c) Los componentes de una se pueden separar por métodos sencillos. a) Sustancia pura. b) Sustancia pura. c) Mezcla.

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1 ACTIVIDADES Actividades DE del FINALfinal DE LAde UNIDAD la unidad 1 Indica si las siguientes frases incompletas hacen referencia a una mezcla o a una sustancia pura: a) Una tiene propiedades fijas en unas determinadas condiciones b) Una se caracteriza por tener una composición, en masa, constante c) Los componentes de una se pueden separar por métodos sencillos a) Sustancia pura b) Sustancia pura c) Mezcla 2 Qué técnica permite separar un sólido precipitado en un líquido? En qué se basa? La técnica empleada se denomina filtración, y está basada en el distinto tamaño de las partículas constituyentes de la fase sólida y de la líquida 3 Indica cuáles de las siguientes sustancias son mezclas, cuáles compuestos y cuáles elementos: a) Hierro c) Alcohol de farmacia b) Agua del grifo d) Vinagre El hierro es un elemento químico; el agua del grifo, una mezcla, generalmente homogénea, y el alcohol de farmacia y el vinagre son mezclas homogéneas Entre estas sustancias no hay ningún compuesto 4 Tenemos un recipiente, A, con agua pura y otro, B, con agua de mar Justifica, a partir de la siguiente gráfica, cuál contiene el agua pura T ( C) p = 1 atm A B 96 t El agua pura está en el recipiente correspondiente a la gráfica B, ya que esta indica que la temperatura aumenta a medida que transcurre el tiempo hasta llegar a C (temperatura de ebullición del agua pura) y permanece constante a partir de ese instante, cuando comienza a producirse el cambio de estado 5 El alcohol etílico y el alcohol isopropílico tienen unas temperaturas de ebullición de 78,3 C y 82,5 C, respectivamente Podríamos separarlos de una mezcla de ambos mediante destilación? Justifica tu respuesta No, porque la separación completa de dos componentes de una mezcla por destilación requiere que sus puntos de ebullición sean lo suficientemente diferentes como para asegurarnos de que solo se evapora el componente más volátil; en este caso, el alcohol etílico 236 Unidad 10 Naturaleza de la materia

2 6 Por qué es equivalente hablar de la ley de conservación del peso y de la ley de conservación de la masa? Porque ambas magnitudes son proporcionales, siendo la constante de proporcionalidad la aceleración de la gravedad: 7 Completa la siguiente tabla: P = m g REACCIONES COMPLETAS DE CALCIO CON OXÍGENO Experiencia A B C D Calcio 20 g 7 g Oxígeno Producto 8 g 10 g 35 g 50 g Indica qué leyes has utilizado y enúncialas Las reacciones son completas, es decir, los reactivos se convierten completamente en productos Así, de la primera experiencia, obtenemos la ley de combinación: m calcio 20 = = 2,5 m oxígeno 8 Para completar el primer hueco, empleamos la ley de conservación de la masa: m producto = m calcio + m oxígeno = = 28 g En la experiencia B, aplicamos la ley de las proporciones definidas: 2,5 g de Ca x = x = 25 g de Ca 1 g de O 10 g de O Obtendríamos el mismo resultado si aplicáramos la ley de conservación de la masa: m producto = m calcio + m oxígeno m calcio = m producto m oxígeno = = 25 g En la experiencia C, la masa de oxígeno se obtiene a partir de la ley de las proporciones definidas: 2,5 g de Ca 7 g de Ca = y = 2,8 g 1 g de O y y la masa del producto mediante la ley de la conservación de la masa: m producto = m calcio + m oxígeno = 7 + 2,8 = 9,8 g En la última experiencia, como la masa de calcio es 2,5 veces la de oxígeno, y ambas han de sumar 50 g, tendremos: Luego, la masa de calcio será: 2,5 z + z = 50 z = 14,29 g de O m calcio = 50 14,29 = 35,71 g Unidad 10 Naturaleza de la materia 237

3 Por tanto, la tabla completa es: REACCIONES COMPLETAS DE CALCIO CON OXÍGENO Experiencia A B C D Calcio 20 g 25 g 7 g 35,71 g Oxígeno 8 g 10 g 2,8 g 14,29 g Producto 28 g 35 g 9,8 g 50 g 8 Dejamos 5,00 g de hierro puro al aire libre Al cabo de cierto tiempo, pesamos el hierro en una balanza analítica, y observamos un valor de 6,43 g Razona qué puede haber sucedido y calcula la composición centesimal de la sustancia que se ha formado El aumento de masa es debido a la reacción del hierro con el oxígeno del aire para dar un óxido de hierro Su composición centesimal es: 5,00 g de Fe = 77,77% de Fe 8 77,77 = 22,23% de O 6,43 g de óxido 9 El hidrógeno y el oxígeno se encuentran formando agua en una relación de masas 1 : 8 Si ponemos a reaccionar 1 g de hidrógeno y 1 g de oxígeno, qué sucederá? a) Se formarán 2 g de agua b) Parte del oxígeno quedará sin reaccionar c) Parte del hidrógeno quedará sin reaccionar d) Sobrará una parte de oxígeno y otra parte de hidrógeno La respuesta correcta es la c): sobra hidrógeno, ya que, según la ley de las proporciones definidas (expresión de la izquierda), la relación de masas es 1 : 8, y la de las masas que se han puesto a reaccionar es 1 : 1 (expresión de la derecha): m oxígeno 8 m = = 8 ; oxígeno 1 = = 1 < 8 m hidrógeno 1 m hidrógeno 1 10 Sabiendo que el sodio y el cloro se combinan en la proporción definida de 1 : 1,54, calcula la composición centesimal del compuesto formado por ambos elementos De la relación 1 : 1,54 se obtiene la cantidad de compuesto que se forma por cada gramo de sodio: 1 + 1,54 = 2,54 g Por tanto: 1 g de Na 2,54 g compuesto 1,54 g de Cl 2,54 g compuesto x = x = 39,37% de Na y = y = 60,63% de Cl 238 Unidad 10 Naturaleza de la materia

4 11 Completa la siguiente tabla referida a la ley de las proporciones definidas: REACCIONES DE CINC CON AZUFRE Masa de cinc (g) Masa de azufre (g) Masa de sulfuro de cinc (g) Exceso de algún reactivo 65,37 32,06 NO 2,00 NO 5,00 3,00 10,00 NO La reacción de la primera fila es completa, porque no hay exceso de ningún reactivo; por tanto, obtenemos la relación en masa en que han de estar el cinc y el azufre: m cinc 65,37 = = 2,039 m azufre 32,06 Según la ley de conservación de la masa, el dato que falta en la primera fila será: 65, ,06 = 97,43 g En la segunda fila, según la proporción que hemos obtenido, debe cumplirse que: 2,039 g de cinc 2,00 = x = 0,98 g de S 2,00 + 0,98 = 2,98 g de ZnS 1,000 g de azufre x En la tercera fila, el cinc y el azufre están en la relación: 5,00 g de cinc = 1,667 < 2,039 3,00 g de azufre Luego, sobra azufre La cantidad de azufre que reaccionará será: 2,039 g de cinc 5,00 = y = 2,45 g de S 5,00 g + 2,45 g = 7,45 g de ZnS 1,000 g de azufre y sobrarán 3,00 2,45 = 0,55 g de S En el caso de la cuarta fila, si llamamos z a la masa de azufre que ha reaccionado, la masa de cinc será 2,039 z, porque no hay ningún reactivo en exceso Luego: z + 2,039 z = 10,00 z = 3,291 g de azufre 10,00 3,291 = 6,709 g de cinc La tabla completa queda como se muestra a continuación: REACCIONES DE CINC CON AZUFRE Masa de cinc (g) Masa de azufre (g) Masa de sulfuro de cinc (g) Exceso de algún reactivo 65,37 32,06 97,43 NO 2,00 0,98 2,98 NO 5,00 3,00 7,45 0,55 g de S 6,709 3,291 10,00 NO Unidad 10 Naturaleza de la materia 239

5 12 La composición centesimal del óxido de cinc es 19,7% de O y 80,3% de Zn Si ponemos en contacto para que reaccionen 5,00 g de oxígeno y 9,75 g de cinc: a) Qué masa de producto se formará? b) Ha sobrado algún reactivo? Si es así, calcula la cantidad que ha quedado en exceso a) y b) De la composición centesimal se tiene que en g de óxido de cinc hay 19,7 g de O y 80,3 g de Zn Por tanto, la ley de combinación será: m cinc 80,3 = = 4,08 m oxígeno 19,7 Las masas de reactivos puestas están en la relación: 9,75 = 1,95 5,00 Luego, sobrará oxígeno La masa de oxígeno necesaria para que se consuma todo el cinc es: 4,08 g de Zn 9,75 = x = 2,39 g de O 1,00 g de O x Por tanto, la masa de producto formada es: 9,75 g + 2,39 g = 12,14 g de óxido de cinc y la masa de oxígeno que sobra: 5,00 g 2,39 g = 2,61 g de O 13 Al reaccionar 6,2 g de magnesio con 47,1 g de yodo, se formó yoduro de magnesio, quedando 1,7 g en exceso de magnesio Calcula la composición centesimal del compuesto La cantidad de magnesio que reacciona si sobran 1,7 g es: 6,2 g 1,7 g = 4,5 g de Mg Luego se forman: 4,5 g + 47,1 g = 51,6 g de yoduro de magnesio La composición centesimal será: 47,1 g de I 51,6 g compuesto x = x = 91,28% de I 91,28 = 8,72% de Mg 14 Comprueba que se cumple la ley de las proporciones múltiples en los compuestos de oxígeno y cloro que aparecen en el siguiente cuadro: COMPUESTOS DE OXÍGENO Y CLORO Compuesto A B C D Masa de oxígeno 1,6 g 4,8 g 8,0 g 11,2 g Masa de cloro 7 g 7 g 7 g 7 g 240 Unidad 10 Naturaleza de la materia

6 La ley de las proporciones múltiples se cumple, ya que las relaciones existentes entre las masas de oxígeno que se combinan con una masa fija de cloro, 7 g, son de números enteros sencillos: m oxígeno (A) m oxígeno (B) 1,6 g = = 4,8 g 1 3 m oxígeno (A) m oxígeno (C) m oxígeno (A) m oxígeno (D) 1,6 g = = 8,0 g 1,6 g = = 11,2 g El oxígeno y el carbono forman dos compuestos diferentes El primero tiene 42,9% de C y 57,1% de O, y el otro, 27,3% de C y 72,7% de O Comprueba que se cumple la ley de las proporciones múltiples Si tomamos g de ambos compuestos, podemos obtener la masa de oxígeno que se combina con 1 g de C en cada caso, y verificar que entre ellas existe una relación numérica sencilla de números enteros: 57,1 g O 42,9 g C 72,7 g O 27,3 g C = 1,331 g O 1 g C 1,331 8 = 1 2,663 g O 2,663 = 1,331 2 = 1 g C 2, Por tanto, se cumple la ley de las proporciones múltiples 16 Por qué unas veces se habla de hipótesis de Avogadro y otras de ley de Avogadro? Porque cuando fue enunciada por Avogadro era una hipótesis, ya que no estaba contrastada experimentalmente Posteriormente, se comprobó su validez con hechos experimentales, por lo que pasó a ser una ley 17 Tenemos dos recipientes de igual volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura El primero contiene oxígeno, y el segundo, nitrógeno Razona la veracidad o la falsedad de las siguientes proposiciones: a) Ambos recipientes pesarán lo mismo b) Ambos recipientes contendrán igual número de átomos c) Ambos recipientes contendrán igual número de moléculas Según la ley de Avogadro, volúmenes iguales de gases en idénticas condiciones de presión y temperatura contienen igual número de moléculas Por tanto: a) Falsa Como la masa de las moléculas de oxígeno y nitrógeno es diferente, pesará más aquel recipiente que contenga la sustancia con mayor valor de la masa molecular En este caso, el que contiene el O 2 b) Verdadera Ambas moléculas son diatómicas c) Verdadera La explicación se da en la introducción a esta actividad Unidad 10 Naturaleza de la materia 241

7 18 Experimentalmente se encuentra que 1 L de nitrógeno, N 2, reacciona con 1 L de oxígeno, O 2, para dar 2 L de óxido nítrico, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura Determina la fórmula molecular del compuesto formado Según la ley de Avogadro, el número de moléculas es proporcional al volumen: 1 volumen de N volumen de O 2 2 volúmenes de óxido nítrico n moléculas de N 2 + n moléculas de O 2 2 n moléculas de óxido nítrico Simplificando: 1 molécula de N molécula de O 2 2 moléculas de óxido nítrico (2 N) (2 O) (2 N + 2 O) Es decir, las dos moléculas de óxido nítrico deben «repartirse» dos átomos de N y dos de O Luego, su fórmula molecular será NO 19 Cuál de las siguientes muestras contiene mayor número de moléculas y cuál mayor número de átomos? Todas ellas están en iguales condiciones de presión y temperatura a) 1 L de H 2 b) 1 L de O 2 c) 1 L de O 3 d) 0,5 L de NH 3 Las muestras de los apartados a), b) y c) contienen el mayor número de moléculas porque, de acuerdo con la ley de Avogradro, tienen el mayor volumen y están en idénticas condiciones de presión y temperatura Así, la muestra de NH 3 contiene la mitad de moléculas La siguiente tabla recoge el número de moléculas y de átomos de las muestras, suponiendo que en un litro hay n moléculas: Muestra H 2 O 2 O 3 NH 3 Número de moléculas n n n n/2 Número de átomos 2 í n 2 í n 3 í n 2 í n Por tanto, el mayor número de átomos se encuentra en la muestra de O 3 20 A 21 C y 748 mmhg, las densidades del etileno y del sulfuro de hidrógeno son 1,14 g/l y 1,39 g/l, respectivamente Qué relación existe entre las masas de una molécula del primero y otra del segundo? A partir de la expresión d = m V, si llamamos V m al volumen molar, es decir, al volumen que ocupa 1 mol, como ambas densidades están referidas a los mismos valores de presión y temperatura, el dato resultante de la masa será, precisamente, la masa molar: M m = d V m 242 Unidad 10 Naturaleza de la materia

8 Es decir: M etileno = V m L 1,14 g L M sulfuro de hidrógeno = V m L 1,36 = 1,14 V m g g L = 1,36 V m g Esos valores, expresados en unidades de masa atómica, u, corresponden a las masas moleculares Dividiendo ambas, tenemos: M etileno M sulfuro de hidrógeno 1,14 V = m u = 1,36 V m u 1 1,193 Es decir, la masa de una molécula de sulfuro de hidrógeno es 1,193 veces mayor que la masa de una molécula de etileno 21 Tenemos 0,160 g de metano, que ocupan un volumen de 223,9 cm 3, y 0,440 g de propano, que ocupan también 223,9 cm 3 en las mismas condiciones de p y T Sabiendo que la masa de una molécula de metano es 16,0 u, calcula la masa de una molécula de propano Como ambas masas están en el mismo volumen, y tienen idénticas condiciones de presión y temperatura, contendrán igual número de moléculas Por tanto, podemos escribir: 0,440 g de propano x 0,160 g de metano = x = 44,0 u 16,0 u 22 Calcula el número de moléculas de agua que hay en una persona de 70 kg Supón que el 75% de nuestro cuerpo es agua La masa de agua, expresada en gramos, será: g 75 g agua 70 kg = g de H 2 O 1 kg g cuerpo Como la masa molar del agua es 18,02 g/mol, entonces: 18,02 g de H 2 O (1 mol) 6, moléculas de H 2 O = x = 1, moléculas de H 2 O x 23 Dispones de un recipiente con tres moles de ácido sulfúrico Calcula, para esa cantidad de sustancia: a) Su masa en gramos b) El número de moles de átomos de H, S y O c) El número de átomos de H, S y O La masa molecular del ácido sulfúrico, H 2 SO 4, es: M (H 2 SO 4 ) = 2 1, , ,00 = 98,09 u Y, por tanto, su masa molar será 98,09 g/mol Unidad 10 Naturaleza de la materia 243

9 a) La masa de tres moles de ácido sulfúrico será: g 3 mol 98,09 = 294,27 g mol b) Cada molécula de H 2 SO 4 está constituida por 2 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O Un mol, N A moléculas, contendrá 2 N A átomos de H, N A átomos de S y 4 N A átomos de O, es decir, 2 moles de átomos de H, 1 mol de átomos de S y 4 moles de átomos de O Por tanto, en la cantidad pedida habrá: Hidrógeno: 3 2 = 6 mol de átomos de H Azufre: 3 1 = 3 mol de átomos de S Oxígeno: 3 4 = 12 mol de átomos de O c) Teniendo en cuenta el apartado anterior, el número de átomos será: 6 mol H 6, átomos = 3, átomos de H mol 3 mol S 6, átomos = 1, átomos de S mol 12 mol O 6, átomos = 7, átomos de O mol 24 Indica dónde hay más átomos de oxígeno: a) En 1,00 g de ozono, O 3 b) En 1,00 g de oxígeno, O 2 c) En 1,00 g de oxígeno atómico, O Teniendo en cuenta las masas molares del ozono, el oxígeno y el oxígeno atómico: M O3 = 48,00 g/mol ; M O2 = 32,00 g/mol ; M O = 16,00 g/mol el número de átomos será, en cada caso: 1,00 g moléculas átomos de O a) 6, = 3, átomos de O 48,00 g mol 1 mol molécula 1,00 g moléculas átomos de O b) 6, = 3, átomos de O 32,00 g mol 1 mol molécula 1,00 g átomos de O c) 6, = 3, átomos de O 16,00 g mol 1 mol Por tanto, hay el mismo número de átomos de oxígeno en las tres masas dadas 25 Calcula la masa, en g, de una molécula de peróxido de hidrógeno, de fórmula molecular H 2 O 2 La masa molar del peróxido de hidrógeno es: M (H 2 O 2 ) = 2 1, ,00 = 34,02 g/mol Como cada mol contiene N A moléculas, la masa, expresada en gramos, será: 6, moléculas de H 2 O 2 34,02 g (1 mol) 1 = x = 5, g x 244 Unidad 10 Naturaleza de la materia

10 26 Un recipiente de 1 m Ò 1 m Ò 0,5 m contiene oxígeno, O 2 Suponiendo que el recipiente se encuentra en condiciones normales, calcula la masa de gas allí contenida y el número de moléculas de H 2 que reaccionarían completamente con el oxígeno para dar agua El recipiente tiene un volumen, V, igual a: V = 1 m 1 m 0,5 m = 0,5 m 3 es decir, contiene 500 L de O 2 Como las condiciones de presión y temperatura son las normales, el número de moles a que corresponde es: 1 mol 500 L = 22,3 mol de O 22,4 L 2 Como M (O 2 ) = 32,00 g/mol, la masa de O 2 contenida en el recipiente es: g 22,3 mol 32,00 = 713,6 g de O mol 2 Como hace falta doble número de moléculas de H 2, y en los 22,3 moles de O 2 hay: 6, ,3 mol 23 moléculas = 1, moléculas de O 1 mol 2 el número de moléculas de H 2 necesarias para reaccionar completamente con el oxígeno será: 1, = 2, moléculas 27 Calcula dónde hay mayor número de átomos: a) En 10 g de Fe b) En 10 g de agua c) En 10 ml de vapor de agua en cn Teniendo en cuenta las masas molares del hierro y del agua: M (Fe) = 55,85 g/mol ; M (H 2 O) = 18,02 g/mol 10 g de Fe 6, a) 23 átomos = 1, átomos 55,85 g mol 1 1 mol de Fe 10 g H b) 2 O 6, moléculas 3 átomos = 1, átomos 18,02 g mol 1 1 mol H 2 O 1 molécula 1 mol 6, c) 0,01 L de H 2 O 23 moléculas 3 átomos = 8, átomos 22,4 L 1 mol H 2 O 1 molécula Luego, hay mayor número de átomos en 10 g de H 2 O (líquida) 28 Dispones de una muestra de sacarosa, de fórmula molecular C 12 H 22 O 11, que contiene 1 g de C Qué masa de sacarosa hay? La masa molecular de la sacarosa es: M (C 12 H 22 O 11 ) = 12 12, , ,00 = 342,34 u Por tanto, la masa molar de dicha sustancia es 342,34 g/mol Y ahora, como cada mol de sacarosa contiene 12 mol de átomos de C, podemos escribir: 342, 34 g de sacarosa (1 mol) x = x = 2,375 g de sacarosa 12 12,01 g de C 1 Unidad 10 Naturaleza de la materia 245

11 29 Calcula la masa, en gramos, de un átomo de carbono-12 Como un mol de átomos de C-12 tiene una masa de 12 g y contiene 6, átomos átomos, la masa de un átomo de C será: 6, átomos de C 12 g 1 = x = 1, g x 30 Dónde hay más átomos de hidrógeno, en un mol de metano, CH 4, o en un mol de silano, SiH 4? Cada molécula contiene cuatro átomos de hidrógeno, por lo que en ambas cantidades el número de átomos de este es igual, ya que lo es el número de moléculas 31 Pueden dos sustancias diferentes tener la misma fórmula empírica? Busca dos ejemplos Sí, aunque casi todos los casos están referidos a la química del carbono Dos ejemplos son el benceno, C 6 H 6, y el acetileno, C 2 H 2, cuya fórmula empírica es CH 32 Calcula la composición centesimal de los siguientes compuestos: a) Sulfato de aluminio, Al 2 (SO 4 ) 3 b) Agua oxigenada, H 2 O 2 c) Sacarosa, C 12 H 22 O 11 a) La masa molecular del sulfato de aluminio es: M [Al 2 (SO 4 ) 3 ] = 2 26, , ,00 = 53, , ,00 = 342,17 u Por tanto: 53,96 u de Al x = x = 15,77% de Al 342,17 u 96,21 u de S 342,17 u 192,00 u de O 342,17 u y = y = 28,12% de S z = z = 56,11% de O b) La masa molecular del agua oxigenada (más correctamente, peróxido de hidrógeno) es: M (H 2 O 2 ) = 2 1, ,00 = 2, ,00 = 34,02 u Luego: 2,02 u de H x = x = 5,94% de H 34,02 u 32,00 u de O 34,02 u y = y = 94,06% de O c) La masa molecular de la sacarosa es: M (C 12 H 22 O 11 ) = 12 12, , ,00 = 144, , ,00 = 342,34 u 246 Unidad 10 Naturaleza de la materia

12 Por tanto, su composición centesimal será: 144,12 u de C x = x = 42,10% de C 342,34 u 22,22 u de H 342,34 u 176,00 u de O 342,34 u y = y = 6,49% de H z = z = 51,41% de O 33 El nitrato de amonio, NH 4 NO 3, y la urea, (NH 2 ) 2 CO, son compuestos que se utilizan como abono debido a que contienen nitrógeno Cuál de ellos sería el más recomendable? Tomamos como criterio para recomendar un abono frente al otro su porcentaje en nitrógeno Teniendo en cuenta la masa molecular del nitrato de amonio: M (NH 4 NO 3 ) = 4 1, , ,00 = 4, , ,00 = 80,06 u El porcentaje de nitrógeno en este compuesto vale: 28,02 u de N x = x = 35,00% de N 80,06 u Mientras que en la urea, de masa molecular: M [(NH 2 ) 2 CO] = 2 14, , , ,00 = 60,07 u el porcentaje de nitrógeno es: 28,02 u de N y = y = 46,65% de N 60,07 u Luego, según este criterio, sería más recomendable la urea 34 El cromo tiene tres óxidos diferentes, cada uno de los cuales tiene 76,5%, 68,4% y 52,0% del metal, respectivamente Determina las fórmulas empíricas de dichos óxidos Tomando g de cada compuesto y sabiendo que las masas atómicas de Cr y O son, respectivamente, 52,00 u y 16,00 u, tendremos: El primer óxido tiene 76,5 g de Cr y 76,5 = 23,5 g de O Por tanto: 76,5 g de Cr 23,5 g de Cr = 1,471 mol de Cr ; = 1,469 mol de O 52,00 g mol 1 16,00 g mol 1 Dividimos ambas cantidades entre el menor de los dos valores: 1,471 1,469 Cr: = 1 ; O: = 1 1,469 1,469 En el compuesto hay 1 de Cr y 1 de O; luego, la fórmula empírica será CrO El segundo óxido contiene 68,4 g de Cr y 68,4 = 31,6 g de O La composición en número de moles será: 68,4 g de Cr 52,00 g mol 1 31,6 g de O = 1,315 mol de Cr ; = 1,975 mol de O 16,00 g mol 1 Unidad 10 Naturaleza de la materia 247

13 Dividiendo entre el menor valor, obtenemos una relación en número de moles: 1,315 1,975 Cr: = 1 ; O: = 1,5 1,315 1,315 Para que esta relación sea de números enteros, multiplicamos por dos; es decir, en el compuesto habrá 2 de Cr y 3 de O, y la fórmula empírica será Cr 2 O 3 En el tercer óxido, los g tienen 52,0 g de Cr y 52,0 = 48,0 g de O La composición en número de moles es: 52,0 g de Cr 48,0 g de O = 1,00 mol de Cr ; = 3,00 mol de O 52,00 g mol 1 16,00 g mol 1 Luego, la fórmula empírica de este último óxido es CrO 3 35 Un ácido oxoácido del nitrogeno contiene 1,587% de hidrógeno y 76,191% de oxígeno Razona de cuál de los dos siguientes compuestos puede tratarse: a) Ácido nitroso, HNO 2 b) Ácido nítrico, HNO 3 El ácido desconocido tiene % (1,587% de H + 76,191% de O) = 22,22% de N Los ácidos nitroso y nítrico tienen de masas molares 47,02 g/mol y 63,02 g/mol, respectivamente Como en cada mol de ácido hay, en ambos casos, 1 mol de átomos de N, este elemento contribuye con 14,01 g a la masa molar Obteniendo su porcentaje en cada caso, observamos que se trata del ácido nítrico: 14,01 g de N 47,02 g x 14,01 g de N y = x = 29,80% de N ; = y = 22,23% de N 63,02 g 36 Un ácido oxoácido de azufre contiene un 32,65% de ese elemento Razona de qué compuesto se trata: a) Ácido sulfúrico, H 2 SO 4 b) Ácido sulfuroso, H 2 SO 3 c) Ácido disulfúrico, H 2 S 2 O 7 Las masas molares de los tres ácidos, H 2 SO 4, H 2 SO 3 y H 2 S 2 O 7, son, respectivamente, 98,09 g/mol; 82,09 g/mol, y 178,16 g/mol El porcentaje en masa de azufre en cada uno de ellos vale: Para el H 2 SO 4 : 32,07 g de S x = x = 32,69% de S 98,09 g Para el H 2 SO 3 : 32,07 g de S y = y = 39,07% de S 82,09 g Para el H 2 S 2 O 7 : 2 í 32,07 g de S z = z = 36,00% de S 178,16 g Luego, se trata del ácido sulfúrico, H 2 SO Unidad 10 Naturaleza de la materia

14 37 Dispones de cuatro recipientes, cada uno de los cuales contiene 1 mol de los siguientes oxoácidos del Cl: I) Ácido hipocloroso, HClO II) Ácido cloroso, HClO 2 III) Ácido clórico, HClO 3 IV) Ácido perclórico, HClO 4 Indica en cuál de ellos: a) Hay más átomos de cloro b) Hay más átomos de oxígeno c) Hay más átomos de hidrógeno d) El porcentaje en masa de cloro es mayor e) El porcentaje en masa de oxígeno es mayor f) El porcentaje en masa de hidrógeno es mayor Todos los ácidos dados contienen un átomo de cloro por molécula, o, lo que es equivalente, un mol de átomos de Cl por mol de ácido; lo mismo ocurre para el hidrógeno, pero no así para el oxígeno, ya que la cantidad de átomos aumenta al pasar de HClO a HClO 2, HClO 3 y HClO 4 Con estas ideas previas tenemos: a) En los cuatro recipientes hay igual número de átomos de cloro b) En el recipiente que contenga HClO 4 habrá mayor número de átomos de oxí geno c) En los cuatro recipientes hay igual número de átomos de hidrógeno d) Como la masa de cloro en los cuatro compuestos es la misma, ya que hay igual cantidad de átomos de este elemento, su porcentaje será mayor en el ácido de menor masa molecular, es decir, en el HClO e) Las masas moleculares de HClO, HClO 2, HClO 3 y HClO 4 son, respectivamente, 52,46 u, 68,46 u, 84,46 u y,46 u Por tanto, tendremos, en cada caso: Para el HClO: 16,00 u de O 1 = 30,50% de O 52,46 u Para el HClO 2 : 16,00 u de O 2 = 46,74% de O 68,46 u Para el HClO 3 : 16,00 u de O 3 = 56,83% de O 84,46 u Para el HClO 4 : 16,00 u de O 4 = 63,71% de O,46 u Luego, tiene mayor porcentaje en masa de oxígeno el ácido perclórico, HClO 4, algo que también podríamos haber deducido directamente razonando de igual modo que en el apartado anterior f) Siguiendo un razonamiento análogo al utilizado en el apartado d), el oxoácido con mayor porcentaje en masa de hidrógeno será el ácido hipocloroso, HClO Unidad 10 Naturaleza de la materia 249

15 38 El análisis químico elemental de un compuesto clorado de carbono dio la siguiente composición centesimal en masa: 30,45% de C, 3,83% de H, 20,23% de O y 45,49% de Cl Sabiendo que su masa molecular está entre 150 u y 180 u, cuál será su fórmula molecular? Teniendo en cuenta que las masas molares de C, H, O y Cl son 12,01 g/mol; 1,01 g/mol; 16,00 g/mol, y 35,45 g/mol, respectivamente, la relación entre dichos elementos en el compuesto será: 30,45 g de C 3,83 g de H = 2,535 mol de C ; = 3,792 mol de H 12,01 g mol 1 1,01 g mol 1 20,23 g de O 45,49 g de Cl = 1,264 mol de O ; = 1,283 mol de Cl 16,00 g mol 1 35,45 g mol 1 Dividiendo por el menor valor de los cuatro: 2,535 3,792 1,264 1,283 C = = 2 ; H = = 3 ; O = = 1 ; Cl = 1 1,264 1,264 1,264 1,264 Por tanto, la fórmula empírica del compuesto será C 2 H 3 OCl, cuya masa es: 2 12, , , ,45 = 78,5 u Como la masa molecular está comprendida entre 150 u y 180 u, la fórmula molecular solo puede ser «dos veces» la fórmula empírica; es decir, C 4 H 6 O 2 Cl 2 39 Durante muchos años se ha utilizado el cloroformo como anestésico Esta sustancia presenta la siguiente composición centesimal: 10,06% de C, 0,85% de H y 89,09% de Cl Sabiendo que la masa de 1 L de dicho gas, en condiciones normales, es 5,33 g, determina la fórmula molecular del cloroformo Teniendo en cuenta que las masas molares de C, H y Cl son 12,01 g/mol, 1,01 g/mol y 35,45 g/mol, respectivamente, en g de cloroformo hay: 10,06 g de C = 0,838 mol de C 12,01 g mol 1 0,85 g de H = 0,842 mol de H 1,01 g mol 1 89,09 g de Cl = 2,51 mol de Cl 35,45 g mol 1 Dividiendo por el menor valor, obtenemos: 0,838 0,842 2,51 C = = 1 ; H = = 1 ; Cl = 3 0,838 0,838 0,838 Por tanto, la fórmula empírica del cloroformo es CHCl 3 Como, en condiciones normales de presión y temperatura, el volumen molar es de 22,4 L, la masa molar será: 5,33 g 22,4 L = 119,4 g/mol 1 L 1 mol La unidad estructural CHCl 3 tiene de masa 12,01 + 1, ,45 = 119,4 u, valor que coincide con la masa molecular Por tanto, las fórmulas empírica y molecular son iguales, por lo que la fórmula molecular del cloroformo es CHCl Unidad 10 Naturaleza de la materia