Examen de gases y disoluciones corregido

  Examen 29 de octubre de 2009

1. Escribe la fórmula o el nombre, según corresponda:[1,5 ptos.]

a) Hidrúro cúprico ( Dihidruro de cobre); CuH₂

Hidróxido cálcico (Dihidóxido de calcio); Ca(OH)₂

Ácido peryódico (Ácido Tetraoxoyodico (VII)); HIO₄

Permánganato potásico [Tetraoxomanganato (VII) de sodio]; NaMnO₄

Cloruro niquélico (Tricloruro de níquel); NiCl₃

Ácido Bromoso ( Dioxobromato (III) de hidrógeno). HBrO₂

b) Fe(NO₃)₃; Nitrato férrico; Tris-[trioxonitrato (V)] de hierro

Na₂O₂; Peróxido nitroso; Dióxido de dinitrógeno

H₂CO₃; Ácido Carbónico; Ácido Trioxocarbónico (IV); Trioxocarbonato (IV) de hidrógeno.

N₂O₅; Óxido nítrico; Pentaóxido de dinitrógeno.

Sn(OH)₄; Hidróxido estannico; Tetrahidróxido de estaño

I₂O₇; Óxido peryódico; Heptaóxido de diyodo.

1. Determina la fórmula molecular de un hidrocarburo que contiene 85,63%de C y 14,37% de H; si su masa molecular es 28.Datos: A_R(C) = 12 u; A_R(H) = 1 u.[1,25 ptos.]

   Para determinar la fórmula molecular se determina previamente la fórmula empírica del compuesto y después se calcula con la masa molecular. Así conocida la composición centesimal del compuesto se trabaja con las masas atómicas de los elementos y se considera que se tiene una masa de 100 g de compuesto; por lo que los porcentajes se corresponden con la masa de cada elemento en el compuesto; así obtenemos el número de moles de cada elemento en el compuesto:

n(C) = 85,63/12 = 7,13; n(H) = 14,37/1 = 14,37;

Conocido el número de moles se puede obtener la relación numérica entre los elementos en el compuesto, dividiendo las dos cifras por la más pequeña de ambas:

Nº átomos C = 7,13/7,13 = 1 átomo de C Nº de átomos H = 14,37/7,13 = 2 átomos de H

Por tanto la fórmula empírica es: CH₂. Nos indicaron en el enunciado que la masa molar del compuesto es 28 g/mol; si nosotros calculamos la masa de el compuesto obtenido nos encontramos que M_R (CH₂) = 14 g/mol.

Se aprecia que es justo la mitad de la masa molar de nuestro compuesto; por tanto la fórmula molecular debe ser; Relación entre las masas molares = fórmula molecular/fórmula empírica = 28/14 = 2.

En definitiva la fórmula molecular es el doble de la fórmula empírica; porque así lo son sus masas:

Fórmula molecular = 2·(CH₂) = C₂H₄.

 

1. En un experimento, se quemaron 0,312 g de azufre y se obtuvieron 0,623 g de dióxido de azufre como único producto de reacción. En un segundo experimento, se obtuvieron 0,842 g de dióxido de azufre. ¿Qué masa de azufre se ha tenido que quemar en el segun­do experimento? Datos: A_R(S) = 32 u; A_R(O) = 16 u [1,25 ptos.]

EXPERIMENTO	Masa de Azufre	Masa de dióxido de azufre
1	0,312 g	0,623 g
2	x	0,842 g

 

Aplicando la ley de las proporciones definidas, y dado que con el primer experimento se comprueba que la relación numérica sencilla que relaciona la masa de S y la de dióxido es la proporción entre ambas:

Masa de dióxido/Masa de Azufre = 0,623g/0,312g = 2; 2º Experimento: 0,842g/Masa de Azufre =2

Despejando; Masa de azufre = 0,842/2 = 0,421 g;

1. El motor de un coche tiene un cilindro de volumen 500 cm³. El cilindro está lleno de aire a 70ºC y 2 atm de presión: Dato: R = 0,082 (atm·l)/(mol·K); N_Avogadro=6,022·10²³moléculas/mol. [1,5 ptos .]

   1.  
      1.  

         Expresamos los datos en unidades coherentes con la constante: V = 500 cm³ = 0,5 L; T = 70º C = 343 K.

   2. ¿Cuántos moles de oxígeno hay en el cilindro, sabien­do que el porcentaje en volumen del oxíge­no en el aire es 2l%?

      Para averiguar los moles de oxígeno que hay en el cilindro hay que tener en cuenta la ley de los gases ideales y a concentración del oxígeno en el aire, puesto que de los 500 cm³ de aire solo el 21 % es oxígeno:

      Así: V(O₂) = V_aire·%O₂ = 500 cm³.de aire· (21 cm³ de O₂ /100 cm³ de aire) = 105 cm³ de O₂ = 0,105 cm³ de O₂

      Ahora aplicando la ley de los gases ideales: p·V=n·R·T; y despejando n se obtiene el valor buscado:

      n = (p·V)/(R·T) = (2atm·0,105L)/(0,082·343K)= 7,47·10^-3 mol de O₂.

   3. ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay en dicho cilindro?

Para calcular el número de moléculas de oxígeno, basta con tener en cuenta el nº de Avogadro; ya que éste nos indica el número de partículas en un mol de oxígeno.

Nº moléculas = 7,47·10^-3 mol de O₂·(6,022·10²³moléculas de O₂ /mol de O₂ ) = 4,49·10²¹moléculas de O₂

 

1. (Br- 35) Calcula la molaridad de una disolución que se obtiene disolviendo 2 g de glucosa, C₆H₁₂O₆; en agua hasta completar 250 ml de disolución. Datos: A_R(C) 12 u; A_R(H) = 1 u; A_R(O) = 16 u. [2 ptos.]

   Teniendo en cuenta que tenemos la masa de soluto y el volumen de disolución, así como las masas atómicas de los elementos que constituyen el compuesto es sencillo calcular la concentración. Para ello tenemos que conocer M_R(C₆H₁₂O₆)= 6·12 + 12·1 + 6·16 = 180 g/mol y transformar g en mol, mol en concentración:

   M = (2gC₆H₁₂O₆/250 ml disolución)·(1molC₆H₁₂O₆/180gC₆H₁₂O₆)·(1000ml disolución/1 L disolución)=

   M = 0,044 Molar

2. Se disuelven en agua 30,5 g de cloruro de amonio, (NH₄Cl) hasta obtener 0,5 L de disolución. Sabiendo que la densidad de la disolución es 1027,6 kg/m³;Calcula: [2,5 ptos.]

Datos: m_soluto= 30,5 g NH₄Cl; V_disolución = 0,5 L; d_disolución = 1,0276 g/ml; M_R(NH₄Cl)= 1·14 + 4·1 + 1·35,5 = 53,5 g/mol

1.  

   1. La concentración en g/L de la disolución

El cálculo es inmediato: Cm = m_S/V_disoluc = 30,5gNH₄Cl /0,5L = 61 g/l (NH₄Cl)

1.  

   1. La concentración de la disolución en porcentaje en masa

Para calcular esta concentración hay que calcular la masa de disolución; para ello tenemos la densidad:

m_disoluc = d_disolución · V_disolución = 1,0276 g/ml· 500 ml = 513,8 g disolución.

C %m = (m_S/m_disoluc)·100 ; → C %m = ( 30,5g NH₄Cl/513,8g disolución) ·100 = 5,936 % m

1.  

   1. La molalidad

Para conocer la molalidad hay que calcular el número de moles de soluto y la masa de disolvente en kg;

molalidad = n_soluto/m_disolvente(Kg); n_soluto= m_soluto/M_{R soluto} = 30,5gNH₄Cl·(1mol NH₄Cl/53,5 gNH₄Cl)

n_soluto= 0,57 mol NH₄Cl

m_disolvente= m_disolución – m_soluto; m_disolvente= 513,8 g disolución - 30,5gNH₄Cl = 483,3 g disolvente = 0,483 Kg

molalidad = n_soluto/m_disolvente(Kg) = 0,57 mol NH₄Cl/0,483 Kg = 1,18 molal.

1.  

   1. Las fracción molar del soluto

Conocida la masa de disolvente y los moles de soluto del apartado anterior, solo tenemos que calcular los moles de disolvente, que es el agua, conocida su masa molar y con ello la fracción molar del soluto.

n_disolvente= m_disolvente/M_{R disolvente} = 483,3 g H₂O· (1mol H₂O/18 g H₂O) = 26,85 mol H₂O

n = n_soluto + n_disolvente = 0,57 mol NH₄Cl + 26,85 mol H₂O = 27,42 mol

χ_soluto = n_soluto/(n_soluto + n_disolvente) = 0,57 mol H₂O/27,42 mol = 0,021

 

DATOS: A_R(N) = 14 u; A_R(H) = 1 u; A_R(Cl) = 35,5 u;