10 Naturaleza de la materia

Tamaño: px

Comenzar la demostración a partir de la página:

Download "10 Naturaleza de la materia"

María Luisa Sáez Lucero
hace 6 años
Vistas:

1 10 Naturaleza de la materia ACTIVIDADES Actividades DE del LADILL interior DE LA UNIDAD de la unidad DIEZ 1. El oígeno se combina con el silicio en una relación de masa 1,14 : 1: a) Qué masa de silicio es necesaria para reaccionar con 1 g de oígeno? b) Qué masa de óido de silicio se formará? Enuncia brevemente las leyes ponderales que hayas utilizado. a) A partir de la relación de combinación de oígeno y de silicio se obtiene la masa: 1,14 g oígeno 1 = = 0,877 g de silicio 1 g silicio b) La reacción química la podemos representar como sigue: oígeno + silicio óido de silicio Como se conserva la masa, se formará la siguiente masa de óido de silicio: 1 g + 0,877 g = 1,877 g de óido de silicio Las leyes ponderales que hemos utilizado son la ley de las proporciones definidas, en el apartado a), y la ley de conservación de la masa en el apartado b): Ley de las proporciones definidas. Cuando dos o más elementos se combinan entre sí para dar un determinado compuesto, lo hacen siempre en un proporción en masa constante. Ley de conservación de la masa. En una reacción química, la masa total no varía; es decir, la masa de los reactivos y de los productos es la misma. 2. De acuerdo con los datos del ejercicio resuelto 1, qué ocurrirá si hacemos reaccionar 3,0 g de Fe con 5,0 g de S? Según los datos de dicho ejercicio resuelto, la ley de combinación es: m hierro 1,74 = = 1,74 m azufre 1 En este caso, tenemos: m hierro 3,0 g = = 0,6 m azufre 5,0 g Como es menor que 1,74, habrá un eceso de azufre. La cantidad necesaria será: 1,74 g de hierro 3,0 g = = 1,72 g de azufre 1 g de azufre Por tanto, la masa de azufre que sobra será: 5,0 1,72 = 3,28 g de S Esto es, al reaccionar 3,0 g de Fe con 5,0 de S, se forman 4,72 g de FeS y sobran 3,28 g de S. bserva que la suma es: 4,72 g + 3,28 g = 8,0 g. Unidad 10. Naturaleza de la materia 231

2 3. Justifica, a partir de la teoría de Dalton, por qué la composición porcentual de un compuesto es fija y constante. Porque los compuestos se forman por reacción de masas concretas de sus elementos. 4. Cada una de las siguientes proposiciones cuestiona alguna de las hipótesis de Dalton. Indícalas. a) El oígeno tiene varios isótopos. b) Los electrones y los protones son partículas subatómicas. c) La fórmula molecular de la sacarosa (azúcar) es C 12 H a) Cuestiona la segunda hipótesis, ya que los isótopos no son idénticos en masas, aunque sí en sus propiedades químicas. b) Cuestiona la primera hipótesis, porque la eistencia de los electrones y de los protones implica la divisibilidad de los átomos. c) Cuestiona la tercera hipótesis, ya que la fórmula dada no sería el resultado de una unión entre átomos en una relación numérica sencilla. 5. Eperimentalmente se encuentra que 1 L de hidrógeno reacciona con 1 L de cloro para dar 2 L de cloruro de hidrógeno. Determina la fórmula molecular del cloruro de hidrógeno. Como, según la ley de Avogadro, el número de moléculas es directamente proporcional al volumen, suponiendo que en 1 L hay n moléculas, tendremos: n moléculas de H 2 + n moléculas de Cl 2 2 n moléculas de cloruro de hidrógeno Simplificando: 1 molécula de H molécula de Cl 2 2 moléculas de cloruro de hidrógeno Por tanto, en dos moléculas de cloruro de hidrógeno habrá 2 átomos de H y 2 átomos de Cl. De este modo, la fórmula molecular será HCl. 6. Tenemos dos recipientes de igual volumen y en idénticas condiciones de presión y temperatura. En el primero hay 0,391 g de cloro, y en el segundo, 0,143 g de acetileno: a) Dónde hay mayor número de moléculas? Por qué? b) Qué relación eiste entre las masas de una molécula de acetileno y una de cloro? a) En los dos hay igual número de moléculas, ya que ambos recipientes tiene el mismo volumen y se encuentran en idénticas condiciones de presión y temperatura. b) Como ambos tienen igual número de moléculas, podemos escribir: 0,391 = n í M cloro 0,143 = n í M acetileno Dividiendo ambas ecuaciones y reordenando términos queda: M acetileno 0,143 = = 0,366 M cloro 0,391 Es decir, la masa de cada molécula de acetileno es 0,366 veces la de una molécula de cloro. 232 Unidad 10. Naturaleza de la materia

3 7. Encuentra la relación de equivalencia entre la unidad de masa atómica y el gramo. La masa de un mol de átomos de C-12 es 12 g, y en esa cantidad hay contenidos 6, átomos de dicho isótopo; por tanto, la masa de un átomo de C-12 la podemos calcular como sigue: 6, átomos de C-12 1 = 8 = 1, g 12 g Como, por definición, la unidad de masa atómica es la doceava parte de la masa de un átomo de C-12, tendremos: 1, u = 23 = 1, g Calcula el número de moléculas que hay en 25 ml de etanol, C 2, sabiendo que su densidad es 0,789 g/ml. La masa de etanol presente en 25 ml de este es: g m = V d m = 25 ml 0,789 = 19,7 g ml y la masa molar de dicha sustancia, que contiene N A moléculas, es: M m = 2 12, , ,00 = 46,08 g/mol Por tanto, el número de moléculas de C 2 será: 46,08 g (1 mol) de C 2 6, moléculas de C 2 19,7 g de C = 2 = 2, moléculas de C 2 9. Qué tiene más masa, 1, átomos de sodio o 1 L de amoniaco medido en condiciones normales? Sabiendo que la masa de un mol de átomos de sodio, 22,99 g, contiene 6, átomos de Na, la masa de 1, átomos de Na será: 6, átomos de Na 1,15 10 = 23 = 4,39 g de Na 22,99 g Como en 22,4 L, en c.n., hay un mol de NH 3, es decir, 17,04 g, en 1 L la masa será: 1 L 1 mol 17,04 g = 0,761 g de NH 22,4 L 1 mol 3 Por tanto, la masa de 1, átomos de Na es mayor que la de 1 L de NH 3 medido en condiciones normales; luego, el peso de los primeros es mayor. 10. Calcula la masa en gramos de una molécula de agua. La masa de 1 mol de moléculas de agua es 18,02 g; luego: 6, moléculas de H 2 1 = = 2, g de agua 18,02 g Unidad 10. Naturaleza de la materia 233

4 11. Calcula la composición centesimal de los siguientes compuestos: a) Etanal. b) Ácido butanoico. c) Sulfato de cromo (III). Consulta a tu profesor o profesora el porqué de los resultados de los apartados a) y b). a) Para calcular la composición centesimal del etanal, en primer lugar hemos de obtener su masa molecular. Teniendo en cuenta que su fórmula molecular es CH 3 CH; esto es, C 2 H 4 : M (CH 3 CH) = + + = + + C H C H Sumando los tres términos anteriores, obtenemos: M (CH 3 CH) = u Por tanto: 24, = 54,52% de C 4, = 9,17% de H 16, = 36,31% de b) La masa molecular del ácido butanoico, CH 3 CH 2 CH 2 CH, es (operando igual que en el apartado a): M (C 4 H 8 2 ) = 4 12, , ,00 = u Luego: 48, = 54,52% de C 8, = 9,17% de H 32, = 36,31% de c) La masa molecular del sulfato de cromo (III) es: M [Cr 2 (S 4 ) 3 ] = 2 52, , ,00 = u Entonces: 104, = 26,52% de Cr 96, = 24,53% de S 192, = 48,95% de Los porcentajes de los compuestos de los apartados a) y b) coinciden, ya que ambos tienen la misma fórmula empírica, C 2 H Unidad 10. Naturaleza de la materia

5 12. El análisis químico elemental de un compuesto orgánico dio el siguiente resultado: 62,01% de C, 10,32% de H y 27,67% de. Sabiendo que la densidad de su vapor, en condiciones normales, es de 5,19 g/l, determina la fórmula molecular del compuesto. En 100 g de dicho compuesto hay 62,01 g de C, 10,32 g de H y 27,76 g de. Teniendo en cuenta las respectivas masas molares de C, H y, la composición en moles será: 62,01 g de C 12,01 g mol 1 = 5,163 mol de C 10,32 g de H 1,01 g mol 1 = 10,22 mol de H 27,67 g de = mol de 16,00 g mol 1 Reduciendo esta relación a números enteros, para lo cual dividimos por el menor de estos tres valores, obtenemos: 5,163 C: = 2, ,22 H: = 5,91 6 : = 1 Por tanto, como la relación en número de átomos ha de ser la misma, la fórmula empírica del compuesto será: C 3 Por otro lado, podemos calcular la masa de un mol de sustancia a partir de su densidad en estado gaseoso, en condiciones normales, sabiendo que un mol de sustancia ocupa 22,4 L: m = 22,4 L 5,19 g = 116,26 g 1 L Por tanto, la masa molar será M = 116,26 g/mol. Y, entonces, la masa molecular será: M m = 116,26 u Como la unidad estructural C 3 tiene de masa: 3 12, , ,00 = 58,09 u y la fórmula molecular tiene dos veces la masa de dicha unidad estructural: 116,26 = 2 58,09 la fórmula molecular del compuesto será, finalmente: C 6 H 12 2 Unidad 10. Naturaleza de la materia 235

Documentos relacionados

Principios y conceptos básicos de Química

Principios y conceptos básicos de Química Se estudiarán durante las dos primeras quincenas, estos contenidos están en el tema 2 del libro de texto. Quincena 1ª - Repaso de conceptos estudiados en ESO (Densidad,