye cuando se disuelve en él un soluto (no volátil) para que la
disolución alcance su punto de ebullición habrá que calentar hasta una temperatura más alta.
El aumento de la temperatura de ebullición (∆te) de una disolución respecto de la del
disolvente puro va a depender de la naturaleza del propio disolvente y de la concentración del
soluto, de forma que:
en donde ke es la constante ebulloscópica (que depende del disolvente) y m es
∆t e = k e .m
la molalidad de la disolución.
De forma similar, el descenso de la temperatura de fusión de una disolución (tf) también
depende del disolvente y de la concentración de la disolución, y cuya expresión matemática
toma la forma:
en donde kc es la constante crioscópica, que depende del disolvente y m la
∆t f = k c .m molalidad de la disolución.
6.2. ¿Cuáles serán las temperaturas de fusión y ebullición de una disolución de glicerina (C3H8O3) en agua que contiene un
7,2 % de glicerina? (kc(agua)=1,86 y ke(agua)=0,52)
Sol: 100,44ºC y –1,57ºC
6.3. Calcular la masa molecular de un compuesto sabiendo que al disolver 7,89 g de éste en 100 ml de agua la disolución
obtenida congela a –0,43ºC.
Sol: 342 u
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→
←
Introducción - 7 -
Presión osmótica
ÓSMOSIS
→
→
Presión osmótica
Ósmosis es el paso a través de una membrana
semipermeable de moléculas de pequeño tamaño. Estas
membranas permiten el paso de moléculas de disolvente
(más pequeñas) y no las de soluto (de mayor tamaño)
Las moléculas de disolvente podrán pasar a través de la
membrana de forma que se trate de igualar las
concentraciones en ambos lados de la misma. Las
Disolución
Disolvente puro
moléculas pasarán del disolvente hacia la disolución
tratando de diluir ésta hasta que este flujo quede contrarrestado por la presión hidrostática que
se produce sobre la disolución. Esta presión se denomina presión hidrostática (Π) que obedece
(en disoluciones diluidas) a la expresión:
Π.V = n.R.T
donde V es el volumen de la disolución, que contiene n moles, R la constante de los gases de
ideales y T la temperatura absoluta.
La ósmosis desempeña un papel fundamental en distintos procesos biológicos
(intercambios de las células con el exterior, absorción de agua y nutrientes por las raíces de las
plantas…)
6.4. Halla la presión osmótica de 0,5 litros de disolución que contiene 18 g de glucosa (C6H12O6) a 20ºC
Sol: Π =4,8 atm.
6.5. Halla la masa molecular de la albúmina si, a 25ºC, un litro de disolución que contiene 20 de dicha proteína tiene una presión
osmótica de 7,9 mm Hg.
Sol: M=47000 u
7.- SOBRE FÓRMULAS QUÍMICAS
Una sustancia química se representa por una fórmula. Ésta representa tanto a una molécula
como a un mol de dicha sustancia.
Información que nos proporcionan las fórmulas de los compuestos químicos. La fórmula del
ácido (orto) fosfórico que es H3PO4 nos indica que:
- Una molécula de este ácido
está constituida por:
cuya masa, en u, es de:
3 átomos de hidrógeno
3.1 u = 3 u
1 átomo de fósforo
1. 31 u = 31 u
4 átomos de oxígeno
4 . 16 u = 64 u
por lo que la masa de una molécula de ácido fosfórico será de 98 u
- o que un mol de dicho compuesto
contiene
átomos
cuya masa, en g, es de
3 moles de H
3 . 6,02.1023 átomos de H
3g
1 mol de P
1 . 6,02.1023 átomos de P
31 g
4 moles de O
4 . 6,02.1023 átomos de O
64 g
por lo que un mol del ácido tendrá una masa de 98 gramos.
La fórmula empírica de una sustancia nos indica la relación mínima entre los átomos que
forman su molécula.
La fórmula molecular establece el número de átomos de la molécula de una sustancia.
(los compuestos iónicos no forman moléculas por lo tanto en ellos sólo hablamos de fórmula
empírica)
Composición centesimal de un compuesto.
Tomando como base el ejemplo del ácido (orto) fosfórico se puede deducir que:
Elemento
Hidrógeno (H)
Fósforo (P)
Oxígeno (O)
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Tanto por uno
3 u / 98 u = 0,0306
31 u / 98 u = 0,3163
64 u / 98 u = 0,6531
Tanto por ciento
3,06 %
31,63 %
65,31 %
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7.1. Indica la composición centesimal del nitrato de cobre (II)
Sol:Cu(33,87),N(14,93) y O(51,20)
Deducción de la fórmula de un compuesto.
Se trata de hallar la fórmula de un compuesto a partir de su composición centesimal (o de
datos que nos la puedan proporcionar).
Para ello dividiremos el tanto por ciento de cada elemento entre su masa atómica. A
continuación estos cocientes los dividiremos entre el menor de ellos para finalizar multiplicado
los últimos resultados obtenidos (todos ellos) por el correspondiente factor que haga que todos
ellos se conviertan en números enteros. Una vez hallada la fórmula empírica se compara con la
masa molecular de la sustancia y se obtiene la fórmula molecular.
Por ejemplo: El análisis de un compuesto revela que su composición centesimal es la
siguiente: Ag(69,98 %), As(16,22 %) y O(13,80 %) ¿Cuál es la fórmula más sencilla que
corresponde a este compuesto?
De cada 100 u de compuesto 69,98 u son de Ag, 16,22 u de As y 13,8 u de O, por lo tanto:
69,98 u
de plata (Ag):
= 0,649 átomos de Ag
107,8 u/át.
16,22 u
de arsénico (As):
= 0,2165 átomos de As
74,9 u/át.
13,8 u
de oxígeno (O):
= 0,8625 átomos de O
16 u/át
Si dividimos entre el menor de los cocientes (la relación la expresaremos en números
enteros) que es 0,2165 obtenemos: 2,99 para la plata, 1 para el arsénico y 3,98 para el oxígeno
cocientes que redondeados nos da 3,1,4 con lo que la fórmula más sencilla del compuesto
buscado será Ag3AsO4.
7.2. a) Un hidrocarburo contiene un 85,7 % de C. Halla su fórmula si conocemos que su masa molecular es de 42 u.
b) Indica la fórmula de un compuesto del que su composición centesimal es Cr(35,4%), O(38%) y K(26,6%)
Sol: a) C3H6 ; b) K2Cr2O7
7.3. ¿Qué abono tiene mayor contenido en fósforo, el Ca(H2PO4)2 o el Na2HPO4?
Sol: 26,5 % y 21,83 %
7.4. Averigua la fórmula de un compuesto formado por C, H y N sabiendo que al producir la combustión de 0,263 g del
Sol: C6H7N
mismo se obtiene 0,746 g de CO2, y 0,178 g de agua.
7.5. Por combustión de 0,3703 g de un determinado compuesto formado por C,H y O se obtiene 0,1665 g de agua y 0,9335 g
de CO2. Si disolvemos 0,903 g de dicho compuesto en 87 g de benceno, la disolución congela a 4,96ºC. Calcula la fórmula
empírica y molecular del compuesto desconocido. (tfusión(benceno)=5,39ºC y kc(benceno)=5,1)
Sol: Fórmula: C7H6O2
7.6. Al producir la combustión de un compuesto formado por C, H y N de masa molecular 60 se obtienen 3,08 g de CO2 y
2,52 g de H2O. Por otro lado, al recoger sobre agua a 17ºC (Pv=14,5 mm Hg), el nitrógeno contenido en 1,5 g de dicho compuesto
ocupa 610,5 ml a 754,5 mm Hg. Halla la fórmula molecular de esta sustancia.
Sol: C2H8N2
7.7.- Reduciendo 25 g de Cr2O3 obtenemos 22,368 g de otro óxido de cromo con menor contenido en oxígeno ¿cuál será su
fórmula?
Sol: CrO
8.- REACCIONES QUÍMICAS. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.
La ecuación química es la forma de representar las reacciones químicas.
Debemos indicar los reactivos separados por + seguido de → y a continuación los productos
separados por +. Ajustaremos la ecuación colocando delante de los reactivos y productos los
correspondientes coeficientes estequiométricos que hagan que el número de átomos de cada
clase sea igual en el primer miembro de la ecuación (reactivos) que en el segundo (productos).
Una ecuación química sin ajustar nos proporciona un conocimiento cualitativo del proceso
que ha tenido lugar, mientras que una ecuación ajustada nos da una descripción cuantitativa del
mismo.
Por ejemplo la ecuación
Fe + O2 → Fe2O3
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nos informa que se ha producido una reacción entre el hierro y el oxígeno molecular para
producir óxido de hierro (III)
Mientras que si la ecuación está ajustada como a continuación se indica:
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
nos indica las proporciones en que intervienen los distintos compuestos, así mediante la anterior
expresión conocemos que:
- por cada 4 átomos de Fe que reaccionan con 3 moléculas de O2 se obtienen 2 moléculas de
Fe2O3 o
- por cada 4 moles de Fe que reaccionan con 3 moles de O2 obtenemos 2 moles de Fe2O3 o
- que si 223,2 g (4.55,8) de hierro reaccionan con 96 g (3.32) de oxígeno molecular
obtendremos 319,2 g (2.159,6) de óxido de hierro (III)
Ajuste de ecuaciones químicas.
En principio lo haremos a tanteo. Si la ecuación es algo más compleja podremos emplear el
método algebraico que consiste en resolver un sistema de ecuaciones basado en la idea de que
en toda reacción química el número de átomos de cada clase debe ser igual en los productos y
reactivos.
Tratemos de ajustar la siguiente ecuación en la que los coeficientes estequiométricos
(desconocidos) los hemos identificado con las letras a,b,c, y d:
a CH3OH + b O2 → c CO2 + d H2O
para el carbono: a = c
para el hidrógeno: 4.a = 2.d
y para el oxígeno: a + 2.b = 2.c + d
que forman un sistema de tres ecuaciones con cuatro
incógnitas. Si admitimos para a el valor de 1, resolviendo el sistema que queda obtenemos:
a=1, c=1, d=2 y b=3/2
y si queremos tener todos los coeficientes enteros bastará con multiplicar todos estos resultados
por 2 para conseguirlo, de modo que nuestra ecuación ajustada será:
2 CH3OH + 3 O2 → 2 CO2 + 4 H2O
8.1. a) Ajustar la ecuación química:
NH3 + O2 → NO + H2O
b) Ajusta, utilizando el método algebraico, la siguiente ecuación:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Sol: a) 4,5;4,6 y b) 3,8;3,2,4.
Cálculos estequiométricos.
Una vez ajustada la ecuación química se podrá determinar las cantidades de las sustancias
que intervienen en cada reacción química (cálculos estequiométricos)
Si el ácido bromhídrico reacciona con el hierro metal para formar bromuro de hierro (III) e
hidrógeno gas, indica las masas que intervendrán en la citada reacción si disponemos de 10 g de
Fe. (Fe=55,8 y Br=80 u)
1. En primer lugar escribimos y ajustamos la ecuación química:
6 HBr + 2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2
2. Pasamos los datos a moles (Y calculamos en su caso el reactivo limitante)
3. Establecemos las relaciones (según la ecuación ajustada) con los moles de las incógnitas.
4. Convertimos los resultados obtenidos en el paso 3 a las unidades que se nos indican
A partir de la masa de Fe calcularemos las de las demás sustancias:
10 g Fe
Paso 2. Convertir a moles los datos:
= 0,179 moles Fe ;
55,8 g / mol
6 moles HBr
= 0,537 moles HBr →
Paso 3. Relación con HBr → 0,179 moles Fe.
2 moles Fe
Paso 4. que equivale a una masa de 0,537moles HBr.81 g / mol = 43,55 g de HBr
8.2. Siguiendo un razonamiento análogo y con los datos suministrados ¿qué masa de cada compuesto se obtendrá?
Sol: 52,95 g de FeBr3 y 0,537 g de H2
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8.3. ¿Qué volumen de oxígeno, medido a 780 mm Hg y 30ºC ,necesitaremos para oxidar 4 g de Fe hasta Fe2O3?
8.4. ¿Qué volumen de oxígeno, en c.n., se obtendrán por descomposición de 5 g de clorato de potasio?
Sol: 1,3 l O2
Sol: 1,37 litros de O2
Reactivo limitante. En algunas ocasiones las sustancias que reaccionan no se encuentran en
la proporción adecuada. En estos casos uno (o varios) de los compuestos se encuentran en
exceso y parte del (de los) mismo quedará sin reaccionar. La sustancia que ha reaccionado
completamente, y que cuando se agota finaliza la reacción, se denomina reactivo limitante.
8.5. Si en la reacción del ejemplo 8.2 disponemos de 15 g de hierro y 58,3 g de HBr, ¿quién será el reactivo limitante? ¿Qué
cantidad del mismo quedará sin reaccionar? ¿Qué masa de FeBr3 se habrá obtenido?
Sol: Quedan sin reaccionar 1,6 g de Fe y obtenemos 71 g de FeBr3
8.6 .- Todo el oxígeno contenido en un recipiente de 5 litros a 27ºC, cuya presión parcial es de 373,92 mm Hg, reacciona con el
hidrógeno existente formándose agua. Si la presión en el recipiente después de la reacción es de 934,8 mm Hg ¿qué masa de
hidrógeno teníamos antes de comenzar la reacción?
Sol: 0,5 g de H2
Rendimiento de un proceso químico.
Muchas veces, en la práctica, al producirse una transformación química se obtiene una
cantidad menor de producto que la calculada teóricamente.
El rendimiento, en %, es el cociente entre la cantidad que realmente se obtiene de un
compuesto y lo que, a partir de cálculos teóricos, debería haberse obtenido, todo ello
multiplicado por 100.
8.7. La obtención de la aspirina se basa en la reacción entre el ácido salicílico y el ácido acético. La reacción que tiene lugar es
C7H6O3 + C2H4O2 → C9H8O4 + H2O
Si se utilizan 5 kg de ácido salicílico y exceso de ácido acético ¿qué cantidad de aspirina debería obtenerse teóricamente? Si se
han obtenido 2,7 kg ¿cuál ha sido el rendimiento del proceso?
Sol 41,4 %
8.8. Ajusta la siguiente ecuación química:
KMnO4 + HCl → MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O
Si al añadir 14 g de permanganato de potasio a 50 ml de HCl de 1,18 g/ml de densidad y 37 % en peso se obtienen 2,8 litros de
cloro medidos en cn. ¿cuál ha sido el rendimiento del proceso?
Sol: 66,88 %
8.9. Si a partir de 2 kg de pirita de un 80 % de riqueza en FeS2 podemos preparar 1,1 litros de ácido sulfúrico del 98 % en
masa y 1,8 g/ml de densidad ¿cuál ha sido el rendimiento del proceso?
Sol: 74,12 %
9. Problemas sobre mezclas.
9.1. Una mezcla de 2,4 gramos de cloruro de sodio y 4,5 gramos de cloruro de calcio se disuelven en agua añadiendo,
posteriormente, una disolución 0,5 M de nitrato de plata hasta que precipita todo el cloruro de plata. Este precipitado se lava, se
filtra y se seca. Halla la masa seca obtenida y el volumen de nitrato de plata consumido.
Sol: 17,52 g AgCl y 244 ml AgNO3
9.2 Halla la composición de una mezcla de metanol y etanol si 8 g de ésta producen, por combustión, 6,67 litros de CO2
medidos a 27 ºC y que recogidos sobre agua ejercen una presión de 816,74 mm Hg. (La presión de vapor del agua a 27 ºC es de
26,74 mm Hg)
¿Qué volumen de aire, medido en las citadas condiciones, habrá sido necesario?(El oxígeno supone alrededor de un 20 % del
aire en volumen)
Sol: 5,4 g metanol y 50 litros aire
9.3. Reduciendo una mezcla de 2 gramos de óxido de cobre (I) y óxido de cobre (II) se obtienen 1,7 gramos de cobre metálico.
¿Qué % en masa supone el óxido de cobre (I) en la mezcla inicial?
Sol: 42 %
9.4. Se lleva a cabo la combustión de 90 cm3 de una mezcla de butano y metano con 400 cm3 de oxígeno. Una vez producida la
reacción y condensada el agua obtenida quedan 250 cm3 de una mezcla de CO2 y oxígeno sobrante. Averigua la composición (%
volumen) de la mezcla inicial de gases.
Sol: 44,44 % y 55,56 % metano gases.
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INTRODUCCIÓN. CONCEPTOS BÁSICOS.
ACTIVIDADES
1.- Ordena la siguiente materia según el número de átomos presentes: a) 3,5 g de potasio, b) 0,6 litros de nitrógeno gas
medidos a 141800 Pa y 27 ºC, c) 0,25 mol de glucosa y d) 1,5 ml de bromo líquido cuya densidad es de 3120 kg/m3
Sol: 5,4.1022; 4,11.1022; 3,6.1024 y 3,52.1022
2.- Si disponemos de 70 g de hidróxido de bario, calcula:
a) Moles de dicha sustancia
b) Átomos de oxígeno
c) Moles de hidrógeno
d) Gramos de bario
e) Masa de una molécula de este compuesto
f) Gramos del compuesto necesarios para obtener 25 g de oxígeno
Sol: 0,41; 4,93.1023; 0,82; 56,1 g; 2,84.10-22; 133,83 g
G1.- Un recipiente de 20 litros contiene 45 g de metano gas ¿qué masa de CO2 (g) contendrá otro recipiente de 40
litros en las misma condiciones de presión y temperatura?
Sol: 247,5 g
G2.- El 30 % en masa de una mezcla de oxígeno y SO2 pertenece al primero. Si la presión que ejercen ambos gases es
de 1000 mm Hg ¿cuál es la que ejerce cada componente?
Sol: 461,5 y 538,5 mm Hg
G3.- Un gas ejerce, a 27 ºC, una presión de 1 atm. Si duplicamos la temperatura centígrada y la presión del recipiente
¿cuál es la relación entre las densidades de ese gas en esas dos condiciones?
Sol: d2=1,835.d1
G4.- Una mezcla gaseosa está formada por masas iguales de monóxido de carbono y helio. Si la presión parcial del
helio es de 42 mm Hg ¿cuál es la del otro gas?
Sol: 6 mm Hg
G5.- Un recipiente de medio litro, lleno de vapor de agua a 750 mm Hg y 100 ºC, se cierra y se enfría a 25 ºC. Halla la
Sol: 278,5 mg
masa de agua que condensará. (Presión de vapor del agua a 25º C es de 23,75 mm Hg)
G6.- La composición en volumen, aproximada, del aire es de 78,1 % N2, 21 % O2 y 0,9 % Ar. Halla la composición
en masa de ese aire y calcula la cantidad de oxígeno que tendremos en un recipiente de 10 litros a 1 atm y 27 ºC.
Sol: 75,56%; 23,2%; 1,24%; 2,73 g
G7.- A 50 ºC en un recipiente de 3 litros tenemos neón ejerciendo una presión de 800 mm Hg. Otro recipiente de 2
litros contiene hidrógeno gas a 25 ºC y 600 mm Hg. Si comunicamos ambos recipientes mediante una llave de paso y
mantenemos el conjunto a 40 ºC, calcuela: a) la presión de la mezcla y la de cada gas, b) la composición de la mezcla
en % en masa y % en volumen.
Sol: 721,7; 468,15; 253,55; (m)94,86 %; (V)64,86 %
G8.- En un depósito tenemos dióxido de azufre a una determinada presión y temperatura. En otro depósito de igual
volumen tenemos óxido de nitrógeno (V) a la misma temperatura y a la mitad de la presión que en el primer
recipiente: A) ¿en qué depósito hay mayor número de moles?, b) ¿y moléculas?, c) ¿en qué depósito hay mayor
número de átomos? y d) ¿mayor masa de gas?
D1.- ¿Cómo prepararías 5 litros de suero fisiológico? (Este suero es una disolución de NaCl del 0,9 % y 1,005 g/ml de
densidad)
Sol: 45,225 g NaCl y 4980 g agua
D2.- Mezclamos 6,27 g de sulfato de hierro (II) heptahidratado con 85 ml de agua, determina:
a) % de sulfato de hierro (II) anhidro
b) Fracción molar del agua
Sol: 3,75 %; 0,995
D3.- Calcula la molaridad, molalidad y fracción molar de una disolución de ácido clorhídrico comercial del 37 % de
riqueza y 1,18 g/ml de densidad. ¿Cómo prepararíamos, a partir de él, 100 ml de HCl 0,5 M?
Sol: 16,09 m; 0,225; 4,18 ml
D4.- Halla la molaridad de la disolución que resulta de mezclar 300 ml de ácido nítrico 2 M con 60 ml de otra
Sol: 4,04 M
disolución del mismo ácido del 64 % en masa y 1,4 g/ml de densidad.
D5.- Un ácido sulfúrico comercial tiene un 98 % en masa y una concentración de 12,8 M ¿cuál es su densidad? ¿y su
fracción molar?
Sol: 1,28 g/ml; 0,9
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D6.- Indica la concentración de Na+ que resultará de mezclar 30 ml de una disolución de cloruro de sodio 0,5 M con
Sol: 0,7 M
20 ml de otra disolución de sulfuro de sodio 0,5 M
D7.- Disponemos de 500 ml de una disolución de cloruro de sodio 0,25 M ¿qué volumen de disolución de cloruro de
Sol: 125 ml
calcio 0,5 M deberemos añadirle para aumentar la concentración de iones Cl- hasta los 0,4 mol/litro?
D8.- ¿Cómo prepararías 500 g de una disolución de cloruro de magnesio 2,96 molal? Si esta disolución tiene una
Sol: con 109,23 g MgCl2; 2,75 M
densidad de 1,2 g/ml ¿cuál es su molaridad?
D9.- Mezclamos 0,5 litros de una disolución de ácido nítrico (63 %, 1,40 g/ml) con 0,5 l de otra disolución del mismo
ácido (22 %, 1,12 g/ml). Si la densidad de la disolución resultante es de 1,27 g/ml, calcula su % en masa. Comprueba
que no se cumple la aditividad de volúmenes.
Sol: 44,78 %
PC1.- Al disolver 2,3 g de un compuesto en 97,7 g de benceno a 20 ºC la presión de vapor de la disolución formada es
Sol: 129,6 g/mol
de 73,62 mm Hg. Si la del benceno puro es de 74,66, halla la masa molar del compuesto disuelto.
PC2.- La presión de vapor del agua pura a 20 ºC es de 17,5 mm Hg ¿Cuál será la de una solución acuosa de urea
(CO(NH2)2) al 20 % en peso?
Sol:16,28 mm Hg
PC3.- Halla la fórmula de un sulfuro de selenio que tiene un 45% de selenio y que al disolver 9,8 g del mismo en 660
g de benceno produce una disminución de la presión de vapor desde 75,5 a 75,25 mm Hg
Sol: Se2S6
PC4.- Al mezclar 2 l de agua y 0,5 l de un alcohol del 96 % en masa y 0,8 g/ml de densidad se produce un descenso
Sol: 46 u
crioscópico de 7,7 ºC. Halla la masa molecular de dicho alcohol. (kc agua = 1,86)
PC5.- ¿Qué masa de glicerina (1,2,3-propanotriol) deberemos añadir a 4,5 litros de agua del radiador de un coche para
que pueda soportar temperaturas de hasta 20 ºC bajo cero? (kc agua=1,86 C.kg/mol)
Sol: 4451,6 g
PC6.- El plasma sanguíneo, isotónico con sus glóbulos rojos, tiene, a 27 ºC, una concentración de 0,3 M.¿cuál es su
presión osmótica? ¿qué ocurrirá si lo introducimos en un suero salino de 0,15 M de concentración? ¿y si o hacemos en
otro de concentración 0,5 M?
Sol. 7,38 atm
PC7.- La presión osmótica de una disolución es 950 mm Hg a 27 ºC ¿cuál será a 82 ºC?
Sol: 1124,17 mm Hg
F1.- Se lleva a cabo la combustión de 0,0116 g de un compuesto formado por C, H y S, obteniéndose 0,0226 g de CO2.
Por otra parte se lleva a cabo otra reacción en la que a partir de 0,223 g del compuesto se obtienen 0,576 g de sulfato
de bario, en el que todo el azufre proviene de nuestro compuesto. Determina la fórmula empírica del mismo (Z2009)
Sol: C4H10S
F2.- Al quemar completamente 0,248 g de un compuesto orgánico formado por C, H, O y Cl se obtuvieron 0,0405 g de
agua y la cantidad de CO2 necesaria para formar 0,3 g de carbonato de calcio. Por otra parte si hacemos reaccionar
0,314 g de nuestro compuesto con nitrato de plata (en medio líquido) se obtienen 0,816 g de AgCl. ¿Cuál es la fórmula
empírica de nuestra sustancia desconocida?
Sol: C2H3O2Cl3
F3.- En la combustión de 2,45 g de un ácido orgánico (C,H,O) se obtuvieron 4,9 g de CO2 y 2 g de agua. Si la sal
monosódica de dicho ácido contiene un 20,91 % de éste metal ¿cuál es la fórmula molecular de nuestro ácido?
Sol: C4H8O2
RQ1.- ¿Qué volumen de disolución de hidróxido de sodio de 1,49 g/cm3 y del 40 % en peso será necesario para que
reaccione con 250 ml de ácido sulfúrico de 1,83 g/cm3 de densidad y 95 % en peso?
Sol: 594,6 ml
RQ2.- Un óxido de manganeso contiene un 63,3 % de manganeso. Si lo calentamos se desprende parte del oxígeno y
obtenemos otro óxido con un porcentaje en manganeso del 72 % ¿qué reacción química ha tenido lugar?
Sol: 3 MnO2 → Mn3O4 + O2
RQ3.-Para determinar el porcentaje de ácido acético de un vinagre, se diluyen 10 ml del mismo en agua hasta obtener
100 ml. Valoramos 25 ml de esta disolución con otra de hidróxido de bario 0,0175 M, utilizando 34,3 ml. Halla el %
de ácido acético de dicho vinagre (dvinagre=1,003)
Sol: 2,87 %
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RQ4.- Hacemos reaccionar una mezcla de 6,40 g de oxígeno gas con 0,60 g de hidrógeno gas en un recipiente de 10
litros a 250 ºC. Halla la presión parcial de cada gas y la presión total después de la reacción. Sol: 0,214, 1,286 y 1,50 atm
RQ5.- El fosgeno (COCl2) es un gas que se descompone en monóxido de carbono y cloro gas. Introducimos 0,2 g de
este gas en un recipiente cerrado de 250 ml a 27 ºC. Calcula:
a) La presión final del recipiente cuanto todo el gas se haya descompuesto
b) El % de fosgeno descompuesto cuando la presión del recipiente sea de 200 mm Hg
c) La presión parcial de cada gas en las condiciones del apartado b)
Sol: 0,4 atm; 32,37 %; 102,15 mm Hg, (2x) 48,93 mm Hg
RQ6.- Para conocer la pureza de una caliza mineral (roca sedimentaria compuesta por carbonato de calcio) se hacen
reaccionar 0,575 g de ella con 50 ml de HCl 0,15 M. El exceso del ácido añadido se utiliza en neutralizar 4,80 ml de
hidróxido de sodio 0,125 M ¿Cuál era la riqueza, en carbonato de calcio, de la muestra original?
Sol: 60 %
RQ7.- A partir de 100 kg de pirita (disulfuro de hierro) del 90 % de riqueza ¿qué masa de ácido sulfúrico podríamos
obtener con un rendimiento del 80 %? El proceso puede resumirse en las siguientes reacciones consecutivas:
II) SO2 + O2 → SO3
III) SO3 + H2O → H2SO4
Sol: 117,8 kg
I) FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2
RQ8.- El proceso de obtención de ácido nítrico (método Ostwald) consta de las siguientes etapas:
II) NO + O2 → NO2
III) NO2 + H2O → HNO3 + NO
I) NH3 + O2 → NO + H2O
¿qué volumen de amoniaco, medido en cn, se necesitará para preparar 1 litro de ácido nítrico comercial del 64 % en
masa y 1,45 g/ml de densidad si el rendimiento del proceso global ha sido del 80 %?
Sol: 618,66 l
RQ9.- Una muestra de 1 g de bromuro de galio se disuelve en agua y se trata con nitrato de plata en exceso. Si se
Sol: GaBr3
forma un total de 1,82 g de bromuro de plata ¿cuál es la fórmula más elemental del bromuro de galio?
RQ10.- Si a partir de 2 kg de pirita de un 80 % de riqueza en FeS2 podemos preparar 1,1 litros de ácido sulfúrico del
Sol: 74,13 %
98 % en masa y 1,8 g/ml de densidad ¿cuál ha sido el rendimiento del proceso?
M1.- Hacemos reaccionar, con exceso de ácido clorhídrico,1 g de una mezcla de carbonato de sodio y carbonato de
potasio. Una vez seco el resultado obtenido, que es una mezcla de cloruros de sodio y potasio, tiene una masa de 1,091
g ¿Cuál es la composición de la mezcla de carbonatos?
Sol: 0,471 g y 0,529 g
M2.- Para producir la combustión de una mezcla equimolecular de etano y acetileno fueron necesarios 240 ml de
oxígeno en cn. Indica las masas de cada uno de los gases presentes en la mezcla inicial.
Sol: 53,57 mg y 46,42 mg
M3.- Se produce la combustión completa de 100 cm3 de una mezcla de monóxido de carbono, metano y butano,
necesitándose 237,5 cm3 de oxígeno. Una vez terminada la reacción se obtienen 175 cm3 de dióxido de carbono ¿cuál
Sol: 50 %, 25 % y 25 %
era la composición de la mezcla inicial?
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