TEMA 2.LEYES Y CONCEPTOS BÁSICOS DE QUIMICA 2.1.-SUSTANCIAS Y MEZCLAS La Química estudia la naturaleza, composición y transformaciones que sufre la materia. Propiedades físicas son aquellas que muestran los cuerpos materiales cuando no se altera su composición.Ejemplos: color, olor, brillo, la dureza, la densidad, punto de fusión y ebullición, etc... Propiedades químicas son aquellas que únicamente se ponen de manifiesto cuando unas sustancias se transforman en otras. Ejemplos: mayor o menor grado de oxidación que puede sufrir una sustancia, la facilidad o dificultad de ser atacadas por otras sustancias, etc... Las propiedades físicas y químicas de una sustancia sirven para diferenciarla de otras, ya que no hay dos sustancias que tengan las mismas propiedades específicas. Por ejemplo, el agua es la única sustancia que cumple todas estas propiedades específicas (físicas y químicas) a la vez: es un líquido incoloro, hierve a 100ºC y congela a 0ºC (a presión de 1atm); disuelve a casi todas las sales y, por descomposición, origina doble volumen de hidrógeno que de oxígeno. Las sustancias puras las podemos clasificar en elementos y compuestos químicos . Compuesto químico es cualquier sustancia pura que está formada por dos o más elementos combinados siempre en una proporción fija y separables únicamente por métodos químicos. Ejemplo agua (H2O) Elemento químico es cualquier sustancia pura que no puede descomponerse en otras sustancias más simples, ni siquiera utilizando los métodos químicos habituales. Ejemplos: hidrógeno (H), oxígeno (O). Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias puras, cada una de las cuales mantiene su propia composición y propiedades, y que pueden ser separadas mediante procedimientos físicos. Los métodos de separación de mezclas ya han sido estudiados con anterioridad en otros cursos. Como ejemplo podemos citar la destilación, filtración, decantación, cromatografía, etc.. Las mezclas las podemos clasificar en homogéneas y heterogéneas. Una mezcla es homogénea cuando presenta unas propiedades y una composición uniformes en todas sus porciones. Se denomina también disolución. Ejemplos: sal disuelta en agua, alcohol disuelto en agua. Una mezcla es heterogénea cuando presenta unas propiedades y una composición no uniformes en todas sus porciones. Ejemplos: aceite y agua; arena y agua.

2.2 LEYES PONDERALES. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. 2.2.1 Leyes Ponderales. Las leyes ponderales son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas. Estas leyes son las siguientes:

Ley de conservación de la masa (1773) (Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794)

“En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se conserva. O lo que es lo mismo, en una reacción química la masa de los reactivos (sustancias de partida) es la misma masa que la de los productos (sustancias finales)” EJ: ” Al combustionar 1,00 g de Mg en aire, se obtiene 1,64 g de óxido de Mg (MgO). Determine la masa de oxígeno que reaccionó. Sol:0,64g Ley de las proporciones definidas (1779) o ley de Proust (Joseph Louis Proust (1754 – 1826)

“Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, con independencia de su estado físico y forma de obtención” Como se deduce de la lectura de la ley de Proust, esta SOLO SE PUEDE APLICAR cuando estemos comparando masas de DOS elementos para formar el MISMO COMPUESTO EJ 1; Si los porcentajes de N e H en el amoníaco (NH3) son respectivamente 82,40 % y 17,60 %.Determine la masa de amoníaco que puede obtenerse a partir de 10,000 g de N y 6,000 g de

Hidrógeno. Sol:12,136g de amoniaco Ej 2: Cuando mezclamos un exceso de oxígeno con 32,178g de Ca se obtiene oxído de calcio (CaO).Sabiendo que las masas relativas del oxígeno y del calcio son respectivamente16 y 40 calcula cuánto oxigeno se consume en la reacción y cuánto óxido de calcio se obtiene.Explica en que leyes te basas. Sol. 12,8 g de oxig, 45g de CaO Ley de las proporciones múltiples, o de Dalton (John Dalton (1766 – 1844)

“Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para dar compuestos distintos. En ese caso, determinada cantidad fija de uno de ellos se combina con cantidades variables del otro elemento, de modo que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.” Como se deduce de la lectura de la ley de Dalton, ésta SÓLO SE PUEDE APLICAR cuando estemos comparando masas de DOS elementos para formar el DISTINTOS COMPUESTO EJERCICIOS 1 El renio (Re) forma dos compuestos fluorados. En uno

de ellos(compuesto A) se observó que 1,000 g de Re produce 1,407 g de A. En el segundo caso (compuesto B) el análisis químico determinó

que contenía33,7% de flúor. ¿Cuál es la proporción en que se encuentran las masas de flúor en el compuesto A con respecto al compuesto B? S0l. 4/5 Ej 2.Se combinan 20g de Pb con 3,008 g de oxígeno para obtener un Óxido de Pb. En condiciones diferentes, 20g de Pb se combinan con 1,544g de oxígeno para obtener un óxido distinto. Demuestra que se cumple la ley de proporciones múltiples

2.2-2.teoría atómica de Dalton Las leyes ponderales fueron explicadas mediante la teoría atómica de Dalton explicada en el tema anterior . Ejercicio:justifica cada una de las leyes ponderales con la teoría de Dalton

2.3 LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN Ley de los volúmenes de combinación (Gay – Lussac, 1808)“Cuando los gases se combinan para formar compuestos gaseosos, los volúmenes de los gases que reaccionan y los volúmenes de los gases que se forman, medidos ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, mantienen una relación de números enteros y sencillos” Existía por tanto un problema entre las conclusiones de Dalton y las de Gay – Lussac, la primera fruto de la investigación teórica y la segunda de la experimentación. Vamos a analizarla con un ejemplo: EL AGUA . Dalton:propone una fórmula HO debido a que la relación de masas entre el hidrógen o y el oxígeno es 1:8 y tomando como referencia la masa atómica relativa del hidrógeno como 1 y la del oxígeno como 8 debería tener un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. Gay – Lussac: cuando estudia la descomposición del agua en estado gaseoso observa que por cada volumen de agua descompuesto se obtenían un volumen de hidrógeno y medio de oxígeno, con lo que se llegaba a la conclusión de que en el agua debería haber el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno y no la relación 1:1 propuesta por Dalton. Recordemos que una de las limitaciones de la teoría atómica de Dalton es que no se puede aplicar correctamente sobre gases como es el caso estudiado. No fue este el único ejemplo de reacción química en la cual Dalton y Gay Lussac mostraran sus diferencias. No fue hasta 1811 en que Amedeo Avogadro (1776 – 1856)propusiera una explicación y saldase de un plumazo la problemática creada, aunque su teoría no fue aceptada hasta que en 1850 Stanislao Cannizaro la desempolvara y la utilizase para calcular masas atómicas, con bastante precisión, de muchos elementos

Ej 1:Sabemos que 1 L de hidrógeno reacciona con0,5 L de oxígeno para formar 1L de vapor de agua.Si disponemos de 3 L de de hidrógeno y 7 L de oxígeno, explica la composición final de la mezcla. Sol . 3L de agua y 5,5L de oxígeno

2,4HIPÓTESIS DE AVOGADRO.CONCEPTO DE MOLÉCULA Hipótesis de Avogadro • Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. • Los elementos gaseosos pueden tener como entidades más pequeñas agrupaciones de átomos a las que denominaremos “moléculas”. Atendiendo a estas consideraciones se podían explicar los resultados de Gay – Lussac para el agua sin más que considerar que tanto el hidrógeno como el oxígeno no se presentan en la naturaleza como átomos aislados sino como parejas de átomos (H2, O2). Es lógico pensar que en un principio las hipótesis de Avogadro no fuesen aceptadas, sino pensar en la siguiente pregunta: ¿Cómo es posible que se puedan meter, en dos cajas idénticas, el mismo número de bolas (átomos o moléculas) de una misma sustancia (o elemento), si estas bolas son de diferente tamaño? Para responder a esta pregunta tenemos que considerar que entre las partículas en estado gaseoso existe una espacio vacío, y las distancias entre moléculas es muy grande. Así, se explica que pueda haber el mismo número de partículas de ambos gases pese a ser unas de un tamaño mayor que otras

2.5NÚMERO DE AVOGADRO:MOL Los químicos no trabajan con átomos o moléculas aisladas en el laboratorio (no existe ninguna pinza que me permita coger un átomo o una molécula). Generalmente trabajan con muestras cuya masa puede expresarse en miligramos (mg) o en gramos (g). Por lo tanto, lo que nos interesa es tener una relación entre masa en gramos y nº de átomos o de moléculas para poder trabajar en el laboratorio, de forma que si tomamos un gramo de un elemento o de un compuesto químico podamos saber la cantidad de átomos o de moléculas, respectivamente, que tiene. Esa referencia es el mol o cantidad de sustancia,cuya definición técnica es: la cantidad de sustancia de un sistema material que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012kg de carbono-12. Su símbolo es “mol”. Cuando se emplea la unidad mol,las entidades elementales deben ser especificadas y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupaciones especificadas de tales partículas. Pero una vez que sabemos qué es un mol, la pregunta es ¿cuántas partículas hay en un mol de cualquier sustancia? La respuesta tardó en llegar. En tiempos de Avogadro no se disponía de una teoría sobre los gases que permitiera hacer el cálculo. Hubo que esperar al desarrollo por Boltzmann de la mecánica estadística para que, en 1856, Joseph Lodschmidt hiciera

una primera estimación. Posteriormente, la labor de diferentes científicos (Einstein entre ellos) permitió llegar al número que hoy día conocemos: 6,022 ×1023 podemos usar esta definición operativa de mol: El mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022 ·10 23entidades elementales de dicha sustancia. ¿Qué masa tiene 1 mol de sustancia (masa molar )? El valor de la masa molar, en g, coincide numéricamente con el valor de la masa molecular, en uma. La masa molar de una sustancia se expresa en g/mol. Ej1.Si sabemos que 98uma es la masa de una molécula de ácido sulfúrico (H2SO4) indica el número de moles que hay en: a)49 g de ácido sulfúrico b)250 ua de ácido. C) 20× 1020 moléculas de ácido. Sol: a)0,5moles b) 4,24 ×10-24, c)0,0033 Ej2: Si tenemos en cuenta que 56uma es la masa de un átomo de Fe, calcula :a)La masa en gramos de un átomo de Fe b)¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor número de átomos de Fe . 56g 0,2 moles, o 5 ×1023 átomos. Sol. 9,3×10-23 g b)en 56g

2,6 LEYES DE LOS GASES Indican la relación entre las magnitudes P, V y T cuando realizamos una transformación en el gas. Ley de Boyle (1627 – 1691) A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. P·V = K o P1 ⋅V1= P2 ⋅V2

Leyes de Charles y Gay – Lussac A presión constante, el volumen de una masa de gas es directamente proporcional a 𝑉1 𝑉2 la temperatura. V = K`·T 0 = 𝑇1 𝑇2 A volumen constante, la presión de una masa de gas es directamente proporcional a la temperatura. 𝑃1 𝑃2 P = K`·T o = 𝑇1 𝑇2 Lord Kelvin (1824 –1907), observó que existe un límite de temperatura por debajo del cual ninguna sustancia química puede estar. Es el llamado CERO ABSOLUTO DE TEMPERATURAS (0 Kelvin) A partir de aquí define una nueva escala de temperatura que es la denominada escala absoluta de temperaturas o escala Kelvin: T = t + 273,15 (T (temperatura en Kelvin,K); t (temperatura en ºC) Si observamos, en las dos leyes anteriores siempre estamos considerando la misma masa de gas. Cuando sólo mantenemos constante la masa ambas leyes se pueden condensar en la siguiente expresión: Ley combinada de los gases ideales. Ecuación de Clapeyron 𝑃×𝑉 𝑃1×𝑉1 𝑃2×𝑉2 =K 0 =

⋅

𝑇

𝑇1

𝑇2

La constante K depende de la cantidad de gas que tengamos en el recipiente

. Esta cantidad se suele representar por el número de moles, n. Así, para una cantidad cualquiera n de gas en cualquier situación, su presión, volumen y temperatura vienen relacionadas por la denominada Ecuación de los gases ideales 𝑃×𝑉 = n×R o P×V = n×R×T 𝑇 donde R es la constante de Ritcher R = 0,082 atm·L / K·mol Unidades : P (atm) , V (L), T (K), n (mol) (1 atm = 760 mmHg) El volumen molares el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en unas determinadas condiciones de presión y temperatura. Tras numerosas experiencias se ha encontrado que, en las denominadas condiciones normales(P = 1 atm, T = 0 ºC = 273 K), el volumen molar de todos los gases es de 22,4 L y contiene 6,022 ·1023 partículas (átomos, moléculas o iones). 1 mol de gas en c.n. = 22,4 L gas = 6,022 ·1023 partículas del gas Estas leyes de los gases quedan perfectamente explicadas mediante la

Teoría cinético – molecular. A principios del siglo XIX, las investigaciones de Dalton, Avogadro y Gay – Lussaccontribuyeron a afianzar la primacía de la teoría atómico – molecular de la materia. Joule, Clausius, Maxwell y Boltzman, por su parte,basándose en aquellas y en las ideas recién desarrolladas acerca de la conservación de la energía, desarrollaron la teoría cinético – molecular de los gases, que permite explicar incluso las propiedades de los líquidos y los sólidos. En esencia podemos resumir esta teoría en cuatro postulados: •Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas). El tamaño de estas es despreciable en relación con las distancias que las separan, de modo que las interacciones entre ellas pueden despreciarse. •Las moléculas del gas se mueven de forma continua y al azar chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene •Los choques que se originan son completamente elásticos, es decir, no hay variación de energía cinética. •La energía cinética media de las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura de la muestra Ejerciciio: Explica las leyes de los gases mediante ña teoría cinética

Ej1)Tenemos en un recipiente 42 g de un gas que ocupa 31.5 litros Medidos a 60°C y 1.3atm.Calcula:a)La masa molecular del gas.(Resultado:28g/mol)bEl volumen que ocuparía a 25°C y 608 mmHg(Resultado: 45,8 litros ) 2)Tenemos en un recipiente 21,4 litros de un gas que a 40°C tiene una Presión de 1.8atm.Calcula: a)Cuantos moles de gas hay.(Resultado: 1,5 moles )b)La masa molecular del gas si su masa es de 48g(Resultado:32u.m.a.)c)Su densidad en condiciones normales.(Resultado: 1,42 g/l )

2,7 FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES Cada sustancia simple o compuesta se representa mediante una fórmula, escribiendo los símbolos de los átomos de los elementos constituyentes, afectados cada uno de un subíndice. Una fórmula es la representación abreviada de una sustancia y expresa su composición. Cálculo de la fórmula empírica. 1.Conociendo el porcentaje de cada elemento en el compuesto y las masas relativas de los elementos podemos calcular el número relativo de átomos de cada elemento del compuesto dividiendo el tanto por ciento de cada elemento entre su masa tómica relativa. (Con esta operación calculamosel porcentaje de átomos en el compuesto). 2.Dividimos el resultado obtenido por el valor más pequeño de todos. (esto nos da la proporción entre los átomos presentes en la fórmula, expresada en números enteros) 3.Y si el resultado no es un número entero, como no podemos tener por ejemplo 0,9 átomos, se multiplican los resultados obtenidos por un número entero 2, 3, 4, etc. Hasta que todos sean números enteros. OJO, TODOS LOS RESULTADOS SE MULTIPLICAN POR EL MISMO NÚMERO ENTERO, ES UNA PROPORCIÓN. Cálculo de la fórmula molecular. 1.Para calcular la fórmula molecular primero hemos de conocer la masa molecular del compuesto. 2.Después aplicamos la siguiente fórmula: masa molecular = masa (fórmula mpírica) x n donde n es el número entero por el cual debemos multiplicar la fó rmula empírica para obtener la fórmula molecular. Ejemplo:Para el compuesto etano, sabemos: Composición centesimal: 80% C, 20% H. ; Mm = 30. 1º:Calculamos la proporción entre los átomos, dividiendo entre las Mat: C: 80 / 12 = 6,667 ; O: 20 / 1 = 20 2º: Proporción de números enteros: C: 6,667 / 6,667 = 1 ; O: 20 / 6,667 = 3 Fórmula empírica: C H3 3º:Fórmula molecular: Según la fórmula empírica, la masa molecular correspondi ente sería 12 + 3 ·1 = 15. Pero sabemos que su Mm es 30, justo el doble. Eso significa que en la molécula existen el doble de átomos de cada elemento. Así, la fórmula molecular es C2H6

Ej .La composición centesimal de la fosforita es: 38,7% de calcio, 20% de fosforo y el resto de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula? Datos. Ca=40, P=31, O=16 Sol:fosfato cálcico

AFIANZAR 1)De las siguientes sustancias ,di cuales son elementos,compuestos, disoluciones, o mezclas heterogéneas:gas oxígeno, gazpacho con tropezones, vaso de leche de supermercado, amoníaco, una moneda, un anillo de plata, un azulejo, unas natillas, el aire, agua destilada, vaso de vino, refresco, azúcar, sal, hierro 2)Cuando dejamos a la intemperie un clavo, de masa 1,2,g se oxida. A)¿Cómo podrías explicar que el clavo aumente su masa a 1,42g?b )Se ha oxidado completamente? C)¿Cuál sería su masa en el caso de su oxidación completa a Fe2O3 ¿ Sol. C)1,71g 3)4 litros de nitrógeno se juntan en un recipiente con 3 litros de oxígeno para obtener dióxido de nitrógeno. Calcula la composición final de la mezcla si reaccionan completamente. Sol. 3L de dióxido y 2,5 L de nitrógeno 4)Al analizar dos óxidos de cromo se observa que 5g del primero contienen 3,823g de Cr. La masa del segundo óxido es también 5g , de los que 2,6 corresponden al Cr Demuestra que se cumple la ley de las proporciones múltiples 5)Queremos hacer reaccionar azufre con hierro para obtener sulfuro de hierro (II), para lo cual unimos 30g de azufre con 40g de Fe. Sabiendo que la proporción en que las masas atómicas son S=32y Fe= 55,8 a)¿Cuántos gramos de producto obtenemos? B)¿Qué elemento sobra y en qué cantidad? Sol: 63g b)7g 6)Para obtener 6 L de amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno ¿Cuál debe ser el volumen de ambos? Sol. 3 L de nitrógeno y 9L de hidrógeno 7) Hallar la composición centesimal del cromato de potasioResultado: Cr= 26, 77% O = 32,95 % K = 40,26 % 8)A 800mmHg y cierta temperatura en un recipiente de 10,5 L lleno de oxígeno hay 2,2×1023 moléculas. ¿Cuántas moléculas de nitrógeno habrá en un recipiente de 19 L en las mismas condiciones? Sol. 4*1023 moléculas 9) Tenemos una jeringuilla de 50 cm3 llena de gas a 1,0 atm.Si comprimimos el émbolo A temperatura constante hasta que tenga un volumen de 10 cm3 ,¿qué presión alcanzará? (Resultado:p=5,0 atm 10ª 1 at de presión calentamos un globo de 5L lleno de gas a 31ºC hasta alcanzar los 97ºC ¿Qué les ocurre al volumen y la presión? Sol. V=6,1L , la P no varía 11) Mediante una reacción producimos 83.3g deC2O3 gaseoso.Calcula: a)El volumen que ocuparía en condiciones normales (C.N.)(Resultado: 15,67 litros)El volumen que ocuparía a 40°C y 1.1atm(Resultado: 16,36litros 12)¿Cuántos gramos de oxígeno habrá en en 4moles de óxido de plata? Sol: 64g 13)¿Cuántos moles de metano son 100L de metano en C,N?¿Cuántas moléculas contienen? Sol: 4,46moles, 2,65*1024 moleculas 14)¿Cuál es la masa de un átomo de hierro? Sol: 9,3exp (-23)g

15)Sabemos que 2×1019 átomos de un elemento tiene una masa de 2,97 mg. ¿Cuál es la masa atómica de ese elemento? Sol: 89,1 16) Un compuesto contiene 79,9 % de carbono y 20,1 % de hidrógeno. Hallar la fórmula del compuesto. Resultado: CH 3 (fórmula empírica) 17) Un compuesto cuyo peso molecular es 140 posee una composición centesimal de 51,42 % deC, 40 % de N; 8,57 % de H. Hállese su fórmula. Resultado: C6N4H12 18) Un hidrocarburo contiene 85,63 % de carbono y 14,37 % de hidrógeno. La densidad Del gas en condiciones normales es 1,258 g/litro.Hallar la fórmula empírica, la fórmula Molecular y el peso molecular exacto de este compuesto.Resultado:CH2 ; C2H4 ; Peso molecular=28,16 19)A partir de la ecuación de Clapeyron deduce la expresión para hallar la densidad de un gas

REPASAR 20)Al analizar varios óxidos de bromo se tienen los siguientes resultados: oxido 1 2 3 4 5 6 7 8

Gramos de bromo 12,2 9,8 5,7 8 7,16 4,62 7,3 1,37

Gramos de oxigeno 1,22 2,95 2,85 4 0,7 0,46 2,2 0,42

a)¿cuántos óxidos distintos tenemos? B)¿en qué ley te has basado? 21) Cierto metal forma dos compuestos con el elemento cloro que contienen 85,20 % y 65 % en masa de metal. Demuestre que estos compuestos siguen la Ley de las Proporciones Múltiples. Proponga la fórmula de éstos compuestos Sol. MCl y MCl3 22)Al analizar dos óxidos de calcio de se obtiene para el 1º 2,35g de Ca y y 0,94 de oxigeno y para el 2º 3,525g de Ca y 1,41 g de O2. Se cumple la ley de las proporciones constantes? 23)Sabiendo que el sulfuro de hierro (II) tiene una proporción de azufre y hierro de 5g de azufre por cada 8,75 g de hierro¿qué masa de ambos habrá que combinar para obtener 1 kg de sulfuro de hierro (II). Sol. 364g de azufre y 636g de Fe 24) En ciertas condiciones el sodio y el azufre se combinan para dar el compuesto sulfuro de sodio. Así, 4,60 g de sodio originan 7,80 g de sulfuro. a) ¿Qué masa, en g, de azufre se combinará con 15,00 g de sodio? b) ¿Cuál es la composición centesimal del compuesto? c) Si se hicieran reaccionar 10,0 g de sodio con 7,80 g de azufre. ¿Qué masa de compuesto se forma y qué masa de reactante queda en exceso? Sol:a)10,43g de S b) 59% de Na (resto S) c) 16,94g de compuesto, sobran 0,86g de S

25) Si la proporción O/H en el agua es 8,00 determine: a) Porcentajes de H y O en el agua. b) La masa de agua que se obtiene al tratar 68,00 g de oxígeno con 25,00 g de hidrógeno. c) Si quiere obtener 175,00 g de agua. Que masa de cada elemento debe hacer reaccionar? d) ¿Qué masa de hidrógeno debe reaccionar con 25,00 g de oxígeno para producir agua? A) 88,9% de O2 b)76,5g c)155,6g de O2 19,4g de H2 d)3,13g 26) El ácido ascórbico (Vitamina C) cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado común. Se compone de 40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O en masa. Determine la fórmula empírica Sol.C3H4O3 27) Sabiendo que la masa molar de la vitamina C es 176,08 y utilizando la fórmula empírica obtenida en el ejercicio anterior, determine la fórmula molecular de este compuesto Sol. C6H8O6 28)Tenemos 6 moles de HCl, sabiendo que las masas atómicas son: Cl= 35,5 e H=1 , responde: a)¿Cuántos gramos hay en los 6 moles? B=) nº de moléculas c) moles de átomos de H y de Cl d)moles de H2 y de Cl2 que se obtendrán de esos 6 moles. Sol: 219g b)36,2 ×1023 molec c) 6 y 6moles d)3 y 3 mole 29)10 L de un gas medidos en C.N que volumen ocuparán a 20ºC y 700mmHG? Sol. 11,6L 30)Un émbolo de 5L de capacidad se expande al calentarlo hasta 7,5L a) Varía el nº de moléculas en su interior? ¿y el nº de moles? B) ¿Varía la densidad? Sol.: a) no b) si 31)¿Dónde hab´ra más moléculas en 10g de H2 o en 10g de O2? Ver sus masas atómicas. Sol: en el H2 32) Considere 10,00 g de cada uno de los siguientes gases: O2, N2, CO, Cl2 y determine para cada uno de ellos los datos pedidos en la tabla siguiente gas O2 N2 CO Cl2

Masa molar (g/mol)

moles

Nº moleculas

Nº total de átomos

33)La rueda de un coche antes de arrancar tiene una presión de 1,5 kg/cm2 y está a una temperatura de 15ºC. ¿Cuál será la presión después de recorrer cierta distancia si la temperatura de los neumáticos sube a 25ºC suponiendo que el volumen no varía? Sol: 1,56 kg/cm2 34)Un compuesto tiene la siguiente composición. C=24,25%, H=4%, y Cl= 71,7 %. Calcula su fórmula empírica y molecular sabiendo que 0,92g del mismo ocupan 213 ml en C.N. Sol: C2H4Cl2 35)Halla la fórmula de un compuesto que contiene 53,3% de S, 20% de C, y 26,7% de O, si 75ml de este compuesto a 25ºC y 700mmHg tienen una masa de 0,17g. Sol: SCO 36)La composición de un compuesto orgánico es: C= 40%, H=6,7%, O= 53,3%. Si la masa molecular es 180 hallar la fórmula del compuesto. Sol: C6H12O6 37)Calcula la masa molecular de un gas si su densidad a 20ºC y 1 atm de presión es 2,4 g/L . Sol: 58 g/mol

38)Ordena las siguientes cantidades me menor a mayor nº de átomos. (Usar la tabla periódica) a)10g de estaño b)10g de Al c)10g de cloro molecular 39)Completa la siguiente tabla. G inic de G inic de Cl Na

G G de cL G de Na Relac %Cl %Na formados sobrante sobrante g(Cl)/g(na) de NaCl 10 10 16,5 0 3,5 10/6,5=1,54 60.6 39,4 “52,7” “10,7” “1,54” “60,7” “39,4” 92 234 0 40) La presión que ejerce cierto gas en una botella a 20ºC es de 1,4 atm ¿Qué presión ejercerá a 70ºc? Sol.:1,47 atm 41)Un recipiente de 2 L se llena de amoniaco gaseoso a 27ºC..Se hace que la presión baje a 0,001 mmHg. Calcula: a)el nº de gramos de amoniaco. B)nº de moléculas en el frasco Sol: a) 18,2×10-7 g b)6,4 ×10-16moléculas

PROFUNDIZAR 42)Dos cloruros de niquel contienen respectivamente un 45,3 % y 35,5% de Ni¿Cumplen la ley de Dalton?. Sol: si 43)Un elemento puede formar tres óxidos, el % de ese elemento en cada uno es: 72,4; 63,2 y 69% respectivamente. Comprueba que se cumple la ley de proporciones múltiples. 44)Si sabeos que 2g de Cl se combinan con 7,5g de Cs, calcula los gramos de cada uno necesarios para formar 10g de cloruro de cesio 45) Una muestra de 100. g de óxido de mercurio (II) contiene 92.6g de mercurio y 7.40 g de oxígeno. ¿Cuánto oxigeno se encuentra en otra muestra del mismo compuesto que contiene 150. g de mercurio? Sol: hay 12.0 g de oxígeno 46) El ox ́ıgeno (O) y el hierro (Fe), forman dos compuestos diferentes. Uno de ellos tiene un 30% de O y un 70% de Fe, y el otro un 22’22% de O y 77’78% de Fe.Comprueba que se cumple la Ley de las Proporciones M ́ultiples 47)Unos óxidos de cloro tienen un % de cloro de 18,4; 40,34, 53 y 61,2% , comprueba que se cumple la ley de proporciones múltiples 48)Se hacen reaccionar azufre y hierro obteni ́endose los siguientes resultados: Masas iniciales (g) hierro 5,6 16,2

azufre 4 9,6

Masas finales (g) hierro 0 5

azufre 0,8 0

Calcula la cantidad de compuesto obtenida en cada caso.Justifica si se trata del mismo compuesto en ambas experiencias Sol: 49) se introducen masas iguales de sulfuro de hidr ́ogeno y de nitr ́ogeno en

sendos recipientes, ambos del mismo volumen y a la misma temperatura.

a) ¿Cu ́al de los dos recipientes contiene mayor n ́umero de mol ́eculas? b) Si la presi o ́ n en el recipiente del sulfuro de hidr ́ogeno es 1 atm., ¿cu ́al ser ́a lapresi ́on en el otro recipiente?Datos:Ar(H) = 1; Ar(S) = 32; Ar(N) = 14 Sol: igual en los dos 50)En un matraz cerrado de 10L introducimos 20g de acetona.Se calienta a 120ºC con lo cual sale todo el aire y parte de la acetona. Se pesa de nuevo viendo que queda dentro una masa de 16,6 g de acetona . Si la presión era de 700mmHg, calcula la masa molecular de la acetona. Sol:58 g/mol 51)La nicotina está compuesta por un 74% de C, 8,7% de H y 17,3% de N¿Qué tanto por ciento de los átomos de la nicotina son de C? Sol. 38,5% 52)Si la densidad media del aire es 1,29 g/L determina cual de los siguientes gases son más densos que el aire. Hidrógeno, nitrógeno , oxígeno, butano. 53) ¿Cuál es el porcentaje de sulfato sódico anhidro que hay en el sulfato sódico hexahidratado, Na2SO4 . 6H2O ¿ Sol:56,8% 54)Determina la composición en % del fosfato cálcico. Sol: Cs 38,7%, P 20% O 41,3% 55) Calcúlese el tanto por ciento de agua de cristalización del FeSO4. 5 H2OResultado:37,21 % 56)En un recipiente de 5L están contenidos 6,43g de aire en C.N, calcula la masa molecular media del aire. Sol:28,8 g/mol 57)Calcula la densidad del etano a 720mmHg y 27 ºC Sol: 1,14 g/L 58Para la acetona C3H6O. Determinar: a) Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en una molécula de acetona. b) Cuántos átomos hay en una molécula de acetona.c) Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en un mol de acetona. d) Cuántos átomos hay en un mol de acetona. (Respuesta: a) 6 átomos de H; b) 10 átomos; c) 3.61 · 1024 átomos de H; d)6.02 · 1024 átomos

59)Si 1,83×10 17 átomos de helio ocupan en C.N 0,00675ml, calcula el nº de Avogadro. 60) ¿Cuántos moles hay en 1021 moléculas de agua? ¿Cuántos átomos hay de cada uno de los elementos químicos en el compuesto?. DATOS: Masas atómicas : H = 1 u ; O = 16 u Sol. 1,66 ×10-3 moles de H2O Igual de O, el doble de H

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