Nº AVOGADRO Y LEYES PONDERALES

Transcripción

1 Nº AVOGADRO Y LEYES PONDERALES 1.- De un recipiente que contiene 3 g de metano(ch ), se extraen éculas. Calcule: a) Los es de metano que quedan. b) Las éculas de metano que quedan. c) Los gramos de metano que quedan. Masas atómicas: C=1; H=1 M CH = 16 g/ 1CH a)moles iniciales de CH : 3gCH = esch 16gCH 1CH 9 10 éculasch = 1,9esCH 3 3 6, éculasch Moles que sobran de CH = es 1,9 es = 0,51 es de CH b) 1CH 6, éculas 3 1, 10 3 gch = esch = éculas 16gCH 1CH Moléculas que quedan de Metano: 1,x10 9x10 3 =3x10 3 éculas de CH 16gCH c) 1, 9esCH = 3,8gCH Quedarán: 3 3,8 =8,16 g CH 1esCH

2 .- Se toman 5,1 g de H S. Calcule: a) El nº de es presentes y el volumen que ocupan en condiciones normales b) El nº de éculas de H S presentes. c) El nº de átomos de hidrógeno. Masas atómicas: H = 1; S = 3. M HS = 3 g/ a) b) c) 1H S 5,1gH S = 0,15esH S 3gHS,Litros 0,15esH S = 3,36LitrosH S 1esH S 6, éculas 0,15esH S 9, = 1esH S átomosh 9, éculash S = 1, éculasH S éculash S átomosh 3.- Un litro de SO se encuentra en condiciones normales. Calcule: a) El nº de es que contiene. b) El nº de éculas de SO presentes. c) La masa de una écula de dióxido de azufre. Masas atómicas: O = 16; S = 3 M SO =6 g/ 1SO a) 1LitroSO = 0,05esSO, LitroSO b) 6, éculas 0, 05esSO, = éculasso 1esSO 6gramos c) 1éculaSO = 1, , éculasso gramos

3 .- Exprese en es las siguientes cantidades de dióxido de azufre: a) 11, litros, medidos en condiciones normales de presión y temperatura b) 6,03 10 éculas. c) 35 litros medidos a 7ºC y atm de presión. Datos: R = 0,08 atm L K -1-1 M SO =6 g/ ; 7ºC = 300ºK 1SO a) 11, LitroSO = 0,5esSO, LitroSO b) 1SO 6, éculasso = 0,1esSO 3 6, éculasso P V atm 35Litros c) n = = =,85esSO R T atm Litro 0, º K º K 5.- a) Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio? b) Cuántos átomos de aluminio hay en 0 5 g de este elemento? c) Cuántas éculas hay en una muestra que contiene 0 5 g de tetracloruro de carbono? Masas atómicas: C = 1; Na = 3; Al = 7; Cl = M ClC = 15 g/ 3gramos a) 1átomoNa = 3, , átomosna 3 gramos b) c) 3 6, átomosal 0,5gAl = 1,1 10 7gramos átomosal 6, éculascl C 0,5gCl C 1, = 15gramosClC éculascl C

4 6.- Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no: a) 17 g de NH ocupan, en condiciones normales, un volumen de litros. 3 b) En 17 g NH hay éculas. 3 c) En 3 g de O hay 6 03 x10 3 átomos de oxígeno. Masas atómicas: H = 1; N = 1; O = 16. M NH3 = 17 g/ 1NH,LitrosNH = Verdadera 3 3 a) 17grNH3, LitroNH3 17grNH3 1NH3 3 1NH3 6, éculasnh3 3 b) 17grNH3 = 6, éculas Verdadera 17grNH 1NH c) 3 3 1O 6,03 10 éculaso átomoso 3grO 1, = átomoso Falso 3grO 1O 1éculasO

5 7.- Se sabe que 8,61 gramos de magnesio reaccionan con 3,0 gramos de oxígeno para dar óxido de magnesio. a) Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán? b) Con cuántos gramos de oxígeno reaccionarán 1,0 gramo de magnesio? Cuánto óxido se obtendrá? c) Con cuántos gramos de magnesio reaccionarán 1,0 gramo de oxígeno? Cuánto óxido se obtendrá? a) 8,61 gramos Mg + 3 gramos O = 80,61 gramos de Óxido: Ley de Lavoisier b) 3gramosO 8,61gramosMg 1gramoMg = 0,66 gramoso GramosÓxido = 1gramoMg + 0,66gramosO = 1,66gramosÓxido c) 8,61gramosMg 1gramoO = 1,5gramosMg 3gramosO GramosÓxido = 1, 5gramoMg + 1gramosO =, 5gramosÓxido

6 8.- El amoniaco es un compuesto formado por Hidrógeno y Nitrógeno. Al analizar varias muestras, se han obtenido los siguientes resultados: a) Se cumple la ley de las proporciones definidas?. b) Cuánto Nitrógeno se combina con 1 gramo de Hidrógeno? y cuánto gramos de amoniaco se formará? a) gramosn gramosh 5,56 10,88 19,85 9,98 37,59 = = = = = =,67 Si se cumple 1,19,33, 5 6, 8, 05 b),67gramosn 1gramoH =,67gramosN 1gramosH GramosNH =,67gramosN + 1gramoH = 5,67gramosNH Al analizar el dióxido de carbono se comprueba que tiene un 7% de C. Calcular la cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá al combinar 5 gramos de C con el suficiente oxígeno. Si el compuesto contiene un 7% de carbono Si tomamos 100 gramos de Dióxido de carbono: habrá 7 gramos de Carbono y 100-7= 73 gramos de Oxígeno. Por tanto : 73gramosO gramosc = 7gramosC 5 16 gramoso GramosCO = 5gramosC + 16gramoO = 00gramosCO

7 10.- 5,1 gramos de mercurio se combinan con gramos de oxígeno para formar óxido de mercurio. En otras condiciones 0,0 gramos de mercurio se combinan con 0,016 gramos de oxígeno para formar otro óxido. Verifica la ley de las proporciones múltiples. Compuesto A 5,1 gramos de Hg gramos de O Compuesto B 0,0 gramos de Hg 0,016 gramos de O Compuesto B 5,1 gramos de Hg 0,016grO grhg = 0, 0grHg 5,1 1 gro masa O (A)/ masa O (B) = = nº entero

8 11.- El estaño forma dos cloruros cuyos contenidos en estaño son 88,1 % y 78,76 % respectivamente. Comprueba que se cumple la ley de las proporciones múltiples. Cloruro A 88,1 gramos de Sn 11,88 gramos de Cl Cloruro B 78,76 gramos de Sn 1, gramos de Cl Cloruro B 88,1 gramos de Sn 1, grcl grsn = 78,76grSn 88,13 3,76 grcl masa Cl (B)/ masa Cl (A) = 3,76/11,88= = número entero

9 FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR 1.- Un cierto compuesto X está formado por un 33,3% del elemento A y un 66,7% del elemento B. Cuántos gramos de X se formarán cuando se mezclan 3,98 gramos de A con 6,3 gramos de B, en las condiciones experimentales en las que se produjo X?. En el compuesto X : Se combinan 33,3 gramos de A con 66,7 gramos de B 66,7gramosB 3,98gramosA = 7,97gramosB 33,3gramosA Según los cálculos anteriores, el reactivo Limitante es el B. Vamos a calcular por tanto los gramos de A que reaccionarán con B. 33,3gramosA 6,3gramosB = 3,11gramosA 66,7gramosB Por tanto se formarán de X: 3,11 gramos + 6,3 gramos = 9,3 gramos de X.- Qué sustancia es más rica en nitrógeno, el nitrato de potasio o el nitrito de calcio? Masas atómicas: N = 1 ;O = 16; K = 39,1; Ca = 0 Nitrato de potasio : KNO 3 M KNO3 = 101,1 g/ Nitrito de calcio : Ca(NO ) M Ca(NO) = 13 g/ 1gramos En el Nitrato : % N = 100 = 13,85% N 101,1gramos 8gramos En el Nitrito : % N = 100 = 1, 1% N 13gramos Según estos cálculos el compuesto más rico en Nitrógeno es el Nitrito de calcio.

10 3.- Calcula la fórmula empírica de un compuesto cuya composición centesimal es: 38,71 % de Ca, 0 % de P y 1,9 % de O. Masas atómicas: Ca = 0: P = 31: O = 16 1átomosCa 38, 71gramosCa = 0,9678esCa 0gramosCa 1átomosP 0gramosP = 0,65esP 31gramosP 1átomosO 1,9 gramoso =,58esO 16gramosO 0,9678 esca / 0.65 = 1,5 = 3 0,65 esp / 0, 65 = 1 =,58 eso / 0, 65 = = 8 Por tanto la fórmula empírica del compuesto es: (Ca 3 P O 8 ) n

11 .- Un compuesto volátil contiene 5,5 % de C, 9,10 % de H y 36, % de O. Sabiendo que 0,35 g de este compuesto en estado gaseoso ocupan 10 ml a 100º C y 1 atm, determina su fórmula empírica y la ecular. Masas atómicas: C = 1; O = 16; H = 1 1átomosC 5,5gramosC =,5esC 1gramosC 1átomosH 9,10gramosH = 9,10esH 1gramosH 1átomosO 36, gramoso =, 75esO 16gramosO,5 esc /, 75 = 9,10 esh /, 75 =, 75 eso /, 75 = 1 Por tanto la fórmula empírica del compuesto será: (C H O) n Para determinar su fórmula ecular, calcularemos en primer lugar su Masa Molecular: P V 1atm 0,10Litros n= = = es R T atm L 0, º K º K Mgramos 0, 0039es = 0,35gramos 1 M = 88 g/ Por otra parte como la fórmula del compuesto es :(C H O) n, su Masa Molecular será igual a M= (1x + 1x + 16x1) n = n = 88 n = Es decir que la fórmula Molecular del compuesto es : :(C H O) = C H 8 O

12 5.- Un hidrocarburo(compuesto formado por C y H) contiene un 85,63% de carbono. La densidad del gas en condiciones normales es 1,58 g/l. Halla las fórmulas empíricas y ecular del compuesto. Masas atómicas: C =1; H = 1 a) Fórmula Empírica : 85,63% C ; ,63 = 1,37% H 1átomosC 85,63gramosC = 7,136esC 1gramosC 1átomosH 1,37gramosH = 1,37esH 1gramosH Por tanto la fórmula Empírica será : (CH ) n esc / 7,136 = 1 1,37 esh / 7,136 = b) Fórmula Molecular P M La densidad de un gas viene dada por la ecuación: d = R T en donde P = presión en atmósfera; M es la Masa Molecular en g/ ; R = 0,08 atmxlxºk -1 x -1 y T es la temperatura absoluta y d es la densidad en g/l. Aplicando esta ecuación se deduce que la Masa Molecular del compuesto es: g atm L 1, 58 0, 08 73º K d R T M = = L º K = 8,16 g/ P 1atm Si el compuesto es (CH ) n su Masa Molecular es: ( 1 + ) x n = 1 n = 8,16 n= La fórmula Molecular es por tanto : (CH ) = C H

13 6.- Al quemar,371 gramos de carbono se forman 8,688 gramos de un óxido gaseoso de este elemento. En condiciones normales, 1 litro de éste óxido pesa 1,9768 gramos. Halla la fórmula ecular de dicho compuesto. Masas atómicas: C = 1; O = 16 Al formarse 8,688 gramos de óxido y partirse de,371 gramos de carbono, el óxido estará formado por,371 gramos de carbono y 8,688-,371 = 6,317 gramos de oxígeno. 1átomosC,371gramosC = 0,198esC 1gramosC 1átomosO 6,317gramosO = 0,395esO 16gramosO 0,198 esc / 0,198 = 1 0,395 eso / 0,198 = La fórmula empírica del compuesto es : (CO ) n P V 1atm 1Litros n= = = 0.07es R T atm L 0, 08 73º K º K Mgramos 0, 07es = 1,9768gramos 1 M =, g/ Por otra parte como la fórmula del compuesto es :(CO ) n, su Masa Molecular será igual a M= (1x1 + 16x) n = n =, n = 1 Es decir que la fórmula Molecular del compuesto es : :(CO ) 1 = CO

14 7.- Al quemar 3,1 gramos de un hidrocarburo, que ocupa,3 litros en condiciones normales, se producen 9, gramos de dióxido de carbono y 5,6 gramos de agua. Halla con estos datos sus fórmulas empírica y ecular. Masas atómicas: C = 1; H = 1 M CO = g/ ; M HO = 18 g/ a) Fórmula Empírica: 1gramosC 9, gramosco =,51gramosC gramosco gramosh 5,6gramosH O = 0,6gramosH 18gramosH O 1átomosC,51gramosC = 0, 09esC 1gramosC 1átomosH 0,6gramosH = 0,6esH 1gramosH 0, 09 esc / 0, 09 = 1 0,6 esh / 0, 09 = 3 La fórmula Empírica del compuesto será : (CH 3 ) n b) Fórmula Molecular: P V 1atm,3Litros n= = = 0.103es R T atm L 0, 08 73º K º K Mgramos 0,103es = 3,1gramos 1 M = 30 g/ Por otra parte como la fórmula del compuesto es :(CH 3 ) n, su Masa Molecular será igual a M= (1x1 + 1x3) n = 15 n = 30 n = Es decir que la fórmula Molecular del compuesto es : :(CH 3 ) = C H 6

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