ACTIVIDADES DE QUÍMICA. TERCERA EVALUACIÓN 1º BACHILLERATO

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1 ACTIVIDADES DE QUÍMICA. TERCERA EVALUACIÓN 1º BACHILLERATO Profesor: Féli Muñoz Escribe adecuadamente las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones químicas siguientes: a) En el proceso que recibe el nombre de aluminotermia, el dióido de manganeso junto con el aluminio reaccionan dando lugar a la formación de manganeso y óido de aluminio. b) El amoniaco, en condiciones adecuadas, reacciona con el oígeno obteniéndose monóido de nitrógeno y agua. c) El sodio reacciona en el agua originándose hidróido de sodio e hidrógeno gaseoso. d) Mediante un proceso electrolítico, el cloruro de sodio se disocia en cloro y sodio. a) MnO + 4 Al Mn + Al O b) 4 NH + 5 O 4 NO + 6 H O c) Na + H O NaOH + H d) NaCl Na + Cl Formula adecuadamente las ecuaciones de las reacciones químicas que se describen a continuación: a) El benceno reacciona con el cloro, formándose clorobenceno y cloruro de hidrógeno. b) El metano arde con facilidad en presencia de oígeno, formando agua y dióido de carbono. c) El hierro se combina con el azufre para formar sulfuro de hierro (II). d) El aluminio se combina con el ácido clorhídrico formándose tricloruro de aluminio e hidrógeno. a) C 6 H 6 + Cl C 6 H 5 Cl + HCl b) CH 4 + O CO + H O c) S + Fe FeS d) Al + 6 HCl AlCl + H Cuando reacciona el óido de calcio con el cloruro de amónico se forma cloruro de calcio, amoniaco y agua. a) Escribe la ecuación química ajustada. b) Calcula el número de moles de amoniaco que se obtienen al reaccionar 50 g de cloruro amónico. c) Calcula el número de moléculas de agua que se forman.

2 a) NH 4 Cl + CaO NH + CaCl + H O b) El número de moles de cloruro amónico es: 50 (g) / 5,5 (g/mol) 0,9 moles. De acuerdo con la estequiometría: 1mol NH4Cl: 1 mol NH. Por tanto los moles de amoniaco son 0,9. c) Los moles de agua según indica la estequiometría: ( mol NH 1( mol H Cl ) O) 4 0,9 0,46 moles 0,46 (moles de H O) N A (moléculas/mol),8 10 moléculas de H O. Reaccionan 10 g de cinc con ácido clorhídrico diluido, obteniéndose cloruro de cinc e hidrógeno. a) Escribe la ecuación química ajustada. b) Calcula el número de moles de sal obtenidos. c) Calcula el número de moléculas de hidrógeno formadas. d) Averigua el número de átomos de hidrógeno formados. a) Zn + HCl ZnCl + H b) Sabiendo los gramos de cinc, se calcula el número de moles: moles 10( gzn) g 65,4( ) mol 0,15 moles de Zn, y de acuerdo con la estequiometría de la reacción se forman 0,15 moles de ZnCl y 0,15 moles H c) El número de moléculas de hidrógeno se obtiene teniendo en cuenta que: 1 mol H N A 0,15 mol 0,15 N A 9,0 10 moléculas de H 1 molécula 9,0 10 d) El número de átomos será pues: at H moléculas 1,8 10 átomos de H. El azufre se combina con el oígeno para formar dióido de azufre. Razona si es cierta o falsa la siguiente afirmación: Al reaccionar g de azufre con 16 g de oígeno se forman 48 g de dióido de azufre De acuerdo con la reacción ajustada 1mol de S ( g) reacciona con 1 mol de O ( g)

3 formándose 64 g de dióido de azufre. En el caso descrito ha reaccionado 1 mol de azufre con 0,5 mol de oígeno; por tanto, el oígeno actúa como reactivo limitante. Por tanto 0,5 mol de azufre reacciona con 0,5 mol de oígeno, formándose 0,5 mol de dióido de azufre y queda 0,5 mol de azufre sin reaccionar. La afirmación es falsa. Señala si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: Al reaccionar 108 g de aluminio con 48 g de oígeno se obtienen 156 g de óido de aluminio. La reacción es 4 Al + O AlO. La relación estequiométrica indica: 4 moles Al: moles O. Es decir, que 4 (mol Al) 7 g Al mol 108 g de Al reaccionarán con (mol O) g O mol 96 g de O. Es decir, que el oígeno es el reactivo limitante y de acuerdo con la estequiometría de la ecuación: moles O 96 g moles AlO 04 g 96 g O 04 g Al O 48 g O 10 g Al O La síntesis de Haber es el procedimiento que se lleva a cabo en la industria para la obtención de amoniaco a partir de sus elementos. Si se parte de 50 litros de hidrógeno medidos a 400 ºC y 900 mm de Hg, calcula cuantos litros de amoniaco se podrán recoger en esas mismas condiciones de presión y temperatura. La reacción de obtención es N + H NH 50 L de H medidos a 400 ºC y 900 mm de Hg son: n pv RT 900 ( atm) 50(L) 760 5,6 atml 0,08 ( )( K ) Kmol moles Según la estequiometría de la reacción mol H: mol NH se producen 5,6 /,57 moles de NH que en esas condiciones de presión y temperatura ocupan:

4 V nrt p atm L,57( mol) 0,08 67(K) K mol 1,18( atm) 166,96 L Para analizar el dióido de carbono originado en la combustión de un producto orgánico, se ha recogido en un recipiente que contiene 100 g de hidróido sódico, 0g del citado compuesto formándose carbonato de sodio y agua. a) Calcula los gramos de sal obtenidos. b) Averigua los moles de agua formados. a) CO + NaOH NaCO + HO 1 mol de CO 44 g mol de NaOH 80 g 1 mol de NaCO 106 g 44 g CO 0 g CO 80 g NaOH 54,5 g NaOH El CO es por tanto, el reactivo limitante g CO g Na 0 g CO 7, g Na CO CO b) 1 mol CO 44 g 0 g 0,68 mol CO 0,68 mol H O El acetileno o etino (CH) arde en el aire con llama muy luminosa. a) Qué volumen de acetileno, medido en c.n. será preciso utilizar si en esta reacción se han obtenido 100 L de dióido de carbono medidos en c.n.? b) Cuántos moles de dióido de carbono se obtienen? c) Cuántas moléculas de dióido de carbono se obtienen?

5 a) La reacción ajustada es: HC + 5 O 4 CO + HO. Tendiendo en cuenta la estequiometría: 1 mol HC mol CO se deduce que son 50 los litros de acetileno que serán necesarios utilizar. b) 1 mol CO 4,46 mol,4 L 100L CO c) 1mol CO NA molec 4,46 moles, moléculas Un vaso de precipitados contiene 10 g de Al y 50 g de HCl, obteniéndose tricloruro de aluminio e hidrógeno. Qué masa de sal se obtiene? Al + 6 HCl AlCl + H 1 mol de Al 7 g moles de HCl 109,5 g 1 mol de AlCl 1,5 g 7 g Al 109,5 g HCl 10 g Al 40 g HCl El Al es por tanto, el reactivo limitante. 7 1,5 g Al g AlCl 10 g Al 49,44 g AlCl A 0 g de aluminio se añaden 15 g de ácido sulfúrico, formándose la sal correspondiente y agua. a) Qué reactivo es el limitante? b) Qué volumen de hidrógeno se recoge en c.n.?

6 a) Al + HSO4 Al (SO4) + H moles de Al 54 g moles de HSO4 94 g 54 g Al 94 g H SO 4 0 g Al 109 g H SO 4 El aluminio es el limitante. b) 54 g Al,4 L H 0 g Al 5 L H Reaccionan 10 g de sodio en agua. a) Calcula el volumen de hidrógeno recogido a 0ºC y 0,98 at. b) Calcula el número de moléculas contenidas en ese volumen. a) La reacción es Na + HO NaOH + H Primero se calculan los moles de sodio: 1mol 10 g Na 0,4 mol g De acuerdo con la estequiometría: 1 mol Na mol H 0,4 0,1mol H En las condiciones indicadas, ese idrógeno ocupa: pv nrt V nrt/p 0,1 0,08 (7+0) / 0,98 5,15 L b) 1 mol N molec A 0,1 1,6 10 moléculas El dióido de estaño se reduce a estaño metálico al reaccionar con el carbono. a) Escribe la ecuación ajustada.

7 b) Calcula el volumen de dióido de carbono que se obtiene en c.n., sabiendo que se han reducido 50 g de dióido de estaño. a) SnO (s) + C (s) Sn (s) + CO (g) b) Los moles de dióido de estaño son: 1mol 50 g 0, 150,7 g mol De acuerdo con la estequiometría: son 0,. 1mol SnO : 1 mol CO por tanto los moles de CO Teniendo en cuenta el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en condiciones normales: 1 mol,4 L 0, mol 7,4 L CO El hidróido sódico se prepara comercialmente mediante la reacción entre el carbonato de sodio y el hidróido de calcio. Cuántos gramos de hidróido sódico se obtendrán al tratar 1 kg de carbonato sódico con suficiente cantidad de hidróido de calcio? Cuántos moles de carbonato de calcio se obtendrán? Na CO + Ca(OH) NaOH + CaCO 1 mol de Na CO 106 g 1 mol de NaOH 40 g Teniendo en cuenta la estequiometría: 106 g Na CO g NaCO 80 g NaOH 755 g de NaOH Calculando los moles de carbonato sódico: 1000 g Na CO 1mol 106 g 9,4 moles De acuerdo con la estequiometría de la reacción, los moles de carbonato cálcico obtenidos son 9,4. Qué volumen de amoniaco se formará si han reaccionado 150 litros de H y 5 litros de N, ambos en las mismas condiciones de p y T?

8 H + N NH Los coeficientes de la ecuación ajustada, señalan los volúmenes relativos con que ambas sustancias se combinan: volúmenes H : 1 volumen N vol. H 1vol. N 150 L 50 L N Es decir, que el reactivo limitante es el H. vol. NH 100 L NH vol. H 150 L El óido de mercurio (II) se descompone en sus elementos bajo la acción del calor. a) Escribe la ecuación ajustada, correspondiente a dicha reacción. b) Cuántos gramos de óido de mercurio (II) se necesitan para obtener 150 g de oígeno? c) Qué volumen ocupa el oígeno obtenido, medido a 700 mm de Hg y 0 ºC? a) HgO Hg + O b) 1 mol de HgO 16,6 g 1 mol de O g De acuerdo con la estequiometría: 4, g HgO go 00 g 150 go HgO c) El número de moles de oígeno obtenidos es: 150 g g / mol 4,7 moles

9 Por tanto el volumen ocupado es: V nrt p atml 4,7 ( mol) 0,08 9 ( K ) molk 1 0,9( atm) L O El hidruro de calcio reacciona con el agua y se origina hidróido de calcio e hidrógeno. Reaccionan 50 g de CaH y 80 g de H O. Calcula los gramos de hidróido de calcio que se obtienen. CaH + H O Ca(OH) + H 1 mol CaH 4 g 1 mol H O 18 g 1 mol Ca(OH) 74 g Primero se ha de determinar qué reactivo es el limitante. De acuerdo con la estequiometría: 4 g CaH 18 g H O 50 g 1,4 g H O El reactivo limitante es, por tanto, el CaH. 4 g CaH 74 g Ca OH ( ) 50 g 88,1g Ca(OH) Se han tratado 5 g de cloruro de hidrógeno con 50 g de dióido de manganeso, obteniéndose cloruro de manganeso (II) cloro y agua. Qué volumen de cloro se obtiene medido a 10ºC y 700 mm de Hg? MnO + 4 HCl MnCl + Cl + H O 1 mol MnO 87 g 4 moles de HCl 146 g 1 mol de Cl 71 g

10 87 g MnO 50 g MnO 84 g HCl 146 g HCl El MnO es el reactivo en eceso. 146 g HCl 71 g Cl 5 g 1,15 g Cl que epresado en moles es 1,15 g Cl /71 mol/g 0,17moles, y por tanto el volumen es: nrt V p 0,17( mol ) ( atm L / K mol ) 8 ( K ) 4, L 0,08 0,9 atm Para determinar la pureza de una muestra de cinc, se hace reaccionar 0 g de la misma con eceso de disolución de ácido sulfúrico. Si el hidrógeno desprendido ocupa un volumen de 7 litros medidos a 0 ºC y 1,5 atm, calcula la riqueza en cinc que contiene la citada muestra. Zn + H SO 4 ZnSO 4 + H Los moles de hidrógeno recogidos son: n pv RT 1,5( atm) 7( L) atml 0,08 9( K) molk 0,44 mol de H Según indica la estequiometría 1mol Zn: 1 mol de H, los gramos necesarios de cinc son: 65,4( g) 0,44 (mol Zn) 8,7 g de Zn 1( mol) De modo que la riqueza de cinc en la muestra es: 8,7 ( g) ,6 % 0 ( g) Se hacen reaccionar 5 g de cinc puro con una disolución de ácido clorhídrico 6 M. Calcula el volumen de disolución que será preciso utilizar.

11 Zn + HCl ZnCl + H De acuerdo con la estequiometría: 65,4 ( g Zn ) 6,5( g HCl ) 5 g Zn 8 g HCl 8(g) / 6,5 (mol/g) 0,77 mol Conocida la concentración molar de la disolución: V disolución nº moles / M 0,77 / 6 0,10 L 10 cm A 400 ºC se carga en un alto horno un mineral que contiene un 85 % en óido de hierro (III). Al reaccionar con monóido de carbono, se reduce a óido de hierro (II) y se desprende dióido de carbono. Calcula la cantidad de muestra de mineral añadida, si se han formado 500 g de óido de hierro (II). Fe O + CO FeO + CO 1 mol de Fe O 160 g mol de FeO 14,6 g 160 g 14,6 g 500 g,8 10 g Fe O Por tanto, la cantidad de mineral es:,8 10 ( g) 100, g de muestra Al reaccionar una muestra de 70 g de sodio en agua se forma hidróido de sodio y se desprenden L de hidrógeno medidos a 0 ºC y 1,5 atm. a) Averigua la riqueza en sodio que contiene la muestra. b) Los gramos de hidróido sódico formados.

12 a) Na + H O NaOH + H p V 1,5 L H n 1, 4 moles H R T 0,08 9 ( mol 1( mol Na) H ) 1,4,8 ( moles Na) ( g / mol ) 64,4 g Na ( g Na) 9% 64,4 ( moles NaOH) b),8 ( mol NaOH) 40( g / mol ) 11 g NaOH 1 ( mol H ) 1,4 Para determinar la pureza de una muestra de Cu, se disuelven 5 g de la misma en una disolución con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Sabiendo que se han formado 50 g de sal, además de formarse dióido de azufre. a) Determina el contenido porcentual de cobre en la muestra. b) Calcula el volumen recogido de SO medido a 700 mm Hg y 0 ºC. a) Cu + H SO 4 CuSO 4 + H O + SO 1 mol Cu 6,5 g 1 mol CuSO 4 159,5 g La estequiometría es 1 mol Cu: 1 mol CuSO 4 6,5 ( g) 159,5( g) 0 g Cu 50( g) 5( g muestra) 0( g Cu) 100 g 80% b) 1 mol Cu: 1 mol SO 6,5( g mol Cu) 0( g Cu) 0,16 g 64( g mol SO ) de SO 1 mol,4 L 0,16 ( g SO ) 7 64 g 1 mol L

13 pv T p' V ' T ' ; V ' pv T ' T p' 7 ( L) 1( atm) 0( K ) 7 ( K ) 0,9( atm) 8,4 L SO El cloro se puede obtener en el laboratorio mediante la reacción entre el dióido de manganeso con ácido clorhídrico. Si reaccionan 0 g de MnO, calcula el volumen de disolución que habrá que emplear si ésta tiene una concentración del 0 % en masa y densidad 1,15 g/ml. MnO + 4 HCl MnCl + Cl + H O Según la estequiometría del proceso: 87 g (1 mol MnO ) 146 g (4 moles HCl ) 0 g ; 50, g HCl 1 mol 50, ( g) 1, 8 6,5 g mol Teniendo en cuenta la concentración de la disolución: 100 g disolución 0 g HCl 50, g ; 167,6 g disolución ; por tanto, conocida la densidad de la misma: m m 167,6 g d v d 1,5 g / cm ; v 111,7 cm disolución Para la reacción: Al O (s) 4 Al (s) + O (g) H 0-51 kj a) Calcula el calor de formación de 1 mol de Al O. b) Cuántos kj se desprenderán en las mismas condiciones de presión y temperatura al formarse 50 g de Al O? a) De acuerdo con la estequiometría del proceso: 51 ( kj) ( mol Al O ) 1 mol 1 675,5 kj

14 b) 1 mol de Al O 10 g 10 ( g Al O ) 50 ( g) 81, kj 1675,5 ( kj) El calor de formación del monóido de cobre es -161,1 kj/mol y el calor de formación de agua en estado líquido es -85,8 kj/mol. Al reaccionar el monóido de cobre con hidrógeno gaseoso se reduce a cobre metálico además de formarse agua. Calcula la entalpía de dicha reacción dibujando el correspondiente diagrama entálpico. Cu (s) + ½ O (g) CuO (s) H a -161,1 kj H (g) + ½ O (g) H O (l) H b -85,8 kj La reacción buscada es: CuO (s) + H (g) Cu (s) + H O Hc Hb - Ha -85,8 - (-161,1) -14,7 kj