E6B.S2009 LA MATERIA. CUESTIONES Y PROBLEMAS

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1 LA MATERIA. CUESTIONES Y PROBLEMAS En una cápsula de porcelana se colocan,15 gr de limaduras de hierro y se le agrega una cucharada de azufre suficiente como para que una vez que reaccionen quede en exceso. Se calienta la mezcla durante un rato para que reaccione el hierro con el azufre, dando sulfuro de hidrógeno y quedando el exceso de azufre sin reaccionar. Una vez concluida la reacción se le agrega sulfuro de carbono para disolver el azufre sobrante y se filtra, obteniéndose, una vez seco, una cantidad de 3,38 gr de sulfuro de hierro. a) Calcular la cantidad de azufre que ha reaccionado con los,15 gr de hierro b) Calcular la proporción en que reaccionan en hierro y el azufre c) Calcular la cantidad de hierro que reaccionarían con 8 gr de azufre d) Calcular la composición centesimal del sulfuro de hierro. a) De acuerdo con la ley de conservación de la masa de Lavoisier, la suma de las masas de hierro y azufre que reaccionan debe ser igual a la masa de sulfuro de hierro obtenido, por tanto E6B.S009 Razone si en dos recipientes de la misma capacidad que contienen uno hidrógeno y otro dióxido de carbono, ambos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, existe: a) El mismo número de moles b) Igual número de átomos c) La misma masa a)verdad: De acuerdo con la hipótesis de Avogadro, puesto que, en volúmenes iguales de gases diferentes hay el mismo número de moléculas, (siempre que estén medidos en las mismas condiciones), resulta obvio que al ser el hidrógeno y el CO gases, en el mismo volumen de ambos gases habrá el mismo número de moléculas, y de decenas y de centenas y, por supuesto, de moles. b) Falso: Que haya el mismo número de moléculas, no significa que necesariamente deba haber también el mismo número de átomos, como precisamente ocurre en este caso, ya que la molécula de hidrógeno (H ) está formada por dos átomos, mientras que la de dióxido de carbono (CO ) está formada por tres átomos. Suponiendo que haya x moles, habrá x*6, átomos de hidrógeno y 3x*6, átomos en la molécula de CO m Fe + m S m FeS m S 3,38,15 1,3 gr S (Se han resaltado las palabras que reaccionan, porque no reacciona cualquier cantidad de hierro con cualquier cantidad de azufre, y eso precisamente es lo que dice la ley de Proust de las proporciones definidas. Con una determinada cantidad de hierro, en este caso,15 gr, reacciona una cantidad definida de azufre, exactamente 1,3 gr, ni más ni menos. Así que, si en la cucharada pusimos, por ejemplo, 5 gr de azufre el resto habrá sobrado y quedado sin reaccionar.) b) La proporción en que reaccionan el hierro y el azufre es : Hierro Azufre,15gr 1,75 1,3gr c) De acuerdo con la ley de Proust, cuando dos elementos reaccionan para formar un compuesto lo hacen en una proporción fija en masas, que en este caso es 1,75, podemos poner que: Hierro x 1,75 x 14,00 gr de hierro Azufre 8gr d) La composición centesimal es el porcentaje de cada elemento, es decir, cuantos gramos de cada elemento hay en 100 gr de compuesto. Sabemos que en 3,38 gr de FeS hay,15 gr de hierro y 1,3 de azufre, entonces en 100 gr de FeS habrá: (también podríamos utilizar los números del apartado c. ya que hemos visto que en 14+8 gr de FeS hay 14 gr de Fe y 8 gr de S) 3,38gr FeS 100gr FeS x 63,61% Fe y el resto azufre,15gr Fe x 1 c) Falso: Que haya el mismo número de moléculas, tampoco significa que necesariamente deba haber también la misma masa, como precisamente ocurre en este caso, ya que la molécula de hidrógeno (H ) tiene una masa de umas, mientras que la molécula de dióxido de carbono (CO ) tiene una masa de 44 umas. En consecuencia, el recipiente que contiene el anhídrido carbónico tiene una masa veces mayor que el de H. S007 Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo lo llenamos con amoniaco a la misma presión y temperatura. Razone cada una de las siguientes afirmaciones: a) El recipiente contenía el mismo número de moléculas de oxígeno que de amoniaco. b) La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos. c) En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos. a) Correcta, ya que de acuerdo con la hipótesis de Avogadro, en volúmenes iguales de gases diferentes hay el mismo número de moléculas, siempre que estén medidos en las mismas condiciones. b) Falso, ya que aunque hay el mismo número de moléculas, la molécula de oxígeno y la de amoníaco tienen distinta masa: La molécula de O tiene una masa de 3 umas y la de NH 3 una masa de 17 umas.

2 c) Falso, ya que aunque haya el mismo número de moléculas, cada molécula de O está formada por átomos, mientras que la de NH 3 está formada por 4 átomos. EA.S007 Para un mol de agua, justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupa un volumen de 4 litros. b) Contiene moléculas de agua. c) El número de átomos de oxígeno es doble que de hidrógeno. a) Falso, ya que, aunque es verdad que 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de,4 litros cuando se mide en condiciones normales de presión y temperatura, el agua a 0ºC de temperatura y 1 atmósfera de presión no es un gas, sino un líquido o un sólido o una mezcla de ambos y por tanto el volumen que ocupa dependerá de su densidad. b) Verdad, ya que un mol de cualquier sustancia contiene un número de Avogadro de partículas y en el caso del agua de moléculas de agua. c) Falso. Es al contrario ya que una molécula de H O tiene átomos de H por cada 1 de oxígeno S007 En tres recipientes de la misma capacidad, indeformables y a la misma temperatura, se introducen respectivamente 10 g de hidrógeno, 10 g de oxígeno y 10 g de nitrógeno, los tres en forma molecular y en estado gaseoso. Justifique en cuál de los tres: a) Hay mayor número de moléculas. b) Es menor la presión. c) Hay mayor número de átomos. Masas atómicas: N 14; H 1; O 16. La hipótesis de Avogadro dice que en volúmenes iguales de gases diferentes hay el mismo número de moléculas, siempre que estén medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. Si lees con detenimiento verás que éste no es el caso porque, aunque los tres recipientes tienen igual volumen y temperatura, la presión no es la misma. Por tanto no es aplicable la ley de Avogadro. Los moles de cada gas en cada uno de los recipientes son: 10gr gr / mol 10gr 3gr / mol 10gr 8gr / mol n H n O n N 5,00moles 0,31moles 0,35moles a) Hay mayor número de moléculas en el recipiente de hidrógeno, ya que es el que contiene el mayor número de moles. Exactamente habría 5*6, moléculas de H. b) De la ecuación general de los gases perfectos, PVnRT, se deduce que si mantenemos constante el volumen y la temperatura, la presión del gas es directamente proporcional al número de moles de gas, es evidente que la menor presión la estará ejerciendo el oxígeno, porque contiene menos moles, o dicho de una forma mas coloquial: está menos lleno. 3 c) Teniendo en cuenta que las moléculas de los tres gases son diatómicas y por tanto las tres moléculas tienen los mismos átomos, resulta evidente que el recipiente de hidrógeno, que es el que tiene mayor número de moles, también lo tendrá de moléculas y de átomos. Exactamente habría *5*6, átomos de hidrógeno. S006 a) Cuál es la masa de un átomo de calcio? b) Cuántas moléculas hay en 0 5 g de BCl 3? Masas atómicas: Ca 40; B 11; Cl a) En la escala de masas atómicas, la masa de un solo átomo de calcio son 40 umas, donde 1 uma es la doceava parte de la masa del isótopo 1 del carbono. (Si tenemos en cuenta la equivalencia entre la una y el Kg, podremos expresarla en la unidad internacional, siendo 1, , Kg) También se podía haber contestado mediante la relación que tantas veces hemos utilizado: 1 mol Ca son 40 gr Ca contiene 6, átomos Ca x gr Ca 1 átomo Ca de donde x 6, gramos Ca b) Puesto que una molécula gramo, o mol, de BCl 3 es el número en gramos que coincide exactamente con su masa molecular: 117,5 g/mol, y contiene un número de Avogadro de moléculas, podemos establecer una simple proporción: 1 mol BCl 3 son 117,5 gr BCl 3 contiene 6, moléc. BCl 3 0,5 gr BCl 3 x moléc. BCl 3 de donde x, moléculas de BCl 3 E5B.S008 La fórmula del tetraetilplomo, conocido antidetonante para gasolinas, es Pb(C H 5 ) 4. Calcule: a) El número de moléculas que hay en 1 94 g. b) El número de moles de Pb(C H 5 ) 4 que pueden obtenerse con 1 00 g de plomo. c) La masa, en gramos, de un átomo de plomo. Masas atómicas: Pb 07; C 1; H 1. En primer lugar se calcula el masa molecular del tetraetil plomo, Pb(C H 5 ) 4 Pb 1x07 07 C 8x1 96 H 0x1 0 Pm 33 gr/mol a) Teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia tiene una masa igual a su masa molecular (33 gr) y contiene un número de Avogadro de unidades: 4

3 1 mol Pb(C H 5 ) 4 son 33 gr Pb(C H 5 ) 4 contiene 6, moléculas Pb(C H 5 ) 4 1,94 gr Pb(C H 5 ) 4 x de donde x, moléculas de Pb(C H 5 ) 4 b) Teniendo en cuenta que 1 mol de Pb(C H 5 ) 4 tiene una masa de 33 gr y de ellos contiene 07 gr de plomo, se deduce fácilmente los moles de tetraetil plomo que contienen 1 gr de plomo: 1 mol Pb(C H 5 ) 4 son 33 gr Pb(C H 5 ) 4 contiene 07 gr de Plomo x 1 gr de Plomo de donde x 0,0048 moles de Pb(C H 5 ) 4 c) (igual al ejercicio anterior) 3, gramos Pb E4B.S009 Calcule: a) El número de moléculas contenidas en un litro de metanol (densidad 0,8 g/ml) b) La masa de aluminio que contiene el mismo número de átomos que existen en 19,07g de cobre Masas atómicas: Al7, Cu63,5, C1, O16, H1 a) Sabemos que 1 mol de cualquier sustancia, es decir, una masa igual a su masa molecular contiene un número de Avogadro de moléculas. Por tanto, lo primero que haremos es averiguar la masa de 1 litro de metanol aplicando el concepto de densidad: m gr ρ m V ρ 1000ml 0,8 800gr CH 3OH V ml 1 mol CH 3 OH son 3 gr CH 3 OH contiene 6, moléculas CH 3 OH 800 gr CH 3 OH x de donde x 1, moléculas de CH 3 OH b) Teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de partículas (6, ) y que tiene una masa igual a su masa atómica (o masa molecular, si se trata de una molécula) 1 mol es igual a 7gr Al y es igual a 63,5gr Cu y contiene 6, átomos x 19,07gr Cu de donde x 8,11 gr de aluminio. S007 a) Cuántos átomos de oxígeno hay en 00 L de oxígeno molecular en condiciones normales de presión y temperatura? b) Una persona bebe al día L de agua. Si suponemos que la densidad del agua es 1 g/ml Cuántos átomos de hidrógeno incorpora a su organismo mediante esta vía? Masas atómicas: H 1; O 16. a) Teniendo en cuenta que un mol de cualquier gas, medido en CN, ocupa,4 litros y que contiene un número de Avogadro de moléculas, podemos establecer la proporción: 1 mol O son 3 gr O ocupan,4l en CN contiene 6, moléc. O 00L en CN x de donde, x 5, moléculas de O. Y como cada molécula de oxígeno molecular contiene átomos de oxígeno, tendremos que el total de átomos que hay en los 00 L, medidos en CN es el doble: 1, át. b) El agua que bebemos es un líquido y por tanto no se puede establecer la proporción, con respecto al volumen, como en el apartado anterior. Necesariamente hay que hacerlo sobre la masa. Teniendo en cuenta la densidad del agua, la masa de la misma que hay en litros es: m g ρ m V ρ 1 000mL 000g de H O V ml teniendo en cuenta, como hemos dicho antes, que 1 mol de cualquier sustancia contiene un número de Avogadro de moléculas, podemos establecer la proporción: 1 mol H O son 18 gr H O contiene 6, moléculas de H O 000 gr H O x de donde x 6, moléculas de O. Y como cada molécula de agua contiene átomos de hidrógeno, tendremos que el total de átomos que hay en los L es el doble: 1, átomos de hidrógeno. EJB.S011 a) Cual es la masa, expresada en gramos, de un átomo de calcio? b) Cuántos átomos de cobre hay en,5g de ese elemento? c) Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0g de tetracloruro de carbono? Masas atómicas: C1; Ca40; Cu63,5; Cl35,5 a) En la escala de masas atómicas, la masa de un solo átomo de calcio son 40 umas, donde 1 uma es la doceava parte de la masa del isótopo 1 del carbono. (Si tenemos en cuenta la equivalencia entre la una y el Kg, podremos expresarla en la unidad internacional, siendo 1, , Kg) También se podía haber contestado mediante la relación que tantas veces hemos utilizado: 5 1 mol Ca son 40 gr Ca contiene 6, átomos Ca x gr Ca átomo Ca de donde x 6, gramos Ca 6

4 b) Un átomo-gramo, o mol, de Cu es el número en gramos que coincide exactamente con su masa molecular: 63,5 g/mol, y contiene un número de Avogadro de átomos de cobre, podemos establecer una simple proporción: 1 mol Cu son 63,5 gr Cu contiene 6, átomos Cu,5 gr Cu x átomos Cu de donde x, átomos de Cu c) Puesto que una molécula-gramo, o mol, de CCl 4 es el número en gramos que coincide exactamente con su masa molecular: 154 g/mol, y contiene un número de Avogadro de moléculas, podemos establecer una simple proporción: 1 mol CCl son 154 gr CCl contiene 6, moléc. CCl 4 0 gr CCl x moléculas CCl 4 de donde x 7,8. 10 moléculas de CCl 4 S007 En el sulfuro de hidrógeno, el azufre y el hidrógeno se encuentran en la proporción de 16:1. Calcular la cantidad de H S que puede obtenerse a partir de: a),5 gramos de hidrógeno. b),5 litros de hidrógeno, medidos en condiciones normales de presión y temperatura. a) De acuerdo con la ley de las proporciones definidas de Proust, como la proporción en que reaccionan los elementos debe mantenerse constante, podemos poner que: masas 16grS x grs de donde x 40 gr S y la masa de H S 4,5 gr masa H 1gr H,5gr H b) En este caso haremos el mismo razonamiento anterior, pero previamente deberemos calcular la masa de hidrógeno que hay en,5 litros medidos en CN. Para eso, teniendo en cuenta que un mol de cualquier gas en CN ocupa,4 litros, tendremos que: S007 a) Calcular la composición centesimal del sulfuro de hidrógeno (H S) b) Hallar los gramos de sulfuro de hidrógeno que podría obtenerse a partir de,5 litros de hidrógeno, medidos en condiciones normales. DATOS: Masas atómicas: S3, OH a) En primer lugar calcularemos su masa molecular H x1 S 1x3 3 Pm 34 gr/mol Como vemos, por cada 34 gr de H S hay gr de H, y puesto que de acuerdo con la ley de las proporciones definidas de Proust, los elementos siempre se combinan en una proporción fija, en 100 gr de H S habrá: igualmente: 34gr H S gr H x 5,88 % H 100gr H S x 34gr H S 3grS x 94,1 % S 100gr H S x b) El razonamiento para calcular la cantidad de H S que se obtiene a partir de una determinada cantidad de hidrógeno es exactamente el mismo que el anterior, pero antes debemos averiguar la masa de hidrógeno que corresponde a un volumen de,5 L en CN. Para eso, teniendo en cuenta que un mol de cualquier gas en CN ocupa,4 litros, tendremos que: 1 mol de H tiene una masa de gr H y ocupa,4 Litros en CN x,5 Litros en CN de donde x 0, gr de H, y ahora, razonando como antes: 34gr H S gr H x 3,74gr H S x 0,gr H 1 mol de H tiene una masa de gr H y ocupa,4 Litros en CN x,5 Litros en CN de donde x 0, gr de H, y por tanto, aplicando la ley de Proust: masas 16grS x grs de donde x 3,5 gr S y la masa de H S 3,74 gr masa H 1gr H 0,gr H 7 8

5 E1B.S010 Se tienen las siguientes cantidades de tres sustancias gaseosas: moléculas de C 4 H 10, 1 g de CO y 1 mol de N. Razonando la respuesta: a) Ordénelas en orden creciente de su masa. b) Cuál de ellas ocupará mayor volumen en condiciones normales? c) Cuál de ellas tiene mayor número de átomos? Masas atómicas: C 1; N 14; O 16; H 1. Vamos a pasar todas las cantidades a moles y razonamos a partir de ellas. 3 3,01 10 moléculas nºmoles C4H10 0,5moles 3 6,0 10 moléculas/ mol 1g nºmoles CO 0,75moles 8g / mol nºmoles N 1 moles a) El orden de masa no tiene porqué coincidir con el orden de moles, ya que aunque 1 mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de moléculas, su masa molecular no es la misma. Calcularemos la masa de cada gas teniendo en cuenta que nºgrnºmoles*pm. nºgr C4H10 0,5 moles. 58 g/mol 9 g nºgr CO 1 g nºgr N 1 moles. 8 g/mol 8 g b) De la hipótesis de Avogadro se deduce que, en volúmenes iguales de gases diferentes hay el mismo número de moléculas o bien que el mismo número de moléculas sea del gas que sea ocupan el mismo volumen (En concreto, 1 mol de cualquier gas, medido en CN, ocupa,4 litros) Por tanto el mayor volumen lo ocupará el N porque su número de moles es mayor. c) El número de moléculas de cada gas es directamente proporcional al número de moles (nºátomosnºmoles. N av ), pero el de átomos depende de los átomos en cada molécula. La molécula de butano tiene 14 átomos, la de monóxido de carbono y la nitrógeno átomos cada una, así que: nºátomos C4H10 0,5 moles * N av moléculas/mol * 14 átomos/molécula 7N av át. nºátomos CO 0,75 moles * N av moléculas/mol * átomos/molécula 1,5N av át. E3A.S010 Un litro de H S se encuentra en condiciones normales. Calcule: a) El número de moles que contiene. b) El número de átomos presentes. c) La masa de una molécula de sulfuro de hidrógeno, expresada en gramos. Masas atómicas: H 1; S 3. a) Como sabemos que 1 mol de cualquier gas, si está medido en CN, ocupa un volumen de,4 litros, podemos poner que: 1 mol H S son 34 gr H S ocupa,4l en CN contiene 6, moléc. H S x mol H S 1 L en CN y moléc. H S de donde, x 0,045 moles de H S. b) De la relación anterior se deduce el número de moléculas que existen en el litro que es y, moléculas de H S. Como cada molécula de H S contiene 3 átomos, los átomos presentes en el litro de H S es 3., , átomos de H S c) de la anterior relación también se deduce que la masa de 1 mol de cualquier sustancia es igual a su masa molecular expresada en gramos, así que: 1 mol H S son 34 gr H S ocupa,4l en CN contiene 6, moléc. H S x gr H S 1 molécula H S de donde x 5, g de H S. E5B.S010 Exprese en moles las siguientes cantidades de dióxido de carbono: a) 11 L, medidos en condiciones normales. b) moléculas. c) 5 L medidos a 7 ºC y atmósferas. 1 Dato: R 0 08 atm L K 1 mol 1 mol CO son 44 g CO ocupa,4l en CN contiene 6, moléc. CO x mol CO 11,L en CN y mol CO 6, moléc. CO a) x 0,5 moles CO b) y 0,1 moles CO c) PV nrt. 5 n. 0,08. (73+7) n,03 moles CO nºátomos N 1 moles * N av moléculas/mol * átomos/molécula N av át. por tanto, el mayor número de átomos se encuentra en el butano que contiene 7N av es decir 7 * 6, , átomos. 9 10

6 E1B.S Calcule el número de átomos de oxígeno que contiene: a) Un litro de agua. b) 10 L de aire en condiciones normales, sabiendo que éste contiene un 0% en volumen de O. c) 0 g de hidróxido de sodio. Datos: Masas atómicas O 16; H 1; Na 3. Densidad del agua 1 g/ml. a) La masa de 1L de agua es: m ρ * V 1g / ml *1000mL 1000g 1 mol H O son 18 gr H O contiene 6, moléculas H O 1000 gr H O x moléculas H O de donde x3, moléculas H O. Como en cada molécula de agua hay 1 solo átomo de oxígeno, el número de átomos de oxígeno contenidos en 1 litro de agua es también 3, b) 10 L de aire contienen 10*(0/100) L de oxígeno. 1 mol O ---- son 3 gr O --- ocupan,4l en CN --- contiene 6, moléc. O L O en CN --- x de donde x5, moléculas de O. Como en cada molécula de oxígeno hay dos átomos de oxígeno, el total de átomos en los 0 L de aire será el doble: 1, c) 1 mol NaOH son 40 gr NaOH contiene 6, moléculas NaOH 0 gr NaOH x moléculas NaOH de donde x3, moléculas NaOH, y el mismo número de átomos de oxígeno ya que cada molécula de hidróxido sódico contiene un átomo de oxígeno. E4B.S013.- Indique, razonadamente, si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La misma masa de dos elementos, Fe y Cr, contienen el mismo número de átomos. b) La masa atómica de un elemento es la masa, en gramos, de un átomo de dicho elemento. c) Dos moles de helio tienen el mismo número de átomos que un mol de H. a) Falso. El Fe y Cr tienen masas distintas por tratarse de elementos diferentes, por tanto en una mima masa de ambas sustancias habrá distinto número de átomos. Realmente es una pregunta que nada tiene que ver con la química y bien podría haberse formulado como: La misma masa de canicas y de bolas de billar contiene el mismo número de bolas? b) Falso. Habría sido correcta para cualquiera de las dos siguientes redacciones: * La masa atómica de un elemento es la masa, en gramos, de un MOL de dicho elemento. * La masa atómica de un elemento es la masa, en UMAS, de un átomo de dicho elemento. Por eso a la masa atómica no se le suele poner unidades, porque tanto puede ser umas/átomo como gr/mol. De todas formas la masa atómica que se tabula se calcula haciendo la media ponderada de las masas de los isótopos según su abundancia relativa c) Verdad, ya que el helio es monoatómico y, por tanto, en moles hay *N Av de átomos de helio. En 1 mol de H hay 1 N Av de moléculas y por tanto *N Av átomos de hidrógeno E3A.S013.- La fórmula molecular del azúcar común o azúcar de mesa (sacarosa) es C 1 H O 11. Indique razonadamente si 1 mol de sacarosa contiene: a) 144 g de carbono. b) 18 mol de átomos de carbono. c) átomos de carbono. Datos: Masas atómicas C 1; H 1; O 16. a) La masa molecular (masa de 1 mol) de la sacarosa es Pm34gr/mol, y de ellos, 1*1144 g son de carbono. Por tanto es correcto. b) 1 molécula de sacarosa contiene 1 átomos de carbono, por tanto, (de igual forma que si multiplicamos por 1 diríamos que en 1 docena de moléculas de sacarosa hay 1 docenas de átomos de carbono) si multiplicamos por el Nº de Avogadro tendremos que en 1 mol de sacarosa hay 1 moles de átomos de carbono. Es incorrecto. c) De acuerdo a lo razonado en b), si en 1 mol de sacarosa hay 1 moles de átomos de carbono, el número de átomos que habrá es 1*N Av 7, átomos de C. Por tanto es incorrecto. E6B.S013.- Calcule los moles de átomos de carbono que habrá en: a) 36 g de carbono. b) 1 unidades de masa atómica de carbono. c) 1, 10 1 átomos de carbono. Dato: Masa atómica C 1. 1 mol C son 1 gr C contiene 6, átomos de C son 1*6, umas x y z 36 gr C 1, átomos de C 1 umas 1mol 36g a) x moles 3molesde C 1g 1mol 1umas 4 b) y moles 1,66 10 molesde C 3 1 *6,03 10 umas 1 1mol 1, 10 atomos 3 c) z moles 1,99 10 molesde C 3 6,03 10 atomos 11 1

7 DISOLUCIONES E3B.S006 Una disolución de ácido acético tiene un 10 % en peso de riqueza y una densidad de 1 05 g/ml. Calcule: a) La molaridad de la disolución. b) La molaridad de la disolución preparada llevando 5 ml de la disolución anterior a un volumen final de 50 ml mediante la adición de agua destilada. Masas atómicas: H 1; C 1; O 16. a) Un litro de disolución (mezcla de agua y acético) tiene una masa de 1050 gr. La pureza del 10% indica los gramos de acético que hay en 100g de disolución, con lo que en un litro de disolución (1050gr) serán de acético 1050*0,10 g. El razonamiento anterior para calcular la concentración en g/l podemos resumirlo en la siguiente expresión: ρ 1000 % g / L , g.acético/l.disolución 100 y como la molaridad son los moles de acético que hay en un litro de disolución, no hay más que dividir los g/l por el Pm para pasar de gramos en 1L a moles en 1L: g / L 105g / L M 1,75 moles acético/l.disolución Pm 60g / mol b) Si tomamos 5 ml de la disolución 1,75M y le añadimos agua destilada hasta tener un volumen de 50 ml, obviamente, la nueva disolución tendrá un mayor volumen, pero como el agua no tiene acético, habrá exactamente los mismos moles o los mismos gramos de acético que había en los 5 ml de la disolución inicial, por tanto, podemos poner que: n º moles nº moles Acético,5mL,1,75M Acético,50mL,M E3B.S008 Una disolución acuosa de alcohol etílico (C H 5 OH), tiene una riqueza del 95 % y una densidad de 0 90 g/ml. Calcule: a) La molaridad de esa disolución. b) Las fracciones molares de cada componente. Masas atómicas: C 1; O 16; H 1. a) La concentración de la disolución, expresada en g/l sería (teniendo en cuenta que un litro de disolución tiene una masa de 900 gr y como la pureza es del 95%, en realidad solo son de alcohol 900*0,95 g) ρ 1000 % g / L 900 0, g.alcohol/l.disolución 100 y como la molaridad son los moles de alcohol que hay en un litro de disolución, no hay más que dividir los g/l por el Pm para pasar de gramos en 1L a moles en 1L: g / L 855g / L M 18,59 moles alcohol/l.disolución Pm 46g / mol b) La fracción molar de un componente se define como el número de moles de ese componente en un volumen dado, dividido por el número total de moles en ese mismo volumen. En el primer apartado hemos calculado el número de gramos de alcohol que hay en 1L de disolución (855 g) y también sabemos que 1L de esa disolución de alcohol tiene una masa de 900 g, por tanto es evidente que contiene 45 g de agua, así que la fracción molar de cada componente x n alcohol + n alcohol n alcohol HO 0,88 x n HO + n H O n alcohol HO 0,1 M V M V Litros Litros Obviamente, la suma de las fracciones molares de todos los componentes es igual a la unidad. 1,75 0,05 M 0,50 de donde se deduce que la molaridad de la nueva disolución es 0,175M, que naturalmente resulta ser 10 veces más diluida que la original

8 E6B.S009 Se prepara 1 litro de disolución acuosa de ácido clorhídrico 0,5M a partir de uno comercial de riqueza 35% y 1,15 g/ml de densidad. Calcule: a) El volumen de ácido concentrado necesario para preparar dicha disolución b) El volumen de agua que hay que añadir a 0 ml de HCl 0,5M, para que la disolución pase a ser 0,01M. Suponga que los volúmenes son aditivos. Masas atómicas: H1, Cl35,5 E1B.S006 Una disolución acuosa de H 3 PO 4, a 0 ºC, contiene 00 g/l del citado ácido. Su densidad a esa temperatura es 1 15 g/ml. Calcule: a) La concentración en tanto por ciento en peso. b) La molaridad. Masas atómicas: H 1; O 16; P 31. a) Que la concentración es de 00 g/l quiere decir que en 1 L de disolución hay disueltos 00 g de ácido fosfórico. Por otro lado sabemos que si la densidad de la disolución es de 1,15 g/ml quiere decir que 1L de la misma tiene una masa de 1150 g, por tanto: Si en 1L 1150 g disolución hay disueltos 00 g de H 3 PO 4 en 100 g disolución hay disueltos x g de H 3 PO 4 x 17,39 % H 3 PO 4 también despejando % de la expresión g/l ρ % / , % / 100 g / L 00g / L M,04moles Pm 98g / mol / L b) H3PO4 disolución Los moles de ácido concentrado que debo tomar son los mismos moles que debe haber en la disolución final de ácido más diluido: M V M V 11,0. V 0,5. 1 V 0,045 L HCl conc. b) L L E5B.S009 Una disolución acuosa de HNO 3 15M tiene una densidad de 1,40 g/ml. Calcule: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO 3. b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 1 litro de disolución de HNO 3 0,5M. Masas atómicas: N14, O16, H1 a) g / L M Pm g / L 15 g/l 945 g HNO3 /L disoluc 63 Razonando como en el ejercicio anterior (E1B.S007) Si en 1L 1400 g disolución hay disueltos 945 g de HNO 3 en 100 g disolución hay disueltos x g de HNO 3 x 67,5 % HNO 3 b) Puesto que los moles de HNO 3 en el volumen V de disolución concentrada deben ser los mismos moles que hay en un 1L de disolución diluida 0,5M, podemos poner que: El razonamiento es exactamente el mismo: Los moles de HCl que hay en los 0 ml de disolución 0,5M deben ser los mismos moles que hay en la disolución final: M V M V 0,5. 0,00 0,01. V V 1 L HCl diluido. L L Como el volumen final de la disolución es 1L, el volumen de agua que hemos debido añadir es ml 15 M V M V 15. V 0,5. 1 V 0,033 L HNO 3 concentrado. L L EB.S Se dispone de ácido nítrico concentrado de densidad 1,505 g/ml y riqueza 98% en masa. a) Cuál será el volumen necesario de este ácido para preparar 50 ml de una disolución 1 M? 16

9 b) Se toman 50 ml de la disolución anterior, se trasvasan a un matraz aforado de 1 L y se enrasa posteriormente con agua destilada. Calcule los gramos de hidróxido de potasio que son necesarios para neutralizar la disolución ácida preparada. Datos: Masas atómicas H 1; N 14; O 16; K ,98 a) Primero calculamos la concentración del ácido concentrado: M 3,41moles / L 63 Ahora puesto que al agua no contiene ácido podemos decir que los moles de ácido en el volumen V de la disolución concentrada (3,41M) son los mismos que hay en los 50 ml de la disolución diluida 1M: M V M V,41 V 1 0, 50 V ác.conc 0,0107L10,7mL ác.conc ác.conc ác.dil ác.dil 3 ác. conc b) No es necesario calcular la concentración de la nueva disolución de ácido más diluido, ya que los mismos moles que hay en los 50mL de disolución 1M. son los moles de ácido que terminará habiendo en el Litro de disolución más diluida, por tanto: (en este caso ni siquiera sería necesario escribir la reacción ya que el HNO 3 tiene un solo protón y el KOH tiene un solo ion hidroxilo con lo que la reacción es mol a mol, es decir que en este caso moles HNO3 moles KOH ) HNO 3 + KOH KNO 3 + H O 1 mol 56 gr 1*0,050 x de donde x,8 gr KOH E4B.S La etiqueta de un frasco de ácido clorhídrico indica que tiene una concentración del 0% en peso y que su densidad es 1,1 g/ml. a) Calcule el volumen necesario de este ácido para preparar 500 ml de ácido 1,0 M. b) Se toman 10 ml del ácido más diluido y se le añaden 0 ml del más concentrado, cuál es la molaridad de la disolución de ácido resultante? Datos: Masas atómicas Cl 35,5; H 1. Se asume que los volúmenes son aditivos. a) Primero calculamos la concentración molar del ácido concentrado que hay en el frasco. moles gr / L ρ 1000 % /100 1, /100 M 6,0 moles HCl /L L Pm Pm 36,5 Ahora tendremos en cuenta que el mismo número de moles HCl que haya en el volumen V de ácido concentrado 6,0M debe ser igual a los moles de HCl que haya en los 500mL de ácido 1,0M, puesto que el resto hasta los 500mL serán de agua, así que: n º moles nº moles HCl,V,6,0M HCl,0,5L,1,0M y como de acuerdo con la definición de molaridad, el nºmolesm*v Litros tenemos que: M ác.conc *V L,ác.conc M ác.dil *V L,ác.dil 6,0*V L 1,0*0,5 V L 0,083 L de ácido concentrado Con una probeta y la ayuda de un cuentagotas tendríamos que tomar 83 ml del ácido concentrado que hay en el frasco. Luego colocarlos en un matraz aforado de 500mL y añadir agua destilada hasta enrasar. b) El razonamiento es muy parecido: n º moles + nº moles HCl,0,01L,1,0M HCl,0,0L,6,0M nº moles HCl,0,03L,xM 1,0*0, ,0*0,00 M*0,030 M 4,3 M 17 ESTEQUIOMETRÍA EA.S010 Al añadir ácido clorhídrico al carbonato de calcio se forma cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. a) Escriba la reacción y calcule la cantidad en kilogramos de carbonato de calcio que reaccionará con 0 L de ácido clorhídrico 3 M. b) Qué volumen ocupará el dióxido de carbono obtenido, medido a 0 ºC y 1 atmósfera? Datos: R 0 08 atm L K 1 mol 1. Masas atómicas: C 1; O 16; Ca 40. a) CaCO 3 + HCl CaCl + CO + H O Sobre una reacción, una vez ajustada, podemos realizar una estequiometría entre moles, gramos, número de moléculas o volumen medido en CN en el caso de sustancias en estado gaseoso, pero de ninguna manera con volúmenes de un líquido, y en tal caso tenemos dos opciones: 1. balanceamos con moles (molesm. V L ) para eso necesitamos conocer la molaridad de la disolución (que es un dato) y el volumen utilizado.. balanceamos con gramos y para eso calcularemos los gramos de ácido clorhídrico que hay en ese volumen de esa disolución de clorhídrico 1. Teniendo en cuenta que los moles HCl M. V L 3 * 0 moles CaCO 3 CaCO 3 + HCl CaCl + CO + H O 100 g CaCO 3 moles HCl x g CaCO 3 3 * 0 moles HCl x 3000 g 3 Kg de. Teniendo en cuenta que los gramos de ácido que hay en los 0L de disolución 3M, que es: moles gramos nºgr HCl nºmoles * Pm M * V L* Pm 3 0litros * 36,5 190 g HCl litro mol CaCO 3 CaCO 3 + HCl CaCl + CO + H O 100 g CaCO 3 * 36,5 g HCl x g CaCO g HCl x 3000 g 3 Kg de b) Mediante una estequiometría entre el HCl y el CO calcularemos los moles de CO o bien los gramos de CO o bien el volumen en CN de CO y luego mediante la ecuación de los gases perfectos averiguamos el volumen en las condiciones del problema. En este caso vamos a calcular los moles de CO que se obtienen: CaCO 3 + HCl CaCl + CO + H O moles HCl 1 mol de CO 60 moles HCl n mol de CO de donde n 30 moles CO, que en las condiciones del problema ocupan un volumen: PV nrt 1. V 0. 0,08. (73+0) V 70,78 L CO (1atm,0ºC) 18

10 E3A.S006 y E1A.S011 El ácido sulfúrico reacciona con cloruro de bario según la reacción: H SO 4 (ac) + BaCl (ac) BaSO 4 (s) + HCl (ac) a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico, de densidad 1 84 g/ml y 96 % en peso de riqueza, necesario para que reaccionen totalmente 1 6 g de cloruro de bario. b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá. Masas atómicas: H 1; S 3; O 16; Ba 137 4; Cl a) Sobre la reacción, una vez ajustada, podemos realizar una estequiometría entre moles, gramos, número de moléculas o volumen medido en CN en el caso de sustancias en estado gaseoso, pero de ninguna manera con volúmenes de un líquido. Como en el ejercicio anterior, primero lo haremos balanceando con moles (que es lo más sencillo) y luego lo resolveremos balanceando con gramos de sulfúrico. En cualquier caso primero hemos de calcular la concentración de la disolución de sulfúrico: ρ 1000 % g / L ,96g / L M 18,0moles Pm Pm 98g / mol 1. Balanceando con moles, sería: HSO4 / L disolución H SO 4 (ac) + BaCl (ac) BaSO 4 (s) + HCl (ac) 1 mol H SO 4 08,4 gr BaCl 18,0 * V L moles H SO 4 1,6 gr BaCl V 0,00575 L 5,75 ml H SO 4. Balanceando con gramos, sería: H SO 4 H SO 4 (ac) + BaCl (ac) BaSO 4 (s) + HCl (ac) 98 gr H SO 4 08,4 gr BaCl x gr H SO 4 1,6 gr BaCl x 10,16 g de y ahora, sabiendo que en 1 litro de disolución hay 1766,4 g de sulfúrico, el volumen que contiene los 10,16 g de sulfúrico ya es muy fácil de calcular haciendo una simple proporción: 10, V 5,75 ml de disolución de H SO ,4 b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá, es muy fácil de calcular haciendo una estequiometría entre las masas de cloruro de bario y sulfato de bario: E1A.S008 El carbonato de calcio reacciona con ácido sulfúrico según: CaCO 3 + H SO 4 CaSO 4 + CO + H O a) Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1 84 g/ml y 96 % de riqueza en peso será necesario para que reaccionen por completo 10 g de CaCO3? b) Qué cantidad de CaCO3 del 80 % de riqueza en peso será necesaria para obtener 0 L de CO, medidos en condiciones normales? Masas atómicas: C 1; O 16; H 1; S 3; Ca 40. a) Como ya hemos dicho, podemos realizar una estequiometría entre moles, gramos, número de moléculas o volumen medido en CN en el caso de sustancias en estado gaseoso. En el caso de volúmenes de un líquido, en lo sucesivo, balancearemos con moles, teniendo en cuenta que moles M. V L Primero calculamos su concentración de la disolución en g/l que sería: ρ 1000 % g / L ,96g / L M 18,0moles Pm Pm 98g / mol CaCO 3 + H SO 4 CaSO 4 + CO + H O 100 gr CaCO 3 1 mol H SO 4 10 gr CaCO 3 18,0. V L moles H SO 4 de donde V 0,00555 L 5,55 ml de disolución de H SO 4 HSO4 / L disolución b) Primero calcularemos la cantidad de CaCO 3 puro necesario para obtener los 0 L de CO medidos en condiciones normales. Después calcularemos la cantidad de muestra del 80% de pureza que contiene esos gramos. de donde x 89,9 g de CaCO 3 puro CaCO 3 + H SO 4 CaSO 4 + CO + H O 100 gr CaCO 3,4 L CO C.N. x gr CaCO 3 0 L CO C.N. Como la muestra tiene un 80% de pureza en carbonato, la masa que tendremos que tomar de la misma para que contenga esos gramos será un poquito más: 100 g Muestra 89,9 111,61g de CaCO 3 del 80% de pureza 80 H SO 4 (ac) + BaCl (ac) BaSO 4 (s) + HCl (ac) 08,4 gr BaCl 33,4 gr BaSO 4 1,6 gr BaCl x gr BaSO 4 de donde x 4,19 g de BaSO

11 EB.S010 Para determinar la riqueza de una partida de cinc se tomaron 50 g de muestra y se trataron con ácido clorhídrico del 37 % en peso y 1 18 g/ml de densidad, consumiéndose 16 ml de ácido. La reacción de cinc con ácido produce hidrógeno molecular y cloruro de cinc. Calcule: a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico. b) El porcentaje de cinc en la muestra. Masas atómicas: H 1; Cl 35 5; Zn a) La concentración del ácido clorhídrico del 37 % en peso y 1 18 g/ml de densidad es: ρ 1000 % g / L ,37g / L M 11,96moles Pm Pm 36,5g / mol HCl / L disolución b) Para calcular la pureza del Zn en primer lugar tenemos que calcular los gramos de Zn necesarios para gastar los 16 ml de ácido, o lo que es igual los moles o los gramos de HCl que hay en ese volumen. Nos es indiferente, y de los datos del apartado a), es fácil obtener una u otra cosa. Haciéndolo con moles, sería HCl + Zn ZnCl + H moles 65,4 gr Zn 11,96*0,16 moles x gr Zn Haciéndolo con gramos: como los gramos de HCl en 16 ml son 436,6*0,16 55 gr HCl HCl + Zn ZnCl + H. 36,5 gr 65,4 gr Zn 55 gr x De cualquiera de las dos proporciones se deduce que en la muestra había x 49,7 gr Zn puro. Como la muestra tenía una masa de 50 gr, su pureza es: 49,7 Pureza Zn ,54% 50 nº grh 10 nºmoles H 5moles H PmH nº gro 40 nºmoles O 1,5molesO PmO 3 b) De la estequiometría que tiene lugar para formar agua se deduce que cada x moles de oxígeno consumen x moles de hidrógeno y forman x moles de H O. (En nuestro caso concreto sería decir que los 1,5 moles de oxígeno consumen,5 moles de hidrógeno y sobran el resto). Vamos a verlo de una manera más genérica: H + O H O Moles iniciales a 5 b 1,5 0 Moles que reaccionan x x x Moles finales a x b x x 5 x 1,5 x x Hasta que se gaste uno de los dos. Obviamente se gastará antes el oxígeno, así que: x 1,5 moles Moles finales,5 0,5 y ahora, como se han formado,5 moles de agua y sabemos que en cada mol de agua contiene un número de Avogadro de moléculas: moléculas H O formadas,5 * 6, , moléculas de H O c) Como vemos, en la estequiometría y el razonamiento anterior, quedan en exceso,5 moles de H, que contendrán: moléculas H en exceso,5 * 6, , moléculas de H y como la molécula de hidrogeno es diatómica y está formada por dos átomos, el número de átomos en exceso es el doble: E4B.S010 átomos H en exceso * 1, átomos de H E4B.S010 Se tiene una mezcla de 10 g de hidrogeno y 40 g de oxigeno. a) Cuantos moles de hidrogeno y de oxigeno contiene la mezcla? b) Cuantas moléculas de agua se pueden formar al reaccionar ambos gases? c) Cuantos átomos del reactivo en exceso quedan? Masas atómicas: H 1; O 16. a) el número de moles de cada gas en la mezcla es: 1 Se mezclan 00 g de hidróxido de sodio y 1000 g de agua resultando una disolución de densidad 1 g/ml. Calcule: a) La molaridad de la disolución y la concentración de la misma en tanto por ciento en masa. b) El volumen de disolución acuosa de ácido sulfúrico M que se necesita para neutralizar 0 ml de la disolución anterior. Masas atómicas: Na 3; O 16; H 1. a) La molaridad, por definición son los moles de soluto disueltos en 1L de disolución, así que, en este caso tenemos 00 g de NaOH, que son 00/405moles NaOH, disueltos en 100 g de disolución, que como tiene una densidad de 1, g/ml, ocupan un volumen:

12 m mdisolucion 100g ρ Vdisolucion 1000mL 1L V ρ 1,gr / ml nº moles M Litros soluto disolucion 00 gr NaOH 40 gr / mol 1L disolucion 5moles / L La concentración en tanto por ciento en masa es muy sencillo, ya que como la disolución tiene 100 g y contiene 00 g de soluto (NaOH), así que en 100 gr de disolución hay: 100 NaOH g disolución 00g soluto x 16,67 % de NaOH 100g x 100 disolución A partir de este resultado puedes comprobar, de la forma en que normalmente hemos resuelto, el valor obtenido anteriormente para la molaridad. (Primero calcula la concentración en g/l ρ %/100 y luego M(g/L)/Pm b) Escribimos la reacción de neutralización que tiene lugar y balanceamos con moles: H SO 4 + NaOH Na SO 4 + H O 1 mol HSO4 moles NaOH *V mol HSO4 5*0,0 moles NaOH de donde V 0,05 L 5 ml H SO 4 E5A.S010 El cloruro de sodio reacciona con nitrato de plata precipitando totalmente cloruro de plata y obteniéndose además nitrato de sodio. Calcule: a) La masa de cloruro de plata que se obtiene a partir de 100 ml de disolución de nitrato de plata 0 5 M y de 100 ml de disolución de cloruro de sodio 0 4 M. b) Los gramos del reactivo en exceso. Masas atómicas: O 16; Na 3; N 14; Cl 35 5; Ag 108. a) La reacción que tiene lugar es: NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 Como vemos, 1 mol de cloruro de sodio reacciona con 1 mol de nitrato de plata. Lo primero que hemos de hacer es calcular los moles de cada uno de los reactivos, para ver cual de ellos determina la reacción (es el reactivo limitante) y cual quedará en exceso: nº nº moles moles M V 0,5 0,1 0,05moles de AgNO 3 en 100mL AgNO3 Litros M V 0,4 0,1 0,04moles de NaCl en 100mL NaCl Litros Podemos poner que: de donde, x 5,74 g de AgCl NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 1 mol NaCl 143,5 gr AgCl 0,04 moles x gr AgCl b) Los gramos del reactivo que queda en exceso, que como hemos razonado es 0,01 moles de AgNO 3, son: E1B.S008 nº gramos AgNO 3 nº moles AgNO3 Pm AgNO3 0, ,7 g de AgNO 3 Una disolución acuosa de ácido clorhídrico de densidad 1 19 g/ml contiene un 37 % en peso de HCl. Calcule: a) La fracción molar de HCl. b) El volumen de dicha disolución necesario para neutralizar 600 ml de una disolución 0 1 M de hidróxido de sodio. Masas atómicas: Cl 35 5; O 16; H 1. a) g/l ,37 440,3 g HCl /L disoluc 1L de disolución tiene una masa de 1190g. De ellos 440,3 g son HCl y el resto, 749,7g son de H O. Por tanto los moles de cada especie son: 440,3 749,7 nº moles HCl 1,06molesHCl ; nº moles H O 41,65moles H O 36,5 18 x nº moles HCl 1,06 nº molestotales 1, ,65 HCl 0, b) Escribimos la reacción de neutralización que tiene lugar y balanceamos con moles. Para ello hemos de calcular la molaridad del HCl: g / L 440,3 M HCl 1,06M Pm 36,5 HCl + NaOH NaCl + H O 1 mol HCl 1 moles NaOH 1,06*V mol HCl 0,1*0,6 moles NaOH De donde V 5, L 5,97 ml HCl De acuerdo a lo que ya hemos deducido de la estequiometría de la reacción, 0,04 moles de NaCl reaccionarán con 0,04 moles de AgNO 3 y sobrará 0,01 mol de AgNO

13 E4A.S008 El clorato de potasio se descompone a alta temperatura para dar cloruro de potasio y oxígeno molecular. a) Escriba y ajuste la reacción. Qué cantidad de clorato de potasio puro debe descomponerse para obtener 5 L de oxígeno medidos a 0ºC y atmósferas? b) Qué cantidad de cloruro de potasio se obtendrá al descomponer 60 g de clorato de potasio del 83 % de riqueza? Datos: R 0 08 atm L K 1 mol 1. Masas atómicas: Cl 35 5; K 39; O 16. a) Podemos hacer dos cosas: 1. Calcular el número de moles de CO que hemos de obtener y balancear: PV nrt 5* n*0,08*(73+0) n 0,416 moles CO KClO 3 KCl + 3 O. 1,5 g KClO 3 3 moles CO x g KClO 3 0,416 moles CO x 33,9 g KClO 3. Otra forma sería calcular el volumen que ocupan los 5 L de CO medido a 0ºC y atm, si se midieran en condiciones normales y balancear: totalidad del recipiente, así aplicando la ecuación de los gases solamente al Cl O, tenemos: p ClO. V n ClO. RT 1,16. 0 n ClO. 0, n ClO 1 mol Cl O Hemos puesto a reaccionar 30g de CaCO 3 del 87% de pureza, es decir, es como si hemos puesto a reaccionar 30*0,87 00,1 g de CaCO 3 puro con 178 g de cloro. El siguiente paso es ver cuál de los dos reactivos limita la reacción y cual quedará en exceso. En la estequiometria de la reacción vemos que 1 mol de CaCO 3 reacciona con moles de cloro. Como hemos mezclado 00,1/100 moles de CaCO 3 con 178/71,5 moles Cl está claro que hay carbonato de más y quedará en exceso. Puesto que el reactivo limitante es el cloro, la reacción transcurrirá hasta que se gaste, así que en adelante no le haremos ni caso al CaCO 3. Ahora utilizamos la estequiometria de la reacción para calcular la cantidad de Cl O que debería obtenerse a partir de los,5 moles de Cl. CaCO 3 (s) + Cl (g) Cl O(g) +CaCl (s) + CO (g) moles Cl 1 mol Cl O,5 moles Cl x moles Cl O PV P V CN KClO 3 b) KCl CN T T CN 5 1 V CN KClO 3 KCl + 3 O. 1,5 g KClO 3 3.,4 L O CN x g KClO 3 9,3 L O CN V CN 9,3 L de CO C.N x 33,9 g KClO 3 KCl + 3 O. 1,5 g KClO 3. 74,5 g KCl 60 * 0,83 g KClO 3 x g KCl x 30,3 g de donde x 1,5 moles de Cl O. Eso es lo que debería obtenerse si el rendimiento fuera del 100% pero, como calculamos al principio, solamente se han obtenido 1 mol de Cl O, de manera que el rendimiento de la reacción ha sido: 1 ren dimiento % 1,5 b) Primero tenemos que calcular la cantidad de CaCl que se obtiene. A partir de la estequiometria de la reacción vemos que por cada 1 mol de Cl O que se obtiene, se obtiene también 1 mol de CaCl. Como precisamente de los datos del problema deducimos que se obtiene 1 mol de Cl O, pues eso mismo es lo que se obtiene de CaCl. Como 1 mol de CaCl se disuelve en 800 ml de agua, su concentración molar es: 1moles M 1,5M 0,8L E6A.S006 Reaccionan 30 g de carbonato de calcio del 87 % en peso de riqueza con 178 g de cloro según: CaCO 3 (s) + Cl (g) Cl O(g) +CaCl (s) + CO (g) Los gases formados se recogen en un recipiente de 0 L a 10 ºC. En estas condiciones, la presión parcial del Cl O es 1 16 atmósferas. Calcule: a) El rendimiento de la reacción. b) La molaridad de la disolución de CaCl que se obtiene cuando a todo el cloruro de calcio producido se añade agua hasta un volumen de 800 ml. Dato: R 0 08 atm L K 1 mol 1 ; Masas atómicas: C 1; O 16; Cl 35 5; Ca 40. a) La diferencia con otros ejercicios es que la cantidad de cloro nos la dan en función de la presión parcial que ejerce. Los gases formados son Cl O y CO, y de acuerdo con la Ley de Dalton, cada gas ejerce una presión parcial comportándose como si ocupara la 5 El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según: ZnS(s) + 3 O (g) ZnO(s) + SO (g) a) Cuantos gramos de ZnO se obtienen cuando reaccionen 17 gramos de ZnS con exceso de oxígeno? b) Cuántos litros de SO, medidos a 5 ºC y una atmósfera, se obtendrán? Datos: R 0 08 atm L K 1 mol 1. Masas atómicas: O 16; S 3; Zn a) ZnS(s) + 3 O (g) ZnO(s) + SO (g) *97,4 g *81,4 g de ZnO 17 g x 14, g de ZnO b) ZnS(s) + 3 O (g) ZnO(s) + SO (g) *97,4 g moles de SO 6

14 17 g n 0,17 moles de SO en las condiciones del problema ocupan: PVnRT 1* V0,17*0,08*(73+5) V 4,14L Dada la reacción: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO (g) a) Determine la cantidad CaO que puede obtenerse al descomponer 3 kg de CaCO 3. b) Qué cantidad de CO se obtendría medido a 5ºC y 1 atmósfera Datos: R 0 08 atm L K 1 mol 1. Masas atómicas: C 1; O 16; Ca 40. a) CaCO 3 (s) CaO(s) + CO (g) 100 gr 56 g de CaO 3000 gr x g de CaO x 1680 gr de CaO b) CaCO 3 (s) CaO(s) + CO (g) 100 gr 1 mol CO 3000 gr n moles CO n 30 moles CO en las condiciones del problema: PVnRT 1* V30*0,08*(73+5) V 733,08L E5BS001 Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 ml de disolución. Calcule: a) La molaridad de la disolución y el valor del ph. b) La molaridad de una disolución de HBr, de la que 30 mlde la misma son neutralizados con 5 ml de la disolución de la base. Masas atómicas: H 1; O 16; Na 3. Reacción: HBr + NaOH NaBr + H O a) Si se disuelven 5 gr de NaOH en 300 ml, en 1 L habrá 16,67 gr/l. La concentración molar será: g / L 16,67 M 0,4M Pm 40 a la misma conclusión llegamos si tenemos en cuenta que como 5gr de NaOH son 5/36,5 moles y están disueltos en 0,3L, pues en 1L (que por definición es la molaridad) habrá 0,46 moles NaOH /L disol. (El ph es un concepto que explicaremos más adelante) b) Como el NaOH tiene un solo OH y el HCl es monoprótico reaccionan es mol a mol, de todas formas siempre es mejor escribir la reacción y hacer el balance sobre ella: HBr + NaOH NaBr + H O 1 mol 1 mol M*0,030 moles 0,4*0,05 moles M 0,35 moles HBr /L disoluc E4BS001 Una disolución acuosa de ácido clorhídrico tiene una riqueza en peso del 35% y una densidad de 1 18 g/cm 3. Calcule: a) El volumen de esa disolución que debemos tomar para preparar 500 ml de disolución 0 M de HCl. b) El volumen de disolución de NaOH 0 15 M necesario para neutralizar 50 ml de la disolución diluida del ácido. Datos: Masas atómicas: H 1; Cl ρ 1000 % g / L ,35g / L M 11,3moles Pm Pm 36,5g / mol HCl / L disolución a) Como debe haber los mismos moles de HCl en el volumen que hemos de tomar de al disolución concentrada que en los 0,5L de disolución 0,M M V M V 11,3*V 0,*0,5 V 8, L HCl concentr Litros Litros b) Como el NaOH tiene un solo OH y el HCl es monoprótico reaccionan es mol a mol, de todas formas siempre es mejor escribir la reacción y hacer el balance sobre ella: HCl + NaOH NaCl + H O 1 mol 1 mol 0,*0,05 moles 0,15*V moles V 0,067 L de NaOH E5A.S013 Al tratar 5 g de mineral galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 ml de H S gaseoso, medidos en condiciones normales, según la ecuación: PbS + H SO 4 PbSO 4 + H S. Calcule: a) La riqueza en PbS de la galena. b) El volumen de ácido sulfúrico 0,5 M gastado en esa reacción. Datos: Masas atómicas Pb 07; S 3. a) En primer lugar debes distinguir entre la galena (PbS+Impurezas) y el PbS puro, que es quien realmente reacciona con el sulfúrico dando H S. Por tanto, lo que hay que hacer es calcular cuánto PbS había en la muestra para dar lugar a los 0,410L de H S medidos en CN y luego sabiendo que esos gramos de PbS están en 5 gramos de galena determinaremos su pureza. Teniendo en cuenta que en la estequiometría de la reacción, una vez ajustada, podemos utilizar: moles, gramos o volúmenes (en el caso de gases), según nos convenga: PbS + H SO 4 PbSO 4 + H S 39 g PbS,4 L H S C.N. x g PbS 0,410L H S C.N. x 4,37 g PbS 4,37 La pureza en PbS de la galena es ,5% 5 b) PbS + H SO 4 PbSO 4 + H S 1 mol H SO 4,4 L H S C.N. 0,5*V L mol de H SO 4 0,410L H S C.N. V L 0,0366 L H SO 4 (ten en cuenta que nºmolesm*v L ) EA.S013 a) Determine la fórmula empírica de un hidrocarburo sabiendo que cuando se quema cierta cantidad de compuesto se forman 3,035 g de CO y 0,61 g de agua. b) Establezca su fórmula molecular si 0,649 g del compuesto en estado gaseoso ocupan 54,3 ml a 100 C y 760 mm Hg. Datos: R 0,08 atm L mol 1 K 1. Masas atómicas: C 1; H 1. 8

15 a) Supongamos que la fórmula empírica del hidrocarburo es CxHy. Su reacción de combustión será: CxHy + (x+y/) O x CO + y/ H O x*44 g CO y/*18 g H O 3,035 g CO 0,61 g H O de donde se deduce que x/y1, es decir que su fórmula empírica (proporción de los elementos que forman el compuesto) es (C 1 H 1 )n, donde n es un número entero. b) La fórmula molecular nos indica el número de átomos que forman el compuesto y para determinarla debemos calcular el valor de n y para ese debemos calcular la masa molecular: 760 0,649 PV nrt * 0,543 * 0,08* ( ) Pm 78 gr/mol 760 Pm Como la fórmula empírica es (CH)n tenemos que (1+1)*n 78 n6 La fórmula molecular es C 6 H 6, que corresponde al benceno EJERCICIOS SEMIRESUELTOS Y CON SOLUCIONES E6B.S010 Un tubo de ensayo contiene 5 ml de agua. Calcule: a) El número de moles de agua. b) El número total de átomos de hidrógeno. c) La masa en gramos de una molécula de agua. Datos: Densidad del agua 1 g/ml. Masas atómicas: O 16; H 1. m ρ m V ρ 5mL 1g / ml 5g V a) Como 1 mol de agua son 18 g de H O en 5 g hay 1,39 moles de H O b) Como en cada mol de H O hay * 6, átomos de H: Sol. 1, átm.h c) Como en 1 mol (18g H O) hay 6, moléculas de H O. Sol, g/molécula E4B.S008 Se tienen dos recipientes de vidrio cerrados de la misma capacidad, uno de ellos contiene hidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Justifique: a) Cuál de ellos contiene mayor número de moles? b) Cuál de ellos contiene mayor número de moléculas? c) Cuál de los recipientes contiene mayor masa de gas? Sol: a) igual nº moles (Hip.Avogadro) b) igual nº moléculas c) masa CO > masa H E3A.S009 a) Cuantos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de sacarosa (C 1 H O 11 ) b) Determine la masa en kilogramos de, moléculas de NO. c) Indique el número de átomos de nitrógeno que hay en 0,76 gr de NH 4 NO 3. Masas atómicas: O16, N14, H1 a) moles de átomos de C 1, moles b) 6, moléculas NO 0,046 Kg NO, moléculas NO x Kg NO x 1, Kg NO c) 80 g NH 4 NO 3 6, moléculas * átomos de N/molécula 0,76 g NH 4 NO 3 x átomos de N de donde x 1, átomos de N en 0,76 g de nitrato amónico EA.S008 Se tienen 8 5 g de amoniaco y se eliminan moléculas. a) Cuántas moléculas de amoniaco quedan? b) Cuántos gramos de amoniaco quedan? c) Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan? Sol: 1, moléculas NH 3 ; b) 4, g NH 3 ; c) 0,75 moles átm. H EB.S009 Un cilindro contiene 0,13 gr de etano, calcule: a) El número de moles de etano. b) El número de moléculas de etano c) El número de átomos de carbono Masas atómicas: C1, H1 Sol: a) Moles de CH 3 CH 3 4, moles; b), moléculas; c) 5, átm. C E1B.S009 Calcule el número de átomos que hay en las siguientes cantidades de cada sustancia: a) En 0,3 moles de SO. b) En 14 gr de nitrógeno molecular c) En 67, litros de gas helio en condiciones normales Masas atómicas: N14 Sol: a) 5, átomos; b) 6, átomos N; c) 1, átomos He 9 E3B.S008 Un recipiente de 1 litro de capacidad se encuentra lleno de gas amoniaco a 7 ºC y 0 1 atmósferas. Calcule: a) La masa de amoniaco presente. b) El número de moléculas de amoniaco en el recipiente. c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene. Datos: R 0 08 atm L K 1 mol 1. Masas atómicas: N 14; H 1. m m a) P V R T 0,1 1 0,08 (73 + 7) m 0,069 g NH 3 Pm 17 b) P V n R T 0,1 1 n 0,08 (73 + 7) n 0,004 moles NH 3 Como en 1 mol hay 6, moléculas: Sol., moléculas NH 3 30

16 c) Como en cada molécula de NH 3 hay 3 átomos de hidrógeno y 1 de nitrógeno, en 0,004 moles de NH 3 hay: 7, átomos de H y, átomos de N E6B.S008 En 0 6 moles de clorobenceno (C 6 H 5 Cl): a) Cuántas moléculas hay? b) Cuántos átomos de hidrógeno? c) Cuántos moles de átomos de carbono? Sol: 3, moléculas C 6 H 5 Cl; 1, átomos de H; c) 0,6 * 6 3,6 moles de átomos de C E1B.S006 Para 10 g de dióxido de carbono, calcule: a) El número de moles de ese gas. b) El volumen que ocupará en condiciones normales. c) El número total de átomos. Masas atómicas: C 1; O 16. Sol: a) 0,3 moles CO ; b) 5,09 L en CN; c) 4, átomos E4B.S006 En una bombona de gas propano que contiene 10 kg de este gas: a) Cuántos moles de ese compuesto hay? b) Cuántos átomos de carbono hay? c) Cuál es la masa de una molécula de propano? Masas atómicas: C 1; H 1. Sol: Pm C4H10 44 g/mol a) 7,3 moles C 4 H 10 ; b) 4, átomos; c) 7, g E5B.S007 En tres recipientes de 15 litros de capacidad cada uno, se introducen, en condiciones normales de presión y temperatura, hidrógeno en el primero, cloro en el segundo y metano en el tercero. Para el contenido de cada recipiente, calcule: a) El número de moléculas. b) El número total de átomos. Dato: R 0 08 atm L K 1 mol 1. Sol: a) El mismo nº de moléculas en todos nm 4, moléculas b). nm átomos de H ;. nm átomos de Cl y 5. nm átomos de CH 4. E6B.S006 En 0 g de Ni (CO 3 ) 3 : a) Cuántos moles hay de dicha sal? b) Cuántos átomos hay de oxígeno? c) Cuántos moles hay de iones carbonato? Masas atómicas: C 1; O 16; Ni Sol: Pm Ni(CO3)3 97,4 g/mol a) 0,067 moles Ni (CO 3 ) 3 ; b) 3, átm. Oxígeno c) 3 * 0,067 0,01 moles de CO 3 31 E5B.S013.- Se tienen en dos recipientes del mismo volumen y a la misma temperatura 1 mol de O y 1 mol de CH 4, respectivamente. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) En cuál de los dos recipientes será mayor la presión? b) En qué recipiente la densidad del gas será mayor? c) Dónde habrá más átomos? Datos: Masas atómicas O 16; C 1; H 1. a) PVnRT si V, n y T son iguales P es la misma m m P Pm b) PVnRT PV RT ρ si P y T son iguales Tiene Pm V R T mayor densidad el de mayor masa molecular, que en este caso es el oxígeno. c) Como en los dos recipientes hay el mismo número de moles habrá también el mismo número de moléculas. Sin embargo cada molécula de oxígeno tiene solo átomos mientras que la de metano tiene 5 átomos. E6B.S013 EA.S1011 Se dispone de litros de disolución acuosa 0 6 M de urea, (NH ) CO. a) Cuántos moles de urea hay? b) Cuántas moléculas de urea contienen? c) Cuál es el número de átomos de nitrógeno en ese volumen de disolución? Sol: a) 1, moles; b) 7, moléculas; c) 1, átomos N E3B.S1011 Si a un recipiente que contiene moléculas de metano se añaden 16 g de este compuesto: a) Cuántos moles de metano con tiene el recipiente ahora? b) Y cuántas moléculas? c) Cuál será el número de átomos totales? Masas atómicas: C 1; H 1. Sol: a) moles CH4 moléculas/n Av + gr/pm 1,5 moles; b) 9, moléculas c) 4, átomos E6B.S1011 Se tienen 80 g de anilina (C 6 H 5 NH ). Calcule: a) El número de moles del compuesto. b) El número de moléculas. c) El número de átomos de hidrógeno. Masas atómicas: C 1; N 14; H 1. Sol: a) 0,86 moles; b) 5, moléculas; c) 3, átomos H DISOLUCIONES. Ejercicios semiresueltos y con soluciones E4B.S1011 En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36 % en masa, densidad 1 18 g/ml. Calcule: a) La molaridad de la disolución y la fracción molar del ácido. b) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar un litro de disolución M. 3

17 Masas atómicas: Cl 35 5; H 1; O 16. Sol: a) M11,64 M; X HCl 0,; b) 0,17 L E5B.S1011 Se dispone de una botella de ácido sulfúrico cuya etiqueta aporta los siguientes datos: densidad 1 84 g/ml y riqueza en masa 96 %. Calcule: a) La molaridad de la disolución y la fracción molar de los componentes. b) El volumen necesario para preparar 100 ml de disolución 7 M a partir del citado ácido. Indique el material necesario y el procedimiento seguido para preparar esta disolución. Masas atómicas: H 1; O 16; S 3. Sol: M18,0M; X HSO4 0,8; X HO 0,18; b) 0,039L Masas atómicas: H 1; Cl 35 5 Sol: a) M HCl 9,99M ; V0,00L; b) 0,00L Ba(OH) 0,5M E5A.S1011 El carbonato de magnesio reacciona con ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua. Calcule: a) El volumen de ácido clorhídrico del 3 % en peso y 1 16 g/ml de densidad que se necesitará para que reaccione con 30 4 g de carbonato de magnesio. b) El rendimiento de la reacción si se obtienen 7 6 L de dióxido de carbono, medidos a 7 ºC y 1 atm. Datos: R 0 08 atm L K-1 mol-1. Masas atómicas: C 1; O 16; H 1; Cl 35 5; Mg 4. Sol: a) M HCl 10,17M ; V0,071L; b) 85,36% ESTEQUIOMETRÍA. Ejercicios semiresueltos y con soluciones E5A.S009 Sabiendo que el rendimiento de la reacción FeS +O Fe O 3 + SO es del 75%, a partir de 360 g de disulfuro de hierro, calcule: a) La cantidad de óxido de hierro (III) producido. b) El volumen de SO, medido en condiciones normales que se obtendrá. Masas atómicas: Fe56, S3, O16 FeS + 11/ O Fe O SO a). 10 g FeS 160 g Fe O 3 x 40 g Fe O 3 si el rendimiento es 100% 360 g FeS x g Fe O 3 x / g Fe O 3 con red. 75% b). 10 g FeS 4.,4 L CN SO x 134,4 L SO CN rendim del 100% 360 g FeS x L CN SO x 134,4. 75/100100,8 L SO CN rendim 75% E1A.S009 Si 1 gr de un mineral que contiene un 60% de cinc se hacen reaccionar con una disolución de ácido sulfúrico del 96% en masa y densidad 1,8 g/ml, según Zn + H SO 4 ZnSO 4 +H Calcule: a) Los gramos de sulfato de cinc que se obtienen b) El volumen de ácido sulfúrico que se ha necesitado Masas atómicas: O16, H1, S3, Zn65 Sol. a) 17,83 g ZnSO 4 ; b) 17,83M H SO 4 6, ml H SO 4 EB.S En la etiqueta de un frasco de ácido clorhídrico comercial se especifican los siguientes datos: 3 % en masa, densidad 1 14 g/ml. Calcule: a) El volumen de disolución necesario para preparar 0 1 L de HCl 0 M. b) El volumen de una disolución acuosa de hidróxido de bario 0 5 M necesario para neutralizar los 0 1 L de HCl del apartado anterior

18 TEMA. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS E1A.S010 Indique el máximo número de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes números cuánticos, asigne los restantes y especifique los orbitales en los que pueden encontrarse los electrones. a) n ; s +½. b) n 3; l. c) n 4; l 3; m. a) En cada nivel caben n electrones, así que en el nivel caben 8. (Como sabemos, en el subnivel s y 6 en el subnivel p.) De ellos, la mitad tienen spin +½ y la otra mitad spin ½. Es evidente que con los números cuánticos n ; s +½ habrá 4. Los números cuánticos de estos 4 electrones son: 1 electrón s: n; l0; m0; s+½ n; l1; m 1; s+½ 3 electrones p: n; l1; m0; s+½ n; l1; m+1; s+½ b) Los números cuánticos n y l definen un subnivel. Independientemente del número de electrones que quepan en el nivel 3, con número cuántico l (subnivel d) hay 10 electrones, porque en el subnivel l hay 5 orbitales con números cuánticos m, m 1, m0, m1, m y en cada orbital caben dos electrones uno con spin +½ y la otro con spin ½. Los números de estos 10 electrones son: n3; l; m ; s+½ y s ½ n3; l; m 1; s+½ y s ½ 10 electrones l: n3; l; m 0; s+½ y s ½ (subnivel 3d) n3; l; m+1; s+½ y s ½ n3; l; m+; s+½ y s ½ c) Los 3 números cuánticos n, l y m definen un orbital (en este caso es uno de los 7 orbitales f, concretamente el que tiene m ), y por tanto solo puede haber electrones con spines s+½ y s ½ EB.S010 Dos elementos A y B tienen de número atómico 17 y 0, respectivamente. a) Escriba el símbolo de cada uno y su configuración electrónica en el estado fundamental. b) Indique el ion más estable de cada uno y escriba su configuración electrónica. a) Si cuentas hasta llegar a los números 17 y 0 verás que son las posiciones que ocupan el Cl y el Mg respectivamente. Para escribir la configuración electrónica de los estados fundamentales de cada átomo debemos tener en cuenta (1º) que los electrones se van colocando en los subniveles de menor a mayor energía (1s s p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f ) y (º) siguiendo el principio de exclusión de Pauli y (3º) las reglas de máxima multiplicidad de Hund hasta completar el número de electrones (17 para el A y 0 para el B), por tanto: Cl: 1s s p 6 3s p 5 Ne 3s p 5 Ca: 1s s p 6 3s p 6 4s Ar 4s b) Todos los elementos tienden a tener la estructura electrónica del gas nombre más cercano. El cloro al que solamente le falta 1 electrón para conseguir la estructura del argón se transformará en un anión monovalente: Cl : 1s s p 6 3s p 5 Ne 3s p 6 Ar por su parte, el calcio es incapaz de conseguir los 6 electrones que le faltan para obtener la configuración del criptón, así que pierde e convirtiéndose en un ion + con la misma estructura electrónica que el gas noble anterior, el argón. Ca + : 1s s p 6 3s p 6 4s Ar como vemos ambos iones son isolelectrónicos. E3A.S010 a) Justifique cómo es el tamaño de un átomo con respecto a su anión y con respecto a su catión. b) Explique qué son especies isoelectrónicas y clasifique las siguientes según esta categoría: Cl ; N 3 ; Al 3+ ; K + ; Mg +. a) Cuando un átomo gana un electrón y se convierte en su ión negativo (anión) aumenta mucho de tamaño por dos motivos: primero, porque la carga nuclear sigue siendo la misma y ahora tiene que retener un electrón más, y segundo, porque ese nuevo electrón se encuentra con el apantallamiento de los electrones originales que lo repelen. Por el contrario, cuando un átomo neutro pierde un electrón y se convierte en un ión positivo (catión) su tamaño disminuye mucho, porque ahora la carga nuclear, que sigue siendo la misma, tira con más fuerza de los electrones, al haber menos. Si además, como les ocurre a los metales alcalinos, el electrón que pierde hace que todos los restantes estén en un nivel menos, obviamente la contracción será mucho mayor. 35 b) Especies isoelectrónicas, como indica la palabra, quiere decir que tienen el mismo número de electrones, por ejemplo un elemento cualquiera, al anión del elemento 36

19 anterior en la tabla y el catión del posterior, son lógicamente elementos distintos, pero tendrían el mismo número de electrones. Si representamos los elementos en la tabla: El ion Fe + es más estable que el Fe 3+ porque tiene los electrones más deslocalizados. c) Hay 7 orbitales f sencillamente porque el número cuántico que define a estos subniveles es l3, y como el número de orbitales viene dado por el número cuántico magnético que toma valores desde l hasta +l, le corresponden 7 números cuánticos magnéticos: m 3,,,0,1,,3 E5B.S010 El Cl al haber ganado 1e es isoelectrónico con el Argón, lo mismo que el K + al perderlo, así que son isoelectrónicos entre sí. Por otro lado, el N 3 al haber ganado 3e es isoelectrónico con el Neón, lo mismo que el Al 3+ al haber perdido 3e y que el Mg + al perder e. E4A.S010 a) Que caracteriza, desde el punto de vista de la configuración electrónica, a un metal de transición? b) Indique la configuración electrónica del ion hierro (II) y justifique la existencia de ese estado de oxidación. c) Por que existen siete clases de orbitales f? a) Los metales de transición son los que tienen sus últimos electrones en el subnivel l, también llamado subnivel d. Como hay 5 orbitales en este subnivel, los m, 1,0,1, y en cada uno caben e, resulta que hay 10 metales de transición por nivel, a partir del nivel n3. b) En primer lugar colocamos el Fe en el subnivel d, empezando desde Sc, Ti, V, Cr Mn y Fe. Después enumeramos hasta llegar a él y como veremos tiene 6 electrones: a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s s p 6 y 1s s p 6 3s 1. La primera energía de ionización de uno es 080 kj/mol y la del otro 496 kj/mol. Asigne cada uno de estos valores a cada una de las configuraciones electrónicas y justifique la elección. b) La segunda energía de ionización del átomo de helio será mayor, menor o igual que la energía de ionización del átomo de hidrógeno? Razone la respuesta. a) La energía de ionización más pequeña corresponde al elemento 1s s p 6 3s 1 por dos motivos: el primero, porque es un átomo de mayor tamaño (al tener el electrón en el nivel 3) con lo que la fuerza que lo mantiene unido al núcleo es menor. Pero además, es que esa estructura corresponde a un metal alcalino (Na) y al perder el electrón pasa a tener una configuración de gas noble (Ne). Por el contrario, el otro elemento (Ne) en primer lugar es más pequeño con lo que tiene sus electrones más atraídos, pero además es que se trata de un gas noble y por tanto tiene una configuración muy estable y difícil de romper. b) La primera energía de ionización del helio es mayor que la del hidrógeno porque arrancarle un electrón al helio supone romper una estructura electrónica muy estable, así que no digamos ya si la comparamos con la segunda. El átomo de hidrógeno y el He + ambos tienen un electrón, pero catión del helio será mucho más pequeño que el hidrógeno porque tiene dos protones tirando de él, mientras que el hidrógeno tienen solo uno. Por esa razón quitarle el segundo electrón al helio es muy difícil. (Efectivamente, la energía de ionización del hidrógeno es 13,6 ev, y las del helio son 4,6 ev y 54,4 ev para el primer y segundo electrón respectivamente) E6B.S010 a) Escriba la configuración electrónica de los iones S y Fe +. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con S. c) Justifique por qué la segunda energía de ionización del magnesio es mayor que la primera. La configuración del hierro, por tanto es: Fe 1s s p 6 3s p 6 d 6 4s Ar 3d 6 4s El ion Fe + naturalmente tiene dos electrones menos que el hierro, pero en lugar de perder los dos electrones d y pasar a ser 3d 4 4s, o bien perder los dos electrones 4s que son los más externos quedando como 3d 6 4s 0, la mayor probabilidad es que pierda uno 3d y otro 4s ya que así tendría una estructura más estable al tener todos los subniveles semillenos: Fe + Ar 3d 5 4s 1 También podría perder el otro electrón 4s y entonces tendría el subnivel 4s vacío y el 3d a) La configuración del Fe+ ya se hizo en el ejercicio E4A.S010. Para S tenemos: por tanto el ion sulfuro, isoelectrónico con el Ar, sería: S 1s s p 6 3s p 6 d 6 semilleno, que también es una estructura muy estable: Fe 3+ Ar 3d 5 4s

20 b) Si miramos la tabla, veremos que a la derecha del azufre está el cloro, (que naturalmente tiene un protón y un electrón más), así que el anión Cl tendrá también la estructura electrónica del argón y será isoelectrónico con el sulfuro. Después del argón está el potasio, que al perder un electrón se convierte en K + isoelectrónico con argón, S y Cl. Podrían haberse elegido otros elementos, como por ejemplo: P 3, Ca +, Ga 3+. c) La segunda energía de ionización de cualquier elemento (sea magnesio o sea el que sea) siempre es mayor que la primera, por la simple razón de que al perder el primer electrón la carga nuclear, que sigue siendo la misma, tira con mayor fuerza de los restantes electrones comprimiendo el átomo. Por eso arrancar el segundo electrón siempre es más difícil. c) Como sabemos, el principio de exclusión de Pauli dice que no hay dos electrones con los 4 números cuánticos iguales, así que vamos a referirnos a un electrón en concreto, que por ejemplo va a ser el último del ion M 3+. Sus números cuánticos son: n3, l, m0, s ½. Recuerda que los dos primeros números definen al subnivel y por tanto a los 10 posibles electrones 3d. A ese subnivel le corresponden 5 orbitales con números cuánticos magnéticos, m, 1, 0, +1, +. En cada orbital puede haber dos electrones con spines + ½ y ½, pero de acuerdo con la regla de Hund como se llenan primero los del mismo spin y en el ion M 3+ solamente hay 3 electrones d, los tres tendrán spin + ½. Así que resumiendo en el m habrá 1e con spin + ½, en el m 1 otro 1e con spin + ½ y por último en el m0 habrá 1e con spin + ½ y los m+1 y m+ estarán vacíos. (Haz un dibujo de la tabla para entenderlo con más claridad) E6A.S009 a) Justifique, de las siguientes especies: F, Ar y Na +, cuales son isoelectrónicas. b) Enuncie el principio de Pauli y ponga un ejemplo. c) Enuncie la regla de Hund y ponga un ejemplo para su aplicación. a) No hay más colocar a los elementos sobre la tabla Lo que ocurre es que la segunda energía de ionización a veces es menos mayor de lo habitual y eso depende de que suponga romper una estructura muy estable (como ocurre con la segunda EI de los metales alcalinos) o si por el contrario, como es el caso concreto del magnesio, perder ese segundo electrón supone obtener una estructura más estable. Efectivamente, la primera energía de ionización del sodio es 5,1 ev porque pasa a Na + con estructura de gas noble, pero la segunda es 47, ev (unas 10 veces mayor). Sin embargo, para el magnesio la primera y segunda EI son 7,6 y 15,0 ev donde vemos que arrancar el segundo electrón apenas si cuesta el doble de energía que el primero. EA.S009 El ión positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica: M + : 1s s p 6 3s p 6 d 4 a) Cual es el número atómico de M? b) Cual es la configuración de su ion M 3+ expresada en función del gas noble que le antecede? c) Qué números cuánticos corresponderían a un electrón 3d de ese elemento? a) La suma de todos los exponentes de la fórmula electrónica nos da el total de electrones, que es igual a. Así que si el ión M + tiene e. Su átomo neutro debería tener más, por tanto 4e y sería el cromo. b) Si el ion pierde otro electrón (con lo cual se oxida) que será el más externo tendrá la configuración: M 3+ : 1s s p 6 3s p 6 d 3 Ar 3d 3 enseguida nos damos cuenta de que al ganar un electrón el flúor y perderlo el sodio, el F y el Na + tienen la estructura del Neón y que por tanto son isoeléctrónicos entre sí b) y c) teoría. E3A.S008 a) Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes: N 3 (Z 7), Mg + (Z 1), Cl (Z 17), K (Z 19) y Ar (Z 18). b) Indique los que son isoelectrónicos. c) Indique los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos. a) N 1s s p 3 N 3 1s s p 6 Mg 1s s p 6 3s Mg + 1s s p 6 Cl 1s s p 6 3s p 5 Cl 1s s p 6 3s p 6 Ar 1s s p 6 3s p 6 K 1s s p 6 3s p 6 4s 1 b) Son isoelectrónicos: N 3 y Mg + con 10e y por otro lado Cl y Ar con 18e. c) El potasio el único que tiene 1e desapareado (el 4s 1 )